Planejativo

Equilíbrio iônico e Produto de Solubilidade (Kps)

Entalpia

Lei de Hess

Entalpia de Ligação

Soluções: classificação e solubilidade

Unidades de concentração

Diluição de soluções

Mistura de soluções

Cinética química: Visão geral

Cinética química: Velocidade média e Lei da velocidade

Noções e cálculos de equilíbrio químico

Deslocamento de equilíbrio

Equilíbrio iônico da água, pH e pOH

Hidrólise de sais

Soluções tampão e Titulação

Número de oxidação (NOX)

Reações e Balanceamento por oxirredução

Pilhas

Eletrólise ígnea

Eletrólise aquosa

Eletrólise com eletrodos reativos

Estequiometria da eletrólise

Propriedades coligativas

Coloides

Alguns pontos-chave dessa matéria para o ENEM que devem ser levados em conta ao estudarmos são:

do equilíbrio. Fonte na própria imagem.

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.

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.

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

Para os ácidos, usamos algo chamado constante de ionização. Essa constante é definida a partir da constante de equilíbrio.

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

Para as bases, usamos algo chamado constante de dissociação, que é definida a partir de Kc.

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.

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.

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).

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.

Podemos ver que o deslocamento do equilíbrio pode alterar a cor da solução.

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):

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:

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?