Equilibrio Quimico

Equilibrio Quimico

Solução

É considerada solução química todas as misturas homogêneas que compreendam soluto (substância dissolvida) e solvente (substância predominante e que dissolve o soluto).

Uma solução verdadeira é constituída, no mínimo, por dois componentes:

SOLUTO: O soluto é uma substância que está dispersa em um solvente, ou seja, é a substância que será dissolvida em um meio chamado solvente afim que formar uma solução qualquer desejada. Os solutos são normalmente compostos iônicos, mas podem se apresentar também como compostos moleculares polares.

SOLVENTE: O solvente é uma substância onde o soluto é disperso, ou seja, é a parte que se apresenta em maior quantidade em uma solução e onde o soluto é dissolvido. O solvente mais utilizado é a água , que também é conhecido como solvente universal.

Sendo que a mistura homogênea entre soluto e solvente recebe o nome de solução. Nem toda solução apresentará a água como solvente, conforme pode se observar abaixo: (NaCl) em 1 litro de H2 O, teremos uma solução, na qual o NaCl é o soluto e a água é o solvente supermercados trata-se de uma mistura homogênea entre álcool e água, geralmente constituída de 92% de álcool e 8% de água. Nesse caso, o álcool é o solvente e a água é o soluto.

Tipos de soluções Químicas

Quanto ao estado físico

Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da matéria sendo assim:

Soluções Sólidas: é formada por solventes e também por solutos. As mais comuns em nosso dia a dia estão presentes em ligas metálicas, como o bronze, que é resultado de uma mistura homogênea de cobre e estanho;

Soluções Líquidas : contêm solvente líquido e soluto que pode ser sólido, líquido ou gasoso. Desse modo, as soluções químicas líquidas podem ser:

Sólidos dissolvidos em líquidos : mistura normalmente encontrada quando se mistura açúcar (ou sal) na água. Aqui temos uma combinação ente sólido e líquido, por exemplo, água do mar é uma solução que apresenta vários solutos, entre eles, cloreto de sódio, cloreto de magnésio (MgCl 2 ) e bicarbonatos (HCO 3 - ).

Líquidos dissolvidos em líquidos : a solução química deste tipo é formada quando soluto e solvente são líquidos, como a água oxigenada que tem uma composição de solução aquosa de peróxido de hidrogênio, álcool desinfetante ou ainda álcool combustível. Neste caso, uma mistura de água e álcool (líquido e líquido), por exemplo, temos o combustível denominado gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos derivados do petróleo, e álcool, em uma proporção aproximada de 80% para 20%.

Gases dissolvidos em líquidos : substância torna-se homogênea após a mistura de um soluto de gás e um solvente líquido. Exemplos: água com gás e refrigerantes contêm água e gás carbônico.

Soluções Gasosas : são aquelas constituídas apenas por gases, sendo que toda mistura entre gases apresenta uma única fase, sendo, portanto, uma solução.

Por exemplo, o ar atmosférico é uma mistura constituída por 78% de gás nitrogênio (N 2), 21% gás oxigênio e 1% de outros gases.

Quanto à natureza das partículas dispersas

De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois tipos de soluções:

Soluções Iônicas : são aquelas que apresentam íons dissolvidos. São chamadas também de soluções eletrolíticas, pois conduzem corrente elétricas. Por exemplo, ao diluirmos 1g de sal de cozinha (NaCl) em água, teremos uma solução que apresenta os íons Na + e Cl - dissolvidos, de acordo com o esquema abaixo:

Soluções moleculares : são aquelas formadas por moléculas dissolvidas. São também chamadas de não eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao repetirmos o procedimento anterior, mas desta vez utilizando o açúcar (C 12H 22O 11) ao invés do sal, perceberemos (de acordo com a equação abaixo) que não há separação do soluto, portanto, trata-se de uma solução constituída por moléculas dissolvidas, molecular.

Quanto à proporção entre soluto e solvente

De acordo com as quantidades em massa de soluto e solvente presente na solução, poderemos ter quatro possibilidades de classificação. Para compreendê-las, precisamos conhecer o conceito de coeficiente de solubilidade (CS). O CS representa a quantidade máxima de determinado soluto que poderemos dissolver em 100 g de água,em temperatura ambiente.

Assim, afirmar que CS NaCl = 37g/100g de H 2O, significa que a cada 100g de água poderemos dissolver em temperatura ambiente, o máximo de 37g de NaCl.

Agora, poderemos compreender as classificações mais simples possíveis para uma solução quanto à proporção entre soluto e solvente.

Soluções diluídas: são aquelas que possuem uma pequena quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 1g de NaCl para 100g de água.

Soluções concentradas : são aquelas que possuem grande quantidade de soluto em relação à de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 30g de NaCl em 100g de água;

Soluções saturadas: são aquelas formadas pelo máximo de soluto permitido, em relação ao seu coeficiente de solubilidade. Por exemplo, uma solução constituída por 37g de NaCl em 100g H 2O.

Fatores que afectam as Reações em solução

As reações em uma solução pode ser influenciada por diferentes fatores. Eles são:



Concentração dos reagentes (solvente água):

Aumentando a concentração de um dos reagentes aumenta a velocidade da reação química, se houver muitos reagentes, os produtos da reação formam-se mais rapidamente, ou seja, chocam mais e mais fortemente.

concentração = m soluto ÷ v solução

Temperatura:

Aumentando a temperatura dos reagentes a velocidade da reação química aumenta, se os reagentes estiverem a temperaturas altas, mais rapidamente reagem , ou seja, se estiverem a temperaturas baixas, reagem mais lentamente.

Pressão

Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer força sobre uma determinada área. Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui o volume e desta forma aumenta a concentração dos reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número de colisões e portanto, aumenta a velocidade da reação.

Superfície de Contato

A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e, portanto, aumenta a velocidade da reação.

Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro do que em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nosso estômago. Se ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando lesões.

Presença de Catalisadores:

Os catalisadores são substâncias que numa determinada reação química alteram a sua reação, mas não se consomem, podendo ser utilizados outra vez. Cada catalisador tem uma reação química.

Tipos de catalisadores:

Catalisadores Positivos / Catalisadores: aceleram a reação química (aumentam a sua velocidade);

Catalisadores Negativos / Inibidores: retardam a reção química (diminuem a sua velocidade) - ex: sal, azeite, óleo, açúcar, vinagre, fumeiro.

Catalisadores Biológicos / Enzimas: são substâncias que existem nos seres vivos e que são específicas, ou seja, cada enzima tem a sua função - ex: leveduras.

Equilíbrio Químico

Nem todas as reações químicas ocorrem em um único sentido e muitas delas são reversíveis, em maior ou em menor extensão. No início de um processo reversível, a reação ocorre no sentido do consumo dos reagentes e da formação dos produtos, porém, logo que se formam algumas moléculas do produto, a reação no sentido inverso começa a ocorrer também. Quando as concentrações dos reagentes e dos produtos deixam de variar com o tempo, o processo atingiu o equilíbrio. Todos os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, ou seja, as reações químicas continuam a ocorrer simultaneamente na mesma velocidade no sentido da formação dos produtos (sentido direto) e dos reagentes (sentido inverso), mas as suas concentrações ficam constantes.

Equilíbrio Químico

É uma reacção reversível na qual a velocidade da reacção directa é igual à da reacção inversa (Vd=Vi) e, consequentemente as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constante.

Este equilíbrio é dinâmico, portanto não ocorre parada da reacção, simplesmente como as velocidades das reacções directa e inversa no equilíbrio as quantidades dos reagentes e produtos não varia ( permanecem inalteradas).

Processos Reversíveis e processos irreversíveis

Alguns processos químicos são considerados reversíveis e outros irreversíveis. Mas o que é isso, afinal?

Reacções Irreversíveis

São aquelas que ocorre no único sentido, os produtos da reacção não podem transformar os reagentes, e são representados por uma seta.

Exemplo:

2CO(g) + O2(g)------- > 2CO2 (g)

A reacção dá-se, gastando totalmente os reagentes, isto é, ocorre uma cinema conversão total destes em produtos. Diz-se que a reacção é completamente irreversível.

Reacções Reversíveis

São aquelas que se processam simultaneamente nos dois sentido, os reagentes transformam-se em produtos, isto é, a medida que se forma regineram em reagentes iniciais.

Exemplo:

N2(g) + 3H2 <-------> 2NH3(g)

A reacção dá-se sem que os reagentes se convertem totalmente nos produtos da reacção. A concentração dos reagentes diminuem à medida que a reacção progride, até que, decorrido um certo tempo, atingem um valor que daí em diante se manter constante. Neste caso a reacção diz-se incompleta ou reversível.

Nota-se que a seta dupla (<->) significa que a reacção ocorre nos dois sentidos, à de cima para reacção directa e à de baixo para reacção inversa.

Dada a reacção genérica : aA + bB <--> cC + dD

Onde A, B, C e D representam as espécies químicas envolvidas e à, b, c e d são os respetivos coeficientes estequiométricos.

Como se verificou na cinética química, no início da reacção às concentrações de A e B (reagentes) são máximas e as concentrações de C e D (produtos) são nulas.

• A medida que a reacção prossegue, as concentrações de A e B (reagentes) vão diminuindo até se tornarem constante, se que haja esgotamento de alguns dos reagentes. Enquanto que as concentrações de C e D (produtos) vão aumentando.
• Assim, o número de colisões entre reagentes diminue, logo a velocidade da reacção directa paralelamente ao número das colisões entre as partículas dos produtos aumenta, regenerando os "reagentes", logo a velocidade da reacção inversa aumenta.
• Após um certo tempo, as concentrações de A, B, C e D permanecem inalteradas, embora as reacções continuem a ocorrer.
• Neste momento as velocidades das reacções directa e inversa se igualam e dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio.

Análise gráfica do equilíbrio

Podemos construir vários tipos de gráficos, colocando na ordenada a velocidade da reação direta (V1) e indireta (V2), as concentrações de reagentes ou produtos ou ambos, em função do tempo:

Observe nestes gráficos que a concentração do reagente é máxima

no início e que diminui com o passar do tempo até ficar constante,

enquanto que a concentração do produto é mínima no início e

aumenta com o passar do tempo até ficar constante, ou seja, até

atingir o equilíbrio.

A situação de equilíbrio em relação às concentrações de reagente

e produto pode ser de três tipos:

Características do Estado do Equilíbrio

• São obtidos em sistema fechado a uma dada temperatura;
• As espécies químicas participantes devem estar no estado gasoso;
• No equilíbrio a velocidade da reacção directa é sempre igual à velocidade da reacção inversa (Vd=Vi);
•  
•  Não há troca de matéria nem energia com o exterior;
• As propriedades microscópicas da mistura em equilíbrio. São constante, isto é, a cor, a concentração, pressão, volume, temperatura, e outras não variam com o tempo.

Lei do equilíbrio químico

aA + bB cC + dD

A velocidade de conversão de A e B é dada por:

v1 = k1.[A]a.[B]b

A velocidade de conversão de C e D é dada por:

v2 = k2.[C]c.[D]d

No equilíbrio tem-se que:

v1 = v2

Portanto:

k 1/k 2 = [C] c .[D] d / [A] a .[B] b = K

Tipos de Equilíbrio

Equilíbrio em Sistema Homogêneo

Ocorre quando todas as substâncias envolvidas no equilíbrio (reagentes e produtos) se encontram no mesmo estado físico.

Exemplo:

H2(g) + I2(g) <--> 2HI(g)

CH3COOH(aq) <--> H+(aq) + CH3COO-(aq)

Equilíbrio em Sistema Heterogêneo

Ocorre quando as substâncias envolvidas no equilíbrio ( reagentes e produtos) não se encontram no mesmo estado físico (polifase.

Exemplo:

Fe2O3(s) + 3CO(g) <--> 2Fé(s) + 3O2(g)

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ( Kc )

Observe a seguinte reação química, sendo a reação direta 1 e a reação inversa 2.

N2(g) + 3H2(g) <--> 2NH3(g)

De acordo com a lei cinética ou lei da velocidade:

V1= K1.[N2].[H2]3.   e.  V1= K2.[NH3]2

No instante do equilíbrio:

V1= V2 --> K1.[N2].[H2]3 = K2.[NH3]3

Isolando K : K1/K2= [NH3]/[N2].[H2]3

A divisão de duas constantes, em matemática origina uma terceira constante: K1/K1= Kc

KC = constante de equilíbrio em função das concentrações

Então:

Kc= [NH3]2/[N2].[H2]

Conhecendo-se o valor das concentrações das substâncias no momento do equilíquio, pode-se calcular a constante KC. A constante de equilíbrio não possui unidade, é adimensional.

A constante de equilíbrio KC é dada pela razão (divisão) das concentrações dos produtos pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes estequiométricos da reação química.

Kc =[P]p/[R]r

Esta fórmula representa a Lei da ação das massas ou a Lei de Guldberg-Waage .

Propriedades das Constantes

É possível, a partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.

Reação Inversa

Seja a reação química: A + B <--> C. Kc= x. Kc= 1/x

Exemplo: N2 + 3H2 --> 2NH3

Kc= [NH3]2/[N2].[H2]3

A sua reação inversa será: 2NH3 <--> N2 + 3H2

Adição de uma Reação

Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais.

K3= K1.K2

Multiplicação de uma Reação

Se duas reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada à este valor.

Veja o modelo:

A + B <--> C. Kc= x

2A + B <--> 2C. Kc= x2

Divisão de uma Reação

Se duas reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raíz.

Veja o modelo:  A + B <--> C. Kc= x

1/2.B + 1/2.B <--> 1/2.C. Kc= raiz x

Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida

As substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante, onde o valor está incorporado ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca as suas concentrações no cálculo da KC.

Exemplo: CaO + CO2 <--> CaCO3

Kc= 1/[CO2]

Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp )

Se uma determinada reação química apresentar substâncias no estado gasoso, a constante de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais.

Exemplo: C(grafite) + O2 --> CO2. Kp= PCO2/PO2

Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x).

Calcula-se a fração molar e em seguida, a pressão parcial do gás.

Relação entre Kp e Kc

Existe uma relação matemática entre as constante de equilíbrio em função da concentração (Kc) e em função da pressão parcial (Kp), a saber:

Kp = Kc(RT) elevado a delta n.

Onde:

R- é a constante universal dos gases, que é igual a R= 0.082 atm/l.mol-1K

T- é a temperatura absoluta do equilíbrio, que é igual a T= 273 + t'

Delta n- é a diferença entre a soma dos coeficientes inteiros dos produtos gasosos e a soma dos coeficientes inteiros dos reagentes gasosos.

Exemplo:

aA + bB <--> cC + dD

Posição do Equilíbrio e valor de Kc

Quando se estabelece o equilíbrio as concentrações das substâncias não mudam e fração das concentrações tomam o valor fixo, distinguido-se por dois casos:

1 Caso: Kc<1

Neste caso diz-se que a posição do equilíbrio fica a esquerda. Isso significa que á maior quantidade dos reagentes e menor dos produtos. Quanto menor for o Kc, menor são as concentrações dos produtos em relação à dos reagentes em equilíbrio.

Exemplo:

2C(g) + O2(g) <--> 2CO2(g)

Kc= 1, 8.10-5

Onde: Kc<1 (o equilíbrio fica a esquerda).

2 Caso: Kc> 1

Neste caso diz-se que a posição fica a direita. Isso significa que á maior quantidade de produtos e menor dos reagentes. Quanto maior for o Kc, maior são as concentrações dos produtos em relação à dos reagentes, no equilíbrio.

Exemplo:

H2(g) + I2(g) <--> 2HI(g)

Kc= 1, 29

Onde: Kc> 1(equilíbrio fica a direita).

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO

Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reação não devem ser modificiadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser:

• Concentração de reagentes e produtos
• Pressão
• Temperatura
• Presença de catalisador

Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio.

Deslocamento do Equilíbrio

É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.

Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a direita . Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a esquerda .

Princípio de Le Chatelier

O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier. É possível prever o que acontece com a reação, de acordo com a alteração que é feita.

Enunciado de Le Chatelier:

“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado.”

Factores que Influenciam o Equilíbrio Químico

Influência da Concentração

Um aumento em qualquer das concentrações resulta em um deslocamento de equilíbrio para o outro lado. A retirada de alguma substância provoca o deslocamento para o seu lado. Durante as modificações, os valores de todas as concentrações são alteradas, porém o valor de KC mantém-se o mesmo.

Sendo:

[R]- concentração dos reagentes;

[P]- concentração dos produtos;

[R]- desloca EQ para direita;

[R]- desloca EQ para esquerda;

[P]- desloca EQ para esquerda;

[P]- desloca EQ para direita;

• Se aumenta a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade de produto, por isso desloca-se para a direita.
• Se diminui a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
•  Se aumenta a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade de reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
• Se diminui a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio produto, por isso desloca-se para a direita.

Influência da Pressão

A pressão de um gás está associada ao volume deste gás. O aumento da pressão beneficia a reação com menor volume e a diminuição da pressão beneficia a reação com maior volume.

Aumento do volume do gás = EXPANSÃO

Diminuição do volume do gás = CONTRAÇÃO

P=V- concentração

P=V- expansão

Seja a reação química: N2(g) + 3H(g)< --> 2NH3(g)

O volume ocupado por regentes e produtos, obedece à proporção estequiométrica. Neste caso, o produto possui menor volume. Com um aumento da pressão, o equilíbrio será deslocado para o sentido dos produtos, sentido direito, porque tem menor volume.

Aumento da pressão = EQ para lado com menor volume

Diminuição da pressão = EQ para lado com maior volume

Para estas alterações, não há modificação no valor da KC.

Influência da Temperatura

É a única alteração que pode modificar o valor da KC. O aumento da temperatura beneficia a reação endotérmica. A diminuição da temperatura beneficia a reação exotérmica.

Reacção endotermica: T= Kc ou T= Kc

Reacção endotermica: T= Kc ou T= Kc

Influência da Presença de Catalisador

A presença de um catalisador (substância química que acelera a reação química) não altera o valor da KC. O catalisador promove a diminuição do momento do equilíbrio. Altera tanto na reação direta como na reação inversa.

Resumo de deslocamento do equilíbrio Químico
Perturbação externa	Deslocamento do equilíbrio	Alteração do Kc ou Kp
Adição de um participante	No sentido oposto do participante	Não
Retirada de um participante	No sentido do participante	Não
Aumento da pressão total	No sentido de menor volume	Não
Diminuição da pressão total	No sentido de maior volume	Não
Aumento da temperatura	No sentido endotermico	Sim
Diminuição da temperatura	No sentido endotermico	Sim
Presença do catalisador	Não	Não

Equilíbrio Químico – II

Constante de Acidez (Ka) e Constante de Basicidade (Kb)

Quando um ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico é adicionado em água:

A sua constante de equilíbrio é dada por:

Observe que a substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez, Ka.

A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos fracos. Ácidos fortes não tem Ka , já que dissociam completamente e não apresentam equilíbrio (reação direta e inversa).

A constante de acidez está ligada ao grau de ionização de um ácido.

Quanto maior o Ka , maior é o grau de ionização, portanto, ácido forte.

Quanto menor o Ka , menor o grau de ionização, portanto, ácido fraco.

Observe a tabela de ácidos com diferentes valores de Ka e sua força ácida:

Acidos	Ka ( 25')
HClO4	10 + 10
HCl	10 + 7
H2SO4	10 + 3
H2SO3	1,5.10-2
H3PO4	7,6.10-4
HNO2	4,3.10-4
HF	3,5.10-4

Podemos utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de ionização, Ki.

A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de dissociação. É semelhente ao Ka, porém agora, refere-se às bases.

Forças de Ácidos e bases

Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor em pigmentos.

Base: gosto amargo e sensação escorregadia.

Segundo Arrhenius, em meio aquoso, ácidos são definidos como substâncias que aumentam o iao [H+] e bases aumentam o iao [OH-].

Ácidos = substâncias que produzem íons H3O+ --> (H+), quando dissolvidos em água.

HCl(aq) --> H+(aq) + Cl-(aq)

100% ionizado ≡ ácido forte (eletrólito forte)

Bases = substâncias que produzem íons OH-, ao serem dissolvidos em água.

NaOH(aq) --> Na+(aq) + OH-(aq)

100% dissociado ≡ base forte (eletrólito forte)

Arrhenius: ácido + base --> sal + água.

A reação entre um ácido forte e uma base forte, produz sal e água e é chamada de Reação de Neutralização.

Sal é todo composto iônico cujo cátion provem de uma base e cujo ânion provem de um ácido.

HCl(aq) + NaOH(aq) --> NaCl(aq) + H2O(l)

H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) --> Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)

H+(aq) + OH-(aq) --> H2O(l)

Problema: a definição se aplica a soluções aquosas.

Acidos

Ácidos Fortes - são completamente dissociados (ex: HCl, HNO3)

Acidos Fracos - são pouco dissociados (ex: H3PO4, CH3COOH)

HCl + H2O --> H3O+ + Cl-

Bases

Base Fortes - são completamente dissociados (ex: NaOH)

Base Fracos - são pouco dissociados (ex: NH3)

NH3 + H2O NH4+ + OH-

 Para J.N. Brönsted e T.M. Lowry, acidos são substâncias capazes de doar um prótao a outras substâncias e Bases são capazes de aceitar um prótao de outras substâncias.

Acido: HNO3(aq) + H2O(l)  NO3-(aq) + H3O+(aq)

      ácido      base               iao hidronio

Base: NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)

      base     ácido               iao hidrogenio

A água é uma substância anfiprótica: capaz de se comportar como um ácido ou base de Bronsted.

Dissociação de Ácidos polipróticos

Ácidos polipróticos são aqueles que apresentam mais de um hidrogênio ionizável. A ionização ocorre por etapas, ou seja, o ácido cede um próton (H+) por vez.

Exemplo:

H2SO4 <--> H + HSO4- 1' etapa

HSO4- <--> H + SO4- 2' etapa

H2SO4 <--> 2H + SO4- equação global

O primeiro protão sai com mais facilidade do que o segundo, pois este é retirado de um íon negativo, portanto é necessário dominar a atração elétrica entre o próton e o ânion. Logo, podemos dizer que, H2SO4 é um ácido mais forte que HSO4-.

Considere:

α1 – grau de ionização na 1ª etapa.

K1 – constante de ionização na 1º etapa.

α2 – grau de ionização na 2º etapa.

K2 – constante de ionização na 2º etapa.

Logo, temos:

α1 > α2 e K1 > K2

Veja a expressão de K1 e K2 :

K1= [H+].[HSO4-]/[H2SO4]=~ 10'3

K2= [H+].[SO4-]/[HSO4]= 1,2x10"-2

Se multiplicarmos membro a membro, temos:

K1. K2= [H+].[SO4]/[H2SO4]= Kn

Sendo Ki a constante de ionização associada à equação global, temos, portanto:

Ki = K1. K2

O Efeito do Iao ComumO

Principio de Le Chatelier diz que quando se aplica uma força sobre determinado equilíbrio químico, a sua tendência é se reajustar para minimizar os efeitos dessa força, procurando voltar à situação de equilíbrio inicial.

É exatamente isso o que ocorre quando adicionamos a um equilíbrio iônico um íon já existente no meio . Nesse momento o equilíbrio será deslocado no sentido de diminuir a concentração em quantidade de matéria do íon em questão. Isso sempre acontece e é um fenômeno denominado de Efeito do Íon Comum.

Por exemplo, digamos que temos uma solução aquosa de um ácido genérico (HA ) em equilíbrio iônico, como mostrado a seguir:

HA + H O ↔ H O + A

Se adicionarmos à solução um sal desse ácido (CA) ele irá sofrer uma dissociação em meio aquoso:

CA + H O ↔ C +A

Observe que o ânion A já existia no meio, portanto, ele é o íon comum. Visto que agora ele está em excesso, segundo o principio de Le Chatelier, irá ocorrer um deslocamento do equilíbrio para o sentido inverso, com a finalidade de diminuir a ionização do ácido HA , consumindo os íons A.

O efeito do íon comum tem a função de diminuir o grau de ionização do ácido. Desse modo, o valor da constante do equilíbrio não se altera.

Antes de adicionar o sal, a constante de equilíbrio do ácido (K ) era dada por:

K = [H O ] . [ A ] / [HA]

Observe que, quando adicionamos o sal, o íon A

aumenta, mas ao mesmo tempo a concentração do ácido HA também aumenta, o que mantém o valor de K constante, desde que esteja a uma mesma temperatura.

Esse efeito comum também ocorre com soluções básicas de forma análoga ao que foi visto aqui, sendo que sua função nesse caso é a de diminuir a dissociação da base.

Esse tipo de efeito é o responsável pela capacidade que as soluções-tampão possuem de praticamente não sofrer variação de pH ou pOH pela adição de pequenas quantidades de ácidos fortes ou bases fortes em seu meio.

Produto iônico da água

Dois pesquisadores (1894) descobriram que mesmo a água mais bem purificada ainda possui condutividade. A água é um eletrólito muito fraco, com condutibilidade elétrica muito baixa. A ionização da água ocorre conforme a equação abaixo:

H2O + H2O <--> H3O + OH-

Considerando o que foi exposto acima, vamos colocar a constante de ionização para o equilíbrio anterior:

Ki= [H3O+].[OH-]/[H2O]

Como o grau de ionização da água é baixo, a concentração em mol/L da água, [H O], é praticamente constante. Sabendo que [H O] é constante, o produto Ki [H O] também será constante, e denominado Kw, produto iônico da água .

Kw= [H3O+].[OH-]

Kw só varia com a temperatura, com a mudança da temperatura ocorre a variação do valor numérico de Kw .

Em água pura ou em soluções diluídas, a concentração da água não ionizada pode ser constante, assim,

[H+].[OH-] = Kw = 1X10-14 (PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA A 25'C)

Quando a temperatura aumenta, a reação de ionização é favorecida, ou seja, as moléculas dissociam-se formando um número maior de íons. Logo, o produto das concentrações desses íons (K w) aumenta.

Temperatura	Kw/(mol/L)2
0	0,11.10-14
10	0,29.10-14
20	0,69.10-14
25	1,01.10-14
30	1,48.10-14
40	3,02.10-14
60	9,33.10-14
80	23,40.10-14

Solução neutra: [H3O+] = [OH-]

[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol L-1

Solução ácida: [H3O+] > [OH-]

[H3O+] > 1,0 x 10-7 mol L-1 e

[OH-] < 1,0 x 10-7 mol L-1

Solução alcalina: [H3O+] < [OH-]

[H3O+] < 1,0 x 10-7 mol L-1 e

[OH-] > 1,0 x 10-7 mol L-1

Solução básica: [H3O+] < [OH-]