α - ProENEM

Prof. Eduardo Campos
EQUILÍBRIO EM SOLUÇÃO AQUOSA - EQUILÍBRIO IÔNICO
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO - Ki
Considere a ionização de um ácido HA
HA(aq)  H+1(aq) + A-1(aq)
H  x  A  
Ka 
HA 
Considere a dissociação de uma base BOH
BOH(aq)  B+1(aq) + OH-1(aq)
B   x OH 
Kb 
BOH
Vale observar que:
• Quanto maior for a concentração de H+1, maior será o valor de Ka e,
consequentemente, maior a força do ácido.
• Quanto maior for a concentração de OH-1, maior será o valor de Kb e,
consequentemente, maior a força da base.
Para um ácido diprótico teremos duas etapas de ionização:
Exemplo: H2SO4

 H  HSO 4
(K1 ) H2 SO 4 


 H  SO 42
(K 2 ) HSO 4 

H  x HSO 4 
K1 
H2SO4 
De modo geral, K1 > K2.
H  x  SO 42 
K2 
HSO 4 
GRAU DE IONIZAÇÃO (α)
Para um ácido monoprótico, HA que apresenta concentração M ([HA] = M)
α=
número de mol ionizado
x 100
número de mol dissolvido
H 
Ao dividirmos o numerador e o denominador pelo volume, temos: α =
HA 
Isto é: [H+] = [HA] . α
Como  [HA] = M
Temos:
[H+] = M . α
De forma semelhante, para uma monobase BOH, temos:
[OH-1] = M . α
onde M é a concentração da base BOH e α é o grau de dissociação.
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
Para um ácido monoprótico:
Para uma monobase:
M  α2
Ka =
1-α
M  α2
Kb =
1-α
Para ácidos fracos ou bases fracas (α ≤ 5%)
1–α≈1
Logo:
Ka = M . α2
Kb = M . α2
EXERCÍCIO
1. Uma solução aquosa 0,045 mol.L-1 de ácido etanoico, CH3COOH,
se encontra 2% ionizada. Calcule:
a) a concentração, em mol.L-1, de íons H+;
b) o valor de Ka.
RESOLUÇÃO
a)
Sabemos que para um monoácido:
[H+] = M . α
M = concentração molar do ácido  M = 0,045 mol.L-1
α = grau de ionização  α = 2%
Logo:
[H+] = 0,045 x 2/100 = 9 x 10-4 mol.L-1
RESOLUÇÃO
b)
Sabemos que:
M  α2
Ka =
1-α
Como é um ácido fraco (α ≤ 5%)
Ka = M α2
Logo:
Ka = 0,045 x (2/100)2
Ka = 1,8 x 10-5