Equilíbrio Químico · 2017-06-19 · Sistemas Homogêneos: Equilíbrio Iônico: Conceitos,...

QUÍMICA

Prof ª. Giselle Blois

Equilíbrio Químico

Sistemas Homogêneos: Equilíbrio Iônico: Conceitos,

Diluição de Ostwald, Efeito do Íon Comum - Parte 2

Sistemas Homogêneos: Equilíbrio Iônico: Conceitos, Diluição de Ostwald, Efeito do Íon Comum

Relembrando:

Quanto maior forem α e K, mais ionizado (mais forte) será o

eletrólito; e, ao contrário, quanto menores forem alfa e K, menos

ionizado (mais fraco) será o eletrólito.

* Na verdade, só faz sentido definir a constante de ionização para

eletrólitos fracos e em soluções diluídas.


OBS:

- Tanto α como K aumentam com a temperatura;

- No caso de um poliácido (ou polibase), a ionização é gradativa,

ionizando um H+ (ou um OH-) por vez. A cada etapa, os valores

de alfa e de K diminuem;


- Como Ka e Kb são valores muito pequenos, por questão de

facilidade, são expressados através de logaritmos.

pKa = - log (Ka)

pKb = - log (Kb)

• Importante:

QUANTO MENOR FOR O K, MAIOR SERÁ SEU CORRESPONDENTE

pK.


Ex.: H3PO4 → 3 H+ + PO43-

H3PO4 → H+ + H2PO4- K1 = 7,5 . 10-3 pK1 = 2,12

H2PO4- → H+ + HPO4

-2 K2 = 2,0 . 10-7 pK2 = 6,70

HPO4-2 → H+ + PO4

-3 K3 = 1,0 . 10-12 pK3 = 12,00


Lei de Ostwald

Esta lei relaciona a constante de equilíbrio, o grau de ionização e a

molaridade dos eletrólitos.


Exemplo:


Pode ser expressa por:

Ki = M⋅α2

1−α


Pode ser expressa por:

Ki = M⋅α2

1−α

Como se trata de eletrólitos fracos, α é muito pequeno, logo a expressão pode ser simplificada, na maioria dos casos:

Ki=M⋅α2

Onde:

M é a molaridade (mol/L); α é o grau de ionização; Ki é a constante de ionização.


A lei de diluição de Ostwald estabelece que o acréscimo de solvente

em uma solução provoca um aumento no grau de ionização.

- Quanto menor for a molaridade, maior é o grau de ionização do

eletrólito, pois o valor de Ki é constante.

- Quanto mais diluída for a solução, maior será o grau de ionização.


Em uma solução, se aumentarmos o volume por acréscimo de

solvente, teremos uma solução mais diluída, e consequentemente a

concentração em quantidade de matéria diminui, uma vez que a

quantidade de mols de soluto não foi alterada, e o grau de

ionização aumenta, tendendo a 100%.


EXERCÍCIO


1. (PUC) O ácido acético, em solução aquosa 0,02 mol/L e a 25 °C,

está 3% dissociado. Sua constante de dissociação, nessas condições,

é aproximadamente:

a) 1,8 x 10−5

b) 1,2 x 10−4

c) 2,0 x 10−2

d) 3,6 x 10−2

e) 6,0 x 10−2


Pela expressão da lei de Ostwald podemos calcular o valor de Ka :

Ka = M ⋅ α2

Dados: α = 0,03 M = 0,02 Substituindo: Ka = 0,02 . (0,03)2 Ka = 0,000018

Ka = 1,8 x 10−5


CH3COOH H+ CH3COO-

Número inicial de mols

0,02 0 0

Número de mols ionizados

0,02 . 0,03 = 0,0006 0,0006 0,0006

Número de mols no equilíbrio

0,02 – 0,0006 = 0,0194

0,0006 0,0006

Concentrações molares no equilíbrio

0,0194/1 = 0,0194 0,0006/1 = 0,0006

0,0006/1 = 0,0006

Ka = [H+].[CH3COO-] = 0,0006 . 0,0006 = 1,85 . 10-5

[CH3COOH] 0,0194


1. (PUC) O ácido acético, em solução aquosa 0,02 mol/L e a 25 °C,

está 3% dissociado. Sua constante de dissociação, nessas condições,

é aproximadamente:

a) 1,8 x 10−5

b) 1,2 x 10−4

c) 2,0 x 10−2

d) 3,6 x 10−2

e) 6,0 x 10−2

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