Equilíbrio Iônico e Kps

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Resumo de Equilíbrio iônico e Produto de Solubilidade (Kps)
Alguns pontos-chave dessa matéria para o ENEM que devem ser levados em conta ao estudarmos
são:
1. O que é Equilíbrio Iônico? - O Equilíbrio Iônico é um estado no qual as taxas de reações
diretas e inversas de uma substância iônica em solução são iguais, resultando em uma
concentração constante de íons. Compreender isso ajuda a explicar fenômenos como a
solubilidade e a precipitação de sais.
2. Constantes de Equilíbrio - As constantes de equilíbrio, como o Kc ou o Kps, são medidas
numéricas da proporção entre produtos e reagentes em um equilíbrio químico. Essas
constantes são essenciais para prever a direção e o alcance de uma reação química.
3. Lei da Diluição de Ostwald - Esta lei descreve a dependência da reação de ionização de um
ácido fraco com a concentração do ácido. Entender essa lei é crucial para compreender o
comportamento dos ácidos e bases fracos e sua reatividade em soluções diluídas.
4. Efeito do Íon Comum - Este é um princípio importante que afirma que a solubilidade de um
sal é diminuída quando um íon comum está presente na solução. Essencialmente, este princípio
permite que compreendamos e manipulemos a solubilidade dos compostos, o que pode ser
vital em áreas como medicina e engenharia química.
5. Produto de Solubilidade (Kps) - O Kps é a constante de equilíbrio para a reação de dissolução
de um sal pouco solúvel. Saber calcular o Kps é fundamental para entendermos como os sais
insolúveis se comportam em solução e para prever se um precipitado se formará em uma
determinada situação.
1. Equilíbrio Iônico
Um breve overview do equilíbrio. Fonte na própria imagem.
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O equilíbrio iônico é um tipo especial de equilíbrio químico que nos ajuda a entender o que
acontece com os íons quando estão numa solução. Você se lembra do que é um íon, certo? São
aquelas partículas carregadas, que podem ter carga positiva (cátions) ou negativa (ânions).
Algumas soluções possuem muitos íons flutuando por aí. Estas são chamadas de "eletrólitos
fortes". Mas existem soluções onde o número de íons é menor, essas são os "eletrólitos fracos".
Mas para que aconteça o equilíbrio iônico, é necessário que a temperatura seja mantida constante
e que o sistema esteja isolado, sem nenhuma troca com o ambiente.
a) Equilíbrio iônico de ácidos e bases
Os exemplos que vemos com mais frequência de equilíbrios iônicos são os que envolvem ácidos e
bases em solução aquosa.
I. Ionização do ácido
Quando falamos de ácido, estamos nos referindo a um composto que, quando colocado na água,
libera H+ (prótons), formando os íons hidrônio (H3O+).
A força do ácido está relacionada a quanto o equilíbrio é "empurrado" para a direita, no sentido de
formar mais íons.
II. Dissociação da base
Por outro lado, uma base é um composto que, na presença de água, libera íons OH- (hidroxilas).
Assim como nos ácidos, a força da base está ligada a quanto o equilíbrio é "empurrado" para a
direita, liberando mais hidroxilas na solução.
b) Constante de equilíbrio para ácidos e bases
A constante de equilíbrio é uma maneira matemática de quantificar o equilíbrio, considerando as
velocidades das reações químicas.
Ela é calculada usando as concentrações das espécies, de acordo com a fórmula que você pode ver
na imagem
I. Constante de Ionização
Para os ácidos, usamos algo chamado constante de ionização. Essa constante é definida a partir da
constante de equilíbrio.
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Um detalhe interessante é que, mesmo que a água seja parte da reação, sua concentração não é
usada no cálculo da constante, e é substituída pelo número 1, porque ela é um líquido puro
II. Constante de dissociação
Para as bases, usamos algo chamado constante de dissociação, que é definida a partir de Kc.
Lembrando que:
Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido.
Quanto maior o valor de Kb, mais forte é a base.
A constante de equilíbrio pode mudar de acordo com a temperatura.
c) Lei da diluição de Ostwald
Este é o nome dado à teoria proposta pelo químico alemão Wilhelm Ostwald. Ele observou que
quando a concentração de um eletrólito (como um ácido, base ou sal) diminui, seu grau de
ionização ou dissociação aumenta.
A lei de Ostwald nos ajuda a entender a relação entre a constante de ionização (K), o grau de
dissociação (α) e a concentração em mol/L (M).
Quando diluímos uma solução, o grau de dissociação aumenta para que o valor de K permaneça
constante, já que ele só muda com a temperatura.
d) Deslocamento de equilíbrios iônicos
Existem três fatores que podem alterar o equilíbrio químico: pressão, temperatura e concentração.
Pressão afeta mais equilíbrios gasosos, enquanto temperatura pode alterar o valor da constante de
equilíbrio e favorecer reações que absorvem calor. Mas se a temperatura for constante, o que muda
o equilíbrio iônico em fase aquosa é a concentração.
Efeito do íon comum
Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando algo perturba um sistema em equilíbrio, esse sistema
"reage" para minimizar a mudança.
Isso significa que, quando adicionamos substâncias ou íons que já participam de um equilíbrio, o
equilíbrio "se mexe" para consumir a espécie que foi adicionada, estabelecendo um novo equilíbrio.
Vamos trabalhar com a ionização do ácido acético (CH₃COOH) e o efeito do íon comum
introduzido pelo acetato de sódio (NaCH₃COO).
1. Ionização do ácido acético: O ácido acético é um ácido fraco que se ioniza na água para
formar o íon acetato (CH₃COO⁻) e o íon hidrogênio (H⁺).
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CH₃COOH(aq) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H⁺(aq)
Digamos que a concentração inicial de ácido acético seja 1,0 M e queremos descobrir a
concentração de H⁺ no equilíbrio.
2. Uso da constante de ionização Ka: A constante de ionização do ácido (Ka) para o ácido
acético é 1,8 x 10⁻⁵ a 25 °C. Podemos usar a expressão de Ka para descobrir a concentração de
H⁺ no equilíbrio:
Ka = [CH₃COO⁻][H⁺] / [CH₃COOH]
Se x for a concentração de CH₃COO⁻ e H⁺ no equilíbrio, e 1,0 - x for a concentração de
CH₃COOH no equilíbrio (já que parte do ácido acético se ioniza), então podemos usar a
expressão de Ka para resolver x.
3. Introduzindo o efeito do íon comum: Agora, vamos adicionar um sal que contenha o íon
acetato, como o acetato de sódio (NaCH₃COO). O acetato de sódio é um forte eletrólito e se
dissocia completamente na água:
NaCH₃COO(aq) → Na⁺(aq) + CH₃COO⁻(aq)
Digamos que adicionamos o suficiente para que a concentração inicial de CH₃COO⁻ seja 1,0 M.
4. O efeito do íon comum: Agora, quando o ácido acético começa a ionizar, há uma alta
concentração de CH₃COO⁻ presente. Isso faz com que o equilíbrio se desloque para a esquerda
(princípio de Le Chatelier), diminuindo ainda mais a ionização do ácido acético e, portanto,
reduzindo a concentração de H⁺ no equilíbrio.
Ou seja, com base no exemplo temos que
Diminui o grau de ionização do ácido.
Diminui a concentração de H+.
Aumenta a concentração da substância não ionizada.
Não altera a constante de equilíbrio
Efeito do íon não comum
O equilíbrio também pode ser alterado quando adicionamos um íon que não estava no equilíbrio
inicial, mas que pode reagir com uma das espécies que estavam.
Isso faz com que o sistema "mexa" o equilíbrio para produzir ou consumir mais dessa substância.
Com base no exemplo fornecido
Podemos ver que o deslocamento do equilíbrio pode alterar a cor da solução.
e) Produto de Solubilidade
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amos conversar hoje sobre um conceito muito legal chamado "Produto de Solubilidade". Vamos
imaginar que vocês têm uma pedra de sal, daquelas bem duras e grandes. Vocês já devem saber
que esse sal não irá se dissolver completamente na água, certo? Então, como medimos o quanto
dessa substância de fato se dissolve na água? Para isso, usamos o Produto de Solubilidade, que nós
cientistas chamamos de Kps.
O Kps é como um fotógrafo, ele captura um momento do equilíbrio entre um sólido pouco solúvel
e seus íons em solução. Então, se tivermos um soluto pouco solúvel em solução, o estudo do Kps é
nossa melhor ferramenta para compreender o que está acontecendo!
Vamos dar uma olhada em um exemplo comum: o fosfato de cálcio (Ca₃(PO₄)₂). Essa substância não
gosta muito de se dissolver na água. Quando você tenta dissolvê-lo, acontece algo parecido com
isso:
Ca₃(PO₄)₂(s) ⇌ 3 Ca²⁺(aq) + 2 PO₄³⁻(aq)
Esse fosfato de cálcio, no entanto, é um pouco tímido e prefere se juntar novamente, resultando na
precipitação do sal:
3 Ca²⁺(aq) + 2 PO₄³⁻(aq) ⇌ Ca₃(PO₄)₂(s)
E é daqui que algumas pessoas podem ter "pedras nos rins". Os íons cálcio (Ca²⁺) e fosfato (PO₄³⁻)
no nosso corpo às vezes se unem e precipitam na forma de fosfato de cálcio nos rins.
Agora, a mágica acontece quando alcançamos um ponto em que a velocidade de dissociação
iônica do sal (reação direta) é igual à velocidade da precipitação do sal (reação inversa). Aí temos
um equilíbrio!
Ca₃(PO₄)₂(s) ↔ 3 Ca²⁺(aq) + 2 PO₄³⁻(aq)
Lembram da "Constante de Equilíbrio"? Para nosso fosfato de cálcio, a expressão de Kc seria assim:
Kc = [Ca²⁺]³ . [PO₄³⁻]² / [Ca₃(PO₄)₂]
Agora, temos uma regra interessante aqui. Substâncias sólidas, como o nosso fosfato de cálcio, não
entram na expressão de Kc, pois sua concentração é constante. Isso nos dá:
Kc . [Ca₃(PO₄)₂] = [Ca²⁺]³ . [PO₄³⁻]²
E daqui, nós obtemos o nosso amado Produto de Solubilidade (Kps):
Kps = [Ca²⁺]³ . [PO₄³⁻]²
Portanto, a expressão do Kps sempre será o produto das concentrações em mol/L dos seus íons na
solução saturada, elevadas a uma potência que é igual ao seu coeficiente na equação de
dissociação iônica do composto.
Por exemplo, se tivermos uma reação genérica como:
AmBn(s) ↔ m An⁺(aq) + n Bm⁻(aq)
A expressão do Kps seria:
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Kps = [An⁺]ᵐ . [Bm⁻]ⁿ
Mas atenção! Não confunda solubilidade (S) com o produto de solubilidade (Kps). A solubilidade é
a quantidade do soluto que realmente se dissolveu, enquanto o Kps é uma constante de equilíbrio
que nos ajuda a entender o comportamento desse soluto.
Agora, com o Kps em nossas mãos, podemos encontrar a constante de solubilidade (CS) do
composto que queremos. Então, quem está pronto para alguns exemplos para entender como
podemos usar o Kps para descobrir a solubilidade e vice-versa?
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