Equilibrio ionico

Sumário

INTRODUÇÃO O presente trabalho irá abordar o tema: Equilíbrio iônico em solução aquosa, e está dividido em quatro capítulos e seus respectivos subcapitulos, sendo o primeiro capitulo: o Equilíbrio químico em soluções de eletrólitos, onde será mostrado como as constantes de ionização reagem em soluções aquosas; como funciona a lei de diluição de Ostwald e o efeito do íon comum. No segundo capitulo, denominado de Equilíbrio iônico da água, vamos falar da formação do produto iônico da água e, em seguida, as escalas de pH e POH. O terceiro capitulo irá falar sobre o que são os indicadores ácidos-base, como funcionam e como é feita a escolha desses indicadores em função do pH. O quarto e ultimo capitulo, será apresentado o conceito de solução tampão, a sua importância para o nosso organismo e a função que essa solução tem nos produtos farmacêuticos. Este trabalho tem como objetivo informar de forma mais clara possível sobre o tema que será apresentado a seguir.

1. Equilíbrio químico em soluções de eletrólitos
1.1 Constante de ionização Constante de ionização é o valor que expressa a relação entre as concentrações dos eletrólitos separados em meio aquoso. De acordo com a lei da ação das massas é também um equilíbrio químico onde a dissociação iônica é uma reação reversível. Abaixo serão demonstradas as seguintes constante de ionização que ocorrem em solução aquosa:
HCℓO₄ (aq)
⇌ H⁺(aq) + CℓO₄⁻ (aq)
Kc = 10⁺¹⁰
HCN (aq)
⇌ H⁺ (aq) + CN⁻ (aq)
Kc = 4,9·10⁻¹⁰ Pode-se notar que os valores de Kc expressam as diferentes tendências que as reações têm para acontecer. O ácido perclórico possui uma tendência muito maior de liberar íon H⁺ do que o ácido cianídrico.

Kc = 10⁺¹⁰ = [H⁺]·[CℓO₄⁻]
[HCℓO₄]

O numerador é da ordem de 10¹⁰ vezes o denominador.
Alta tendência para liberar H⁺.

Kc = 4,9·10⁻¹⁰ = [H⁺]·[CℓO₄⁻]
[HCℓO₄]
O numerador é igual a 4,9·10⁻¹⁰ vezes o denominador.
Baixa tendência