EQUILIBRIO IONICO (Ka e Kb)

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EQUILIBRIO IONICO 
 
 
Ka (constante de equilíbrio para ácidos); 
 
◘ Força dos ácidos pelo Grau de Ionização (): 
 
 
Ao multiplicar por 100, obtemos a %. 
 
 
 
Os valores abaixo são obtidos experimentalmente (não precisamos 
memorizá-los). 
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Na lâmpada A usou-se solução de sacarose, que não é um eletrólito, a 
lâmpada não acendeu, pois a reação da sacarose forma dois grupos 
neutros em água (glicose e frutose): 
 
C6H22O11(s) + H2O(l)  C6H12O6(aq) + C6H12O6(aq) 
 
Na lâmpada B usou-se solução de H2S, que é um eletrólito fraco gerando brilho 
baixíssimo. 
 
H2S(g) + H2O(l)  H3O
1+(aq) + HS-(aq) 
HS-(g) + H2O(l)  H3O
1+(aq) + S-2(aq) 
 
Na lâmpada C usou-se solução de HCl, que é um eletrólito forte, gerando brilho 
intenso. 
 
HCl(g)  H+(aq) + Cl-(aq); ou HCl(g) + H2O(l)  H3O
1+(aq) + Cl-(aq) 
 
Obs.: Quanto maior o maior é a força do ácido. 
 
Forte: α ≥ 50%; Moderado: 5% < α < 50% e Fraco: 5% ≤ α. 
 
Neste exemplo, temos: HCl = 92/100 = 92%;  H2S = 1/100 = 1%;  sacarose 
= 0/100 = 0%.
 
► Kb (constante de equilíbrio para bases): 
 
◘ Força dos Hidróxidos pelo Grau de Dissociação (): 
 
 
Ao multiplicar por 100, obtemos a %. 
 
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Na lâmpada A usou-se solução de base forte e na lâmpada B, uma solução de 
base fraca. 
 
◘ SOLUBILIDADE EM ÁGUA: 
 
É a quantidade máxima que se dissolve numa quantidade padrão (geralmente 
1L) de água, numa determinada temperatura. 
 
♦ Bases fortes são solúveis (α próximo a 100%): metais alcalinos e 
hidróxido de amônio (NH4OH) 
 
♦ Bases fracas são praticamente insolúveis (α ≤ 5%): metais alcalinos 
terrosos, Mg(OH)2, Be(OH)2 e NH4OH. 
 
Obs.: Hidróxido de Magnésio, Mg(OH)2 e Hidróxido de Berílio, Be(OH)2 são 
bases fracas, porém solúveis. 
 
Podemos concluir que: 
Base solúvel  α elevado  base forte (bom eletrólito) 
Base quase insolúvel  α baixo  base fraca (mau eletrólito) 
 
 
Lei da Diluição de Friedrich Willhelm Ostwald (1887): 
 
Ao acrescentar um solvente à solução (diluição), ocorre o aumento do grau de 
ionização ou do grau de dissociação. 
 
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◘ Para um ácido fraco, temos a seguinte reação: HA  H+ + A-, onde A é um 
ametal. 
Dessa forma, temos a constante de ionização: Ki = [H+]•[A-] 
 HA 
 
◘ Para uma base fraca, temos a seguinte reação: MOH  M+ + OH-, onde M é 
um metal. 
 
Dessa forma, temos a constante de dissociação: Kd = [M+]•[OH-] 
 MOH 
 
◘ Os componentes sólidos e H2O(l) em meio aquoso, não devem ser 
representados, pois suas concentrações são sempre constantes. A 
concentração da água é constante, por isso, ela não entra na constante de 
equilíbrio. 
 
◘ Apenas considera-se os componentes aquosos, ou seja, ionizados. A 
ionização ocorre em etapas, ou seja, um por vez. Ka1 > Ka2 > Ka3, logo, 1 > 2 
> 3 
 
♦ Para cada reagente: 
 
♦ Para cada produto: 
 
 
Dessa forma, para a reação como um todo: 
 
 
Obs.1: Para ácidos ou base fracos ( < 5%), podemos ignorar o denominador 
pois será  1. 
 
Obs.2: Perceba a relação entre  e M 
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Potencial para ácidos fraco e base fraca: 
 
 
♦ Quanto maior o valor da constante de ionização (Ka ou Kb), maior será a 
sua força. 
 
♦ Quanto menor for o valor de Ka, maior será o valor correspondente de pKa. 
Assim, quanto menor for o valor de Kb, maior será o valor correspondente de 
pKb. 
 
♦ Tanto α como K aumentam com a temperatura. 
 
♦ No caso de um poliácido ou de uma polibase, a ionização é gradativa, 
ionizando-se um H+ ou um OH- por vez. 
 
Obs.: Se o ácido ou base for fraco (< 5%), o valor de α seria muito pequeno, 
fazendo o denominador ser aproximadamente igual a 1. 
 
Obs.2: Para calcular de apenas uma espécie: 
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Se o valor de  for muito baixo, e n serão desprezíveis! 
 
Exemplo1: Considere uma solução aquosa de HClO2, após atingir o equilíbrio, 
obtem-se [H+] = 2•10-3mol/L, [ClO2
-] = 2•10-3mol/L, [HClO2] = 4•10
-4mol/L. 
Calcule a Constante de equilíbrio. 
 
Resolução: 
 
Devemos montar a reação de ionização: HClO2  H
+ + ClO2
- 
 
Ka = [H+] • [ClO2
-] = (2•10-3)•(2•10-3) = 4•10-6 = 10-2 ou 0,01 mol/L. 
 [HClO2] 4•10
-4 4•10-4 
 
Exemplo2: Calcule a concentração de cada espécie de soluto presente numa 
solução de NH3 0,40 mol/L, para o equilíbrio NH3(aq) + H2O  NH4
+(aq) + OH–
(aq), com Kb = 1,8•10-5. 
 
Resolução: 
No equilíbrio, temos: [NH4
+] = x, [OH–] = x e [NH3] = 0,40 – x 
 
 , então x ≈ 2,7 x 10-3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXERCÍCIOS ENEM 
1. (ENEM 2015) Vários ácidos são utilizados em indústrias que descartam 
seus efluentes nos corpos d’água, como rios e lagos, podendo afetar o 
equilíbrio ambiental. Para neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio 
pode ser adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois produz 
bicarbonato, que neutraliza a água. 
 
As equações envolvidas no processo são apresentadas: 
(I) CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) Ca
2+ (aq) + 2 HCO3
– (aq) 
(II) HCO3
– (aq) H+ (aq) + CO3
2– (aq) K1 = 3,0 10–11 
(III) CaCO3 (s) Ca
2+ (aq) + CO3
2– (aq) K2 = 6,0 10–9 
(IV) CO2 (g) + H2O (l) H
+ (aq) + HCO3
– (aq) K3 = 2,5 10–7 
 
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV a 
25 ºC, qual é o valor numérico da constante de equilíbrio da reação I? 
a) 4,5 10–26 
b) 5,0 10–5 
c) 0,8 10–9 
d) 0,2 105 
e) 2,2 1026 
 
GABARITO: B 
 
2. (ENEM 2016-1) Após seu desgaste completo, os pneus podem ser 
queimados para a geração de energia. Dentre os gases gerados na combustão 
completa da borracha vulcanizada, alguns são poluentes e provocam a chuva 
ácida. Para evitar que escapem para a atmosfera, esses gases podem ser 
borbulhados em uma solução aquosa contendo uma substância adequada. 
Considere as informações das substâncias listadas no quadro. 
 
Dentre as substâncias listadas no quadro, aquela capaz de remover com maior 
eficiência os gases poluentes é o(a) 
a) fenol. 
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b) piridina. 
c) metilamina. 
d) hidrogenofosfato de potássio. 
e) hidrogenosulfato de potássio. 
 
 
GABARITO: D 
 
 
3. (ENEM 2017) Diversos produtos naturais podem ser obtidos de plantas por 
processo de extração. O lapachol é da classe das naftoquinonas Sua estrutura 
apresenta uma hidroxila enólica (pKa = 6,0) que permite que este composto 
seja isolado da serragem dos ipês por extração com solução adequada, 
seguida de filtração simples. Considere que pKa = –log Ka, em que Ka é a 
constante ácida da reação de ionização do lapachol. 
COSTA. P. R. R. et al. Ácidos e bases em química orgânica. Porto Alegre: 
Bookman. 2005 (adaptado). 
 
Qual solução deve ser usada para extração do lapachol da serragem do ipê 
com maior eficiência? 
a) Solução de Na2CO3 para formar um sal de lapachol. 
b) Solução-tampão ácido acético/acetato de sódio (pH = 4,5). 
c) Solução de NaCl a fim de aumentar a força iônica do meio. 
d) Solução de Na2SO4 para formar um par iônico com lapachol 
e) Solução de HCI a fim de extraí-lo por meio de reação ácido-base. 
 
GABARITO: A 
 
 
 
4. (ENEM 2019 PPL) O processo de calagem consiste na diminuição da acidez 
do solo usando compostos inorgânicos, sendo o mais usado o calcário 
dolomítico, que é constituído de carbonato de cálcio (CaCO3) e carbonatode 
magnésio (MgCO3). Além de aumentarem o pH do solo, esses compostos são 
fontes de cálcio e magnésio, nutrientes importantes para os vegetais. 
Os compostos contidos no calcário dolomítico elevam o pH do solo, pois 
A) são óxidos inorgânicos. 
B) são fontes de oxigênio. 
C) o ânion reage com a água. 
D) são substâncias anfóteras. 
E) os cátions reagem com a água. 
 
 
 
GABARITO: C