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Equilíbrio químico - Parte 2 - Coggle Diagram
Equilíbrio químico - Parte 2
Constante de ionização: Ka e Kb
Ka: Constante de ionização de um ácido
Ki: Constante de dissociação de uma base
Nos equilíbrios iônicos,
0 < α < 1
Lei da diluição de Ostwald
Nessa lei, conclui-se que quanto menor for a concentração de um eletrólito, maior será seu grau de ionização.
O efeito do íon comum no equilíbrio iônico:
A adição de um ácido forte provoca aumento da concentração de H+, fazendo com que o equilíbrio químico se desloque para a esquerda.
A adição de uma base provoca a liberação de OH-, que reage com o H+, deslocando o equilíbrio para a direita.
Produto iônico da água: Kw
Como toda ionização, a água também atinge o equilíbrio, chamado de equilíbrio iônico da água (Ki)
É possível definir soluções ácidas, básicas ou neutras da seguinte maneira:
Soluções ácidas: [H+] > [OH-]
Soluções básicas: [H+] < [OH-]
Soluções neutras: [H+] = [OH-]
Escala de pH e pOH: indicadores e pH
pH
é o potencial hidrogeniônico da solução
pOH
é o potencial hidroxiliônico da solução.
É possível determinar o pH de uma solução por meio dos chamados indicadores universais, que são misturas de vários indicadores que mudam gradativamente de cor conforme o pH da solução.
Soluções de ácidos e bases fortes
Para os ácidos: Fortes (α > 0,5) / Moderados (0,05 < α < 0,5) / Fracos (α < 0,05)
Para as bases: São consideradas bases fortes aquelas formadas por elementos da família IA e IIA. Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2
Influência da temperatura na solubilidade de um sólido em um líquido
Se o aumento da temperatura tornar o composto MX mais solúvel, isso indicará que a dissolução é endotérmica, sendo ∆H > 0
Se o aumento da temperatura tornar o composto MX menos solúvel (deslocar o equilíbrio químico para a esquerda), isso mostrará que a dissolução é exotérmica, com ∆H < 0