Dicas Importantes - Equilíbrio Iônico Ka Kb 351m3z

RESUMO SOBRE EQUILÍBRIOS IÔNICOS.

01. Considera-se aqui que os equilíbrios iônicos ocorrem em solução aquosa, a 25oC.Nessa temperatura o Produto Iônico da água é Kw = 1 x 10-14 ,ou seja,pKw = 14. 02. Na água pura, a 25oC, [H+] = [OH-] = 1 x 10-7 mols/L, com pH = pOH = 7. 03. Há 7 ácidos muito fortes na água,sendo seis deles monopróticos (e um diprótico) : clorídrico,bromídrico, iodídrico, nítrico,clórico, perclórico e a primeira acidez do H2SO4.Como conseqüência,as bases conjugadas desses ácidos(que são os ânions cloreto,brometo,iodeto,nitrato,clorato, perclorato e hidrogenossulfato, respectivamente) são fraquíssimas, e não têm condições de aceitar o H+ da água. 04. Em solução aquosa não é possível saber qual deles é o ácido mais forte.Para isso seria necessário usar um solvente menos básico do que a água. 05. A ionização de qualquer um desses ácidos muito fortes é completa, ou seja, o grau de avanço (alfa) é 100%.A segunda ionização do H2SO4 é quase completa e,por tal motivo, SO42- pode, também, ser considerado uma base fraquíssima. 06. Para os 6 ácidos monopróticos listados acima [H+] = Mácido. Para o ácido sulfúrico, [H+] é aproximadamente igual a 2xMácido.(Peça explicação ao seu professor sobre este caso) . 07. Exemplo para qualquer um dos seis ácidos muito fortes, monopróticos: Seja Mácido = 0,1 mols/L.Encontra-se pH = 1. Para o ácido sulfúrico: Seja H2SO4 0,1 molar. Temos [H+] bem próximo de 0,2 mols/L, e pH fica em torno de 0,7. 08. O ânion hidrogenossulfato, HSO4- é, teoricamente, anfótero. Na realidade, seu Ka é muito maior que seu Kb,ou seja,em solução aquosa ele se comporta como ácido. 09. A grande maioria dos ácidos não reage completamente com a água, sendo chamados de ácidos fracos (em relação aos sete já mencionados).Logo,como o grau de avanço da ionização é inferior a 100%,há um equilíbrio em solução aquosa.Consequentemente,há uma constante de acidez Ka( e um pKa correspondente).Tomando o HCN como exemplo: HCN + H2O < = > H3O+ + CNA reação direta ocorre em pequena extensão(alfa é pequeno).Logo,as concentrações dos íons são iguais e pequenas. 10. Podemos comparar as forças entre ácidos fracos comparando suas constantes de acidez: Quanto menor o valor de Ka,mais fraco é o ácido e,na mesma concentração molar,ele está menos ionizado que o outro. Lembre que você pode usar os pKa em lugar dos Ka.Quanto maior o pKa mais fraco é o ácido. 11. Lembre que para um dado par conjugado ácido-base, Ka x Kb = 1 x 10-14,a 25oC. Por exemplo, como o ácido acético tem Ka = 10-4,8, então o ânion acetato,sua base conjugada, tem Kb = 10-9,2. (De outra forma, pKa = 4,8 e pKb =9,2). Num outro exemplo, como HF tem Ka = 10-3,2(pKa = 3,2),sua base conjugada F- tem Kb = 10-10,8. Ao comparar os ácidos acético e fluorídrico, percebe-se que HF é mais forte (menor pKa) que CH3COOH(maior pKa) e,inversamente,o ânion acetato é base mais forte que o ânion fluoreto. Assim, quanto mais forte for o ácido, mais fraca é sua base conjugada.Veja que os valores de Ka e Kb,para um dado par conjugado, estão matematicamente relacionados.Isso explica por que as bases conjugadas daqueles sete ácidos muito fortes são fraquíssimas.

12. Para calcular o pH das soluções aquosas dos ácidos fracos,sugerimos : - Usar a fórmula aproximada de OSTWALD para obter o grau de avanço (alfa) da reação de ionização : Ka =(alfa)2.Mácido. - Achado alfa, calcular [H+] multiplicando alfa pela concentração molar da solução ácida. - Agora, você pode obter o pH. 13. Se a solução aquosa contém uma base muito forte (hidróxido, ou concentração dos ânions hidroxila é igual à concentração da solução.

amideto alcalino),lembre que a

Assim, por exemplo, uma solução 0,1M de qualquer um dos compostos iônicos citados tem [OH-] = 10-1mol/L. Para essas soluções, pOH = 1 e pH = 13. ( No caso de hidróxidos alcalino-terrosos,não confundir a força da base com sua solubilidade.Por exemplo,o hidróxido de magnésio é pouco solúvel na água,mas a pequena parte dissolvida se encontra na forma de íons Mg2+ e OH-.O íon hidroxila,pelo que conhecemos,é base forte). 14. Seja uma solução aquosa 10-3molar de Ba(OH)2. A concentração de OH- = 2 x 103mols/L.Desse modo,pOH = 2,7 e pH = 11,3. (É interessante notificar que a base é,na realidade,o ânion hidroxila OH- presente nos compostos que chamamos de hidróxidos.De modo análogo,a base é o ânion amideto NH2- presente nos compostos chamados amidetos.São esses íons que aceitam H+ da água). + H2O = > NH3 + OH(alfa = 100%) NH215. Os cátions alcalinos são os ácidos conjugados dos hidróxidos e amidetos.Esses cátions são ácidos fraquíssimos.Não mostram qualquer tendência para doar H+ a água. 16. Suponha agora uma solução contendo um sal cujo ânion é uma base conjugada de ácido fraco(acetato,ou cianeto,ou carbonato,por exemplo)e cujo cátion seja alcalino.Analise com atenção: - Seja o acetato de sódio.O cátion não tem propriedades de ácido.O ânion é uma base cujo Kb é conhecido(ou pode ser calculado do Ka do ácido acético).Logo,a solução é básica,ou seja,tem pH > 7 a 25o. Observe que na reação do acetato com a água,há produção de OH-.Ao aumentar a concentração deste ânion deve diminuir a concentração do cátion H+.Essa é a lógica. CH3COO+ H2O <=> CH3COOH + OHPara calcular o pH da solução aquosa sugerimos que: - Obtenha Kb do acetato : Kb = Kw / Ka(do ácido acético) - Use a fórmula simplificada de OSTWALD para obter alfa (da reação do ânion acetato coma água) empregando Kb do acetato e a molaridade do ânion. - Achado alfa, calcule [OH-] multiplicando alfa pela molaridade. - Obtida a concentração do hidroxila, ache o pOH e depois o pH. 17. Imagine o caso inverso onde o sal é formado por cátion com propriedades ácidas (NH4+,por exemplo) e ânion sem propriedades básicas(caso de cloreto,brometo,nitrato etc).Veja que a solução será ácida com pH < 7 , a 25oC. NH4+ + H2O < = > NH3 + H3O+ A reação do cátion amônio com água produz hidroxônio.Se a concentração deste íon cresce então deve diminuir a concentração do hidroxila.Veja novamente a lógica. - Como exemplo,seja o nitrato de amônio. O cátion tem propriedades de ácido. O ânion não tem propriedades de base.Logo,a solução será ácida.Para calcular o pH sugerimos que: - Use o Ka do cátion amônio(ou obtenha a partir do Kb do NH3) para obter alfa da reação do cátion com a água.Lembre que Ka =(alfa)2.M(solução).Obtido alfa,encontre [H+] multiplicando alfa pela concentração molar.Depois,calcule o pH.

Atenção! Nos dois últimos itens (16 e 17) mostramos a situação quando um sal é dissolvido na água.Lembre que no caso mais comum o sal é formado por um cátion e por um ânion.Se nenhum dos dois tem propriedades ácidas ou básicas,eles não interferem no equilíbrio da água.Assim,o pH não se altera e a solução é neutra.Esse é o caso de qualquer sal alcalino onde o ânion é cloreto,brometo,nitrato etc. Se o ânion do sal tem propriedades básicas (acetato,fluoreto,cianeto,hipoclorito,carbonato etc)a solução será básica porque o ânion reage com a água: A-

H2O

+

<=>

HA

OH-

+

Veja que a reação direta produz ânions hidroxila.Assim,como a concentração desses íons aumenta,a concentração dos íons H+ deve diminuir.A solução será básica e pH > 7. Se o cátion do sal tem propriedades ácidas (caso do NH4+ e dos alquil-amônio),ele reage com a água doando H+ : NH4+

+

H2O

<=>

NH3

+

H3O+

Veja que na reação se produz H3O+.Ao aumentar a concentração desse cátion,diminui a concentração do ânion hidroxila.A solução será ácida e pH < 7. QUANDO UM ÍON REAGE COM ÁGUA PARA FORMAR H3O+ OU OH- A REAÇÃO ÁCIDO-BASE É CHAMADA DE HIDRÓLISE DO ÍON ( E NÃO HIDRÓLISE DO SAL,COMO SE COSTUMA DIZER). As duas reações ácido-base descritas acima são, portanto,de Hidrólise de íons.O grau de avanço(alfa)da reação pode ser chamado grau de hidrólise do íon em questão.

18. No caso do sal formado por cátion com propriedades ácidas e ânion com propriedades básicas, devemos considerar separadamente os dois processos.Seja,por exemplo,uma solução aquosa de Fluoreto de Amônio.NH4+é ácido(Ka = 10-9,2) e F- é base(Kb = 10-10,8).Como se vê,a solução será ácida,uma vez que Ka > Kb.Ambos os íons sofrem hidrólise.O grau de avanço da hidrólise do cátion amônio(que produz H3O+)é maior. Peça ao seu professor como fazer para calcular o pH de uma solução 0,1molar desse sal em água. 19. Quando o íon é anfótero, significa que ele tem um Ka como ácido, e um Kb como base.Veja qual deles é maior. Se Ka > Kb a solução será ácida.Caso contrário,ela será básica.Por exemplo,o ânion bicarbonato tem Kb > Ka.Logo,uma solução aquosa de bicarbonato de sódio é básica. 20. No caso do ácido apresentar dois ou mais hidrogênios ionizáveis há mais de um pKa.A saída do primeiro H+ é sempre mais fácil.Isso corresponde ao menor pKa.Por exemplo,o ácido carbônico,H2CO3 tem pK1 = 6,4 e pK2 = 10,3,correspondentes aos equilíbrios: H2CO3

+

H2O

<=>

H3O+

+

HCO3-

HCO3-

+

H2O

<=>

H3O+

+

CO32-

e

Para pH < pK1 predomina H2CO3. No valor pH = pK1 há 50% de ácido carbônico e 50% de bicarbonato.No pH (6,4 + 10,3)/ 2 =8,4,há 100% de bicarbonato.Acima desse pH começa a aparecer carbonato.Em pH = 10,3 há 50% de bicarbonato e 50% de carbonato.Para pH > 10,3 vai aumentando a % de carbonato e diminuindo a de bicarbonato.