Prof.: Danielle Felix

É o caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons em solução.

• Grau de ionização (α): α = quantidade de mols dissociados ou ionizados

Quantidade inicial de mols

Ex.: Calcule o grau de ionização de uma solução ácida de HCN, sendo que o nº de mols dissolvidos foi igual a 400 e ionizados foi igual a 2.α = 2/400 = 0,005, se colocarmos em percentagem, teremos:

α = 0,005 x 100 α = 0,5% (um ácido fraco)

Constante de dissociação ou ionização (Kc):

• HCl H+ + Cl- Ka = [H+][Cl-] Ka = 1,0x107

[HCl] Quando o valor de K é alto, dizemos que o eletrólito é forte, e o valor de α é próximo de 100%;

• NH4OH NH4+ + OH- Kb = [NH4

+][OH-] Kb = 1,8*10-5

[NH4OH]

Quando o valor de K é baixo, dizemos que o eletrólito é fraco, e o valor de α é próximo de 0%.

Tomemos o exemplo do ácido acético. Considere uma solução do ácido em mols/litro (M). 

Temos:

α = _[H+]_ => [H+] = α . M M

• Se aplicarmos a expressão de Ki para este

equilíbrio, temos: 

• Se dividirmos por M o numerador e denominador, teremos:

• Para monoácidos e monobases fracas: Ki = α2 . M

Lei da diluição de Ostwald para

monoácidos (Ka) e monobases (Kb)

Conclusão:“A uma dada temperatura, o aumento da concentração provoca diminuição do grau de ionização e, ao contrário, a diminuição da concentração provoca aumento do grau de ionização.”

• Equilíbrio iônico na água/produto iônico da água:

A água pua se ioniza segundo a reação:H2O H+ + OH-

Na verdade, esse processo é mais bem explicado pela auto-ionização da água:

H – O – H + H – O – H H – O – H + OH-

H+

Ou 2 H2O H3O+ + OH-

O produto iônico da água é: Kw = 1 x 10-14 (a 25ºC)

Em água pura: [H+] = [OH-] = 10-7

Em soluções aquosas ácidas:

Ex.: HCl, um ácido forte e facilmente ionizável HCl H+ + Cl- (1)

H2O H+ + OH- (2)

Com o excesso de H+, o equilíbrio tende a deslocar (lei de Le Chatelier) na reação 2, no sentido de consumir esse excesso, deslocando-se para esquerda, conseqüentemente, diminuindo a concentração de OH-.

Resumindo, teremos em soluções aquosas ácidas:

• [H+] aumenta → [H+] > 10-7• [OH-] diminui → [OH-] < 10-7

Desse modo, permanece constante o produto: Kw = [H+][OH-] = 1 x 10-14

O mesmo ocorre inversamente em soluções básicas.

O termo pH (potencial de hidrogênio), é utilizado para descrição do grau de acidez ou alcalinidade de uma solução.

Podemos considerar:• Propriedades ácidas de uma solução são devidas à

presença do íon hidrogênio (H+) • Propriedades básicas correspondem a substâncias com um

maior número íons hidroxila (OH-).

A acidez ou alcalinidade de uma substância pode ser expressa em uma escala de pH de 0 a 14.

Escala de pH:pH_________________________________________ 0 7 14 Ácido neutro básico

[H+] > [OH-]: pH < 7 meio ácido

[H+] = [OH-]: pH = 7 meio neutro

[H+] < [OH-]: pH > 7 meio básico

pH = - log [H+] e pOH = - log [OH-] 

Ex.1: Numa aula prática, alguns grupos mediram o pH da solução de HCl 0,01 mol.L-1. Considerando que esse ácido forte é 100% ionizável, sendo, portanto a concentração de H+ igual a 0,01 mol.L-1. Vamos calcular teoricamente o pH dessa solução. [H+]=0,01 mol.L-1 pH = - log [H+]0,01 = 1 x 10-2 pH = - (log 1 x 10-2)

pH = - (log 1 + log 10-2)

sendo log1=0 e log10=1

pH = - (0 +(-2 x log10))pH = - (-2) pH = 2, logo a solução é ácida

Ex.2: A concentração de OH- no sangue é 2,2 x 10-7 mol.L-1. Calcule o pH e pOH dessa solução. Sendo que log 2,2 = 0,35.

[OH-]=2,2 x 10-7 mol.L-1 pOH = - log [OH-]pOH = - (2,2 x 10-7)pOH = - (log 2,2 + log 10-7)pOH = - (0,35 +(-7 x log10))pOH = - (0,35 - 7)pOH = -(-6,65) pOH = 6,65

Então, se pH + pOH = 14pH = 14 – pOHpH = 14 – 6,65pH = 7,35 => portanto, o sangue é levemente básico.

Todo o sal é formado por um cátion e um ânion. Ex: NaCl

Na+ Cl-cátion ânion

HIDRÓLISE SALINA

Sempre o cátion de um sal é proveniente da base, que no caso do NaCl é o hidróxido de sódio, NaOH. Já o ânion sempre é proveniente do ácido, que no mesmo caso é o ácido clorídrico, HCl. Assim, podemos descobrir o ácido e a base que deram origem ao sal.

NaOH + HCl NaCl + H2O

NaCl(aq) Na+ + Cl-

H2O H+ + OH–

Portanto, essa solução salina tem caráter neutro

Ex: Na2SO4

2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

Como estes ânion e cátion são provenientes de ácido e base fortes, respectivamente, estes tendem a permanecer na forma ionizada e não reagem com água, logo, nem o cátion e nem o

ânion sofrem hidrólise, assim temos um caráter neutro quando este sal está dissolvido em água.

Ex: CuSO4

2Cu(OH)2+H2SO4 CuSO4+ 2 H2O Como o ânion sulfato vem do ácido sulfúrico, um ácido forte, este não sofre hidrólise. Porém, o cátion de cobre, que vem de uma base fraca, sofrerá hidrólise:

CuSO4 (aq) Cu2+ + SO42-

2H2O 2 H+ + 2 OH-

Cu2+ + 2 H2O Cu(OH)2 + 2 H+

Portanto, essa solução salina tem caráter ácido

Ex: NaCN

NaOH + HCN NaCN+ H2OComo o ânion cianeto vem do ácido cianídrico, um ácido fraco, este sofre hidrólise. O cátion sódio, que vem de uma base forte, não sofrerá hidrólise:

NaCN(aq) Na+ + CN-

H2O H+ + OH–

CN- + H2O HCN + OH-

Portanto, essa solução salina tem caráter básico

Ex: NH4CN

O ânion cianeto (CN-) vem do ácido cianídrico, HCN; O cátion amônio (NH4

+) vem da base hidróxido de amônio, NH4OH.

Como o ânion cianeto vem do ácido cianídrico, um ácido fraco, e o cátion amônio vem do hidróxido de amônio, uma base fraca, precisamos considerar os valores de Ka (constante de ionização dos ácidos) e Kb (constante de basicidade das bases) para o ácido e a base que dão origem ao cianeto de amônio.

NH4OH + HCN NH4CN+ H2O

Ex: NH4CN

Ka (ácido cianídrico)= 4,9 x 10-10 Kb (hidróxido de amônio) = 1,8 x 10-5

Como Kb > Ka, quem sofre hidrólise é o cátion ânion:

CN- + H2O --> HCN + OH-

O produto da hidrólise é o íon OH-, responsável pelo caráter básico. Então, quando temos um sal proveniente de um ácido fraco e uma base fraca devemos analisar os valores de Ka e Kb quando este sal está dissolvido em água.

1. VOGEL A. I., Quimica Analitica Qualitativa, 5ª ed, Mestre Jou, São Paulo,1981;

2. VOGEL A., Quimica Analitica Quantitativa, 6ªed, LTC, Rio de Janeiro, 2002;

3. SKOOG, A. Douglas; West, M. Donald; Holler, Crouch, S.R., Fundamentos de química analítica, 8a edição, Ed. Thomson, São Paulo, 2006.

FIM