Equilíbrio iônico em solução aquosa

EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO AQUOSA • Lei da diluição de Ostwald K = 2 ——— 1   · |eletrólito|inicial

Para eletrólito fraco  (1  ) = 1. Portanto: K = 2|eletrólito|inicial.
O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da concentração em mol/L de eletrólito.
- Diluindo um ácido fraco, aumenta o mas diminui a [H+].
- Diluindo uma base fraca, aumenta o mas diminui a [OH].

• Efeito do íon comum
Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A) produz: * Diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA; * Diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização do ácido.
Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz: * Diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH; * Diminuição da [OH], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização da base.
• Efeito de Íons Estranhos (não comuns) ou efeito salino
O efeito de íons estranhos na solubilidade dos precipitados é exatamente o oposto do efeito do íon comum. Vários eletrólitos fortes quando presentes em uma solução aumentam a solubilidade do precipitado. Isto se deve ao fato de que ocorreu um aumento na força iônica da solução, ocasionando uma diminuição do coeficiente de atividade. Para melhor entender este efeito, devemos considerar a equação termodinâmica do equilíbrio de solubilidade, que mostra que a constante de equilíbrio da reação depende das atividades dos íons da substância pouco solúvel.

Equilíbrio Iônico na Água/ pH e pOH
Ocorre uma transferência de próton (H+) de uma molécula para outra quando duas moléculas de H20 colidem ordenadamente e com suficiente energia. Essa transferência é representada na equação abaixo:
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ↔ H3O+(aq) +