Equilíbrio Iônico

Carolina Batista

O equilíbrio iônico é um caso particular do equilíbrio químico e estuda o comportamento dos íons em solução.

Uma solução é classificada como eletrólito forte pela grande quantidade de espécies iônicas liberadas em solução. Já um eletrólito fraco tem o número de íons reduzido.

O equilíbrio é medido pela constante de equilíbrio e pelo grau de equilíbrio. Para que ele ocorra, é necessário que a temperatura seja constante e o sistema não tenha trocas com o ambiente.

Equilíbrio iônico de ácidos e bases

Os exemplos mais comuns de equilíbrios iônicos são os que envolvem ácidos e bases em solução aquosa.

Ionização do ácido

Ácido é um composto covalente que ioniza em água e libera H+ em solução, formando íons hidrônio H3O+.

HA espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda de reação espaço inversa para reação espaço direta de espaço reto H com 3 subscrito reto O com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito espaço mais espaço reto A com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com menos sobrescrito

O deslocamento do equilíbrio está relacionado com a força do ácido: quanto mais forte o ácido, o equilíbrio será deslocado para direita, no sentido de formação das espécies iônicas.

Dissociação da base

Base é um composto iônico que se dissocia em água e libera íons OH-.

COH espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda de reação espaço inversa para reação espaço direta de espaço OH com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com menos sobrescrito espaço mais espaço reto C com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito

O deslocamento do equilíbrio está relacionado com a força da base: quanto mais forte a base, o equilíbrio será deslocado para direita, no sentido de liberação das hidroxilas em solução.

Constante de equilíbrio para ácidos e bases

A constante de equilíbrio é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio, levando em consideração os aspectos cinéticos das reações químicas.

Ela é obtida a partir das concentrações das espécies, conforme a expressão a seguir:

reto K com reto c subscrito espaço igual a espaço numerador parêntese recto esquerdo produtos parêntese recto direito sobre denominador parêntese recto esquerdo reagentes parêntese recto direito fim da fração

Constante de ionização

Para os ácidos, utiliza-se a constante de ionização, que é definida a partir de Kc.

Reação HA espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda de reação espaço inversa para reação espaço direta de espaço reto H com 3 subscrito reto O com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito espaço mais espaço reto A com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com menos sobrescrito
Constante de ionização reto K com reto a subscrito espaço igual a espaço numerador parêntese recto esquerdo reto H com 3 subscrito reto O à potência de mais parêntese recto direito espaço. espaço parêntese recto esquerdo reto A à potência de menos parêntese recto direito sobre denominador parêntese recto esquerdo HA parêntese recto direito fim da fração

Considerando que a água é um líquido puro, a concentração dessa substância não participa do cálculo da constante e é substituída pelo número 1.

Constante de dissociação

Para as bases, utiliza-se a constante de dissociação, que é definida a partir de Kc.

Reação COH espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda de reação espaço inversa para reação espaço direta de espaço OH com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com menos sobrescrito espaço mais espaço reto C com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito
Constante de dissociação reto K com reto b subscrito espaço igual a espaço numerador parêntese recto esquerdo OH à potência de menos parêntese recto direito espaço. espaço parêntese recto esquerdo reto C à potência de mais parêntese recto direito sobre denominador parêntese recto esquerdo COH parêntese recto direito fim da fração

Quanto aos valores das constantes é importante lembrar que:

  1. Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido.
  2. Quanto maior o valor de Kb, mais forte é a base.
  3. O valor da constante varia conforme a temperatura.

Lei da diluição de Ostwald

O químico alemão Wilhelm Ostwald (1853-1932), de acordo com suas observações sobre os equilíbrios iônicos, formulou a seguinte lei:

Um eletrólito (ácido, base ou sal) cuja concentração em mols diminui no volume da solução, a uma dada temperatura, tem seu grau de ionização ou dissociação elevado.

A lei de diluição de Ostwald relaciona:

  • Constante de ionização (K)
  • Grau de dissociação (alfa)
  • Concentração em mol/L (M)
Para monoácidos

reto K com reto a subscrito espaço igual a espaço numerador reto alfa ao quadrado espaço. espaço reto M sobre denominador 1 espaço menos espaço reto alfa fim da fração

Ao trabalhar com ácidos fracos, cujo alfa é menor que 5%, a expressão pode ser simplificada para:

reto K com reto a subscrito espaço igual a espaço reto alfa ao quadrado espaço. espaço reto M

Para monobases

reto K com reto b espaço subscrito fim do subscrito igual a espaço numerador reto alfa ao quadrado espaço. espaço reto M sobre denominador 1 espaço menos espaço reto alfa fim da fração

Ao trabalhar com bases fracas, cujo reto alfa é menor que 5%, a expressão pode ser simplificada para:

reto K com reto b subscrito espaço igual a espaço reto alfa ao quadrado espaço. espaço reto M

Essas expressões são úteis para prever o comportamento ácidos e bases fracas quando ocorre uma diluição.

Quando aumentamos o volume da solução, diminuímos a concentração, pois: reto C espaço igual a espaço reto eta sobre reto V

Consequentemente, o grau de dissociação aumenta para que o valor de K permaneça constante, já que ele só modifica com a temperatura.

Saiba mais sobre:

Deslocamento de equilíbrios iônicos

Três fatores podem alterar o equilíbrio químico: pressão, temperatura e concentração.

Os equilíbrios em fase gasosa são mais sensíveis às variações de pressão. Já as mudanças de temperatura, alteram o valor da constante de equilíbrio e favorecem reações que absorvem calor.

Considerando a temperatura constante, temos que o fator que altera o equilíbrio iônico em fase aquosa é a concentração.

Efeito do íon comum

Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando ocorre uma perturbação em um sistema em equilíbrio, esse sistema reage para minimizar a alteração sofrida.

Quando adicionamos substâncias ou íons que já participam de um equilíbrio, haverá um deslocamento que gerará o consumo da espécie e um novo equilíbrio será estabelecido.

Exemplo:

A dada temperatura, a equação a seguir está em equilíbrio:

espaço espaço espaço espaço espaço HA espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço reto H à potência de mais espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço mais espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço reto A à potência de menos 0 vírgula 8 espaço mol dividido por reto L espaço espaço espaço espaço espaço espaço 0 vírgula 2 espaço mol dividido por reto L espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço 0 vírgula 2 espaço mol dividido por reto L espaço

Calculando a constante de equilíbrio com os valores dados, temos que:

reto K com reto a subscrito espaço igual a espaço numerador parêntese recto esquerdo reto H à potência de mais parêntese recto direito espaço. espaço parêntese recto esquerdo reto A à potência de menos parêntese recto direito sobre denominador parêntese recto esquerdo HA parêntese recto direito fim da fração igual a numerador 0 vírgula 2 espaço. espaço 0 vírgula 2 sobre denominador 0 vírgula 8 fim da fração igual a 5 vírgula 0 espaço. espaço 10 à potência de menos 2 fim do exponencial

Se adicionarmos à solução 0,35 mol de uma substância que contenha a espécie A-, aumentaremos a quantidade dela no meio.

reto A à potência de menos espaço igual a espaço 0 vírgula 2 espaço mol espaço mais espaço 0 vírgula 35 espaço mol espaço igual a espaço 0 vírgula 55 espaço mol

Como o sistema está em equilíbrio, haverá um deslocamento para a esquerda, de forma que o excesso da espécie A- seja consumido, e o valor constante de equilíbrio seja restabelecido.

espaço espaço espaço espaço espaço HA espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço reto H à potência de mais espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço mais espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço reto A à potência de menos 0 vírgula 9 espaço mol dividido por reto L espaço espaço espaço espaço espaço espaço 0 vírgula 1 espaço mol dividido por reto L espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço espaço 0 vírgula 45 espaço mol dividido por reto L espaço

Pela estequiometria da reação, vemos que 0,1 mol de H+ reagiu com 0,1 mol de A- e produziu 0,1 mol de HA para retornar ao equilíbrio.

Mudaram-se os valores das concentrações, mas a constante de equilíbrio permanece a mesma.

reto K com reto a subscrito espaço igual a espaço numerador parêntese recto esquerdo reto H à potência de mais parêntese recto direito espaço. espaço parêntese recto esquerdo reto A à potência de menos parêntese recto direito sobre denominador parêntese recto esquerdo HA parêntese recto direito fim da fração igual a numerador 0 vírgula 1 espaço. espaço 0 vírgula 45 sobre denominador 0 vírgula 9 fim da fração igual a 5 vírgula 0 espaço. espaço 10 à potência de menos 2 fim do exponencial

Com esse exemplo, podemos observar que o íon comum:

  • Diminui o grau de ionização do ácido.
  • Diminui a concentração de H+.
  • Aumenta da concentração da substância não ionizada.
  • Não altera a constante de equilíbrio.

Efeito do íon não comum

O deslocamento de equilíbrio também ocorre quando se é adicionado um íon que reaja com um participante do equilíbrio.

Acontece a retirada ou adição de uma substância e o sistema restabelecerá o equilíbrio produzindo ou consumindo mais dela.

Exemplo:

A dada temperatura, a equação a seguir está em equilíbrio:

2 espaço CrO com 4 parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com 2 menos sobrescrito fim do sobrescrito espaço mais espaço 2 espaço reto H com 3 subscrito reto O com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda de negrito amarelo para negrito laranja de espaço 1 espaço Cr com 2 subscrito reto O com 7 parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com 2 menos sobrescrito fim do sobrescrito espaço mais espaço 3 espaço reto H com 2 subscrito reto O com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito

O equilíbrio pode ser deslocado de duas formas:

  • Adição de ácido: o excesso de íons H3O+ desloca o equilíbrio para direita consumindo os íons hidrônio e a solução ficará laranja pela produção do dicromato.
  • Adição de base: a hidroxila liberada pela base consome os íons H3O+ e o sistema desloca o equilíbrio para esquerda, produzindo mais desse íon e a solução fica amarela pela produção do cromato.

cromato dicromato

Exercícios

1. (PUC-MG) A tabela a seguir se refere a dados de forças relativas de ácidos em soluções aquosas, à temperatura ambiente. Das soluções aquosas da tabela, a melhor condutora de eletricidade é:

Constante de ionização

a) 0,1 mol/L de HNO2
b) 0,1 mol/L de HBr
c) 0,1 mol/L de CH3COOH
d) 0,1 mol/L de HBrO
e) 0,1 mol/L de HIO

Alternativa correta: b) 0,1 mol/L de HBr.

A constante de ionização de um ácido é dada pela relação:

reto K com reto a subscrito espaço igual a espaço numerador parêntese recto esquerdo reto H com 3 subscrito reto O à potência de mais parêntese recto direito espaço. espaço parêntese recto esquerdo reto A à potência de menos parêntese recto direito sobre denominador parêntese recto esquerdo HA parêntese recto direito fim da fração

Sendo assim, quanto maior o valor de Ka, mais espécies iônicas foram liberadas em solução.

Os íons são capazes de conduzir eletricidade em solução, pois como observou Arrhenius em seus experimentos, a subdivisão em partículas eletricamente carregadas faz com que ocorra a passagem de corrente elétrica.

O ácido bromídrico tem o maior Ka da tabela, e isso significa que ele libera mais espécies iônicas em solução, facilitando a condução.

2. (UFPA) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio, NH4OH, em solução 2 mol/L é 0,283% na temperatura de 20 °C. A constante de ionização da base, nessa temperatura, é igual a:

a) 1,6 ∙ 10–5
b) 1,0 ∙ 10–3
c) 4,0 ∙ 10–3
d) 4,0 ∙ 10–2
e) 1,6 ∙ 10–1

Alternativa correta: a) 1,6 ∙ 10–5

Para encontrar o valor da constante de ionização da base, podemos utilizar a expressão da Lei de Diluição de Ostwald, pois relaciona o grau de dissociação e a concentração da seguinte forma:

reto K com reto b subscrito igual a reto alfa ao quadrado espaço. espaço reto M

Substituindo os termos pelos valores dados no enunciado, temos que:

reto K com reto b subscrito espaço igual a espaço parêntese esquerdo 0 vírgula 00283 parêntese direito ao quadrado espaço. espaço 2 reto K com reto b espaço subscrito fim do subscrito espaço igual a espaço 1 vírgula 6 espaço reto x espaço 10 à potência de menos 5 fim do exponencial

3. (Fuvest) No vinagre ocorre o seguinte equilíbrio:

reto H com 3 subscrito reto C menos COOH com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda espaço reto H com 3 subscrito reto C espaço travessão longo espaço COO com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com menos sobrescrito espaço mais espaço reto H com 3 subscrito reto O com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito

Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância básica? Justifique sua resposta.

Resposta:

O ácido acético é um ácido carboxílico que possui o grupo funcional -COOH. Na ionização do ácido, ocorre a liberação do cátion hidrônio (H3O+) e do ânion acetato (CH3COO-).

Com a adição de uma base nessa solução, ocorrerá a liberação de hidroxilas (OH-), como no exemplo a seguir:

NaOH com parêntese esquerdo reto s parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda espaço Na com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito espaço mais espaço OH com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com menos sobrescrito

As hidroxilas reagirão com os íons hidrônio em uma reação de neutralização.

reto H com 3 subscrito reto O com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com mais sobrescrito espaço mais espaço OH com parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito com menos sobrescrito espaço arpão para a direita sobre arpão para a esquerda espaço 2 reto H com 2 subscrito reto O com parêntese esquerdo reto l parêntese direito subscrito fim do subscrito

O equilíbrio então será deslocado para direita no sentido de ionização do ácido acético, pois íons hidrônio estão sendo consumidos e o sistema reage produzindo mais dele.


Para mais questões, com resolução comentada, veja também:

Carolina Batista
Carolina Batista
Técnica em Química pelo Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Pernambuco (2011) e Bacharelada em Química Tecnológica e Industrial pela Universidade Federal de Alagoas (2018).