Constantes de Ionização
Propaganda
EQUILÍBRIOS IÔNICOS É o equilíbrio químico particular que se estabelece entre uma substância química e seus íons separados Constantes de Ionização Considere os seguintes equilíbrios que ocorrem em solução aquosa: Os valores de Kc expressam as diferentes tendências que as reações têm para acontecer. O ácido perclórico(HClO4) possui uma tendência muito maior de liberar íon H+ do que o ácido cianídrico(HCN). O HClO4 é mais forte que o HCN Essas constantes de equilíbrio são conhecidas como constantes de ionização ou constantes de dissociação ácida sendo simbolizadas por Ka. Quanto maior for o valor da constante de ionização de um ácido(Ka), maior será a força desse ácido. Valores da constante de ionização ácida(K ), a 25°C Quando um ácido apresenta mais de 1 hidrogênio ionizável, podemos escrever uma constante de acidez para cada etapa da ionização. Assim,por exemplo para o ácido sulfúrico: A primeira ionização ocorre mais facilmente, portanto K1 > K2 Nos poliácidos fracos a concentração hidrogeniônica(H+) pode ser atribuída à primeira ionização, já que a concentração devida à segunda ionização é desprezível, se comparada com a primeira ionização. Da mesma maneira como definimos constante de ionização para ácidos, podemos fazê-lo para bases. A constante de basicidade é simbolizada por Kb , e analogamente aos ácidos temos: LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD Expressão matemática que relaciona a constante de ionização (K) com o grau de Ionização ( a) e a concentração em mol/L de uma solução de um ácido ou base. Ao adicionarmos um ácido à água, podemos relacionar o número de mol adicionados com o número de mol ionizado. Essa relação é dada pela expressão denominada grau de ionização (a). Ao adicionarmos n mol do ácido HÁ na água, temos: Esse nome “Lei da Diluição” se deve ao fato de a fórmula permitir prever o que acontece quando diluímos uma solução de ácido fraco ou base fraca. A constante de equilíbrio possui um valor constante a uma temperatura fixa e, dessa forma, o grau de ionização aumenta(a) quando se diminui a concentração molar de uma solução e vice-versa.
