EQUILÍBRIO IÔNICO

Equilíbrio Iônico

É o equilíbrio proveniente de íons em uma solução.

Quando ácidos, bases e sais são dissolvidos em água, eles sofrem ionização (proveniente de ligação covalente – ácidos) ou dissociação (proveniente de ligação iônica – bases e sais).

Ionização ou dissociação é a quebra da molécula, onde o H é separado da molécula, formando assim íons (eletrólitos).

Quando os eletrólitos se dissociam parcialmente teremos um equilíbrio.

Para entendermos melhor o equilíbrio iônico vamos verificar as principais teorias de ácidos e bases.

TEORIA DE ARRHENIUS

ácido: substâncias que em meio aquoso liberam como cátion íon H+ (H3O+).

HCN H+ + CN- (ionização)

Número de hidrogênios ionizáveis dará a classificação para o ácidos em:

Monoprótico (um H+ )Diprótico ( dois H+ )Triprótico (três H+ )Poliprótico (quatro ou mais H+ )

A medida que um ácido vai sofrendo ionização, sua acidez vai diminuindo.

Assim, 1 ionização > 2 ionização > 3 ionização > 4 ionização.

Bases: substâncias que em meio aquoso liberam ânion OH- (íon hidroxila).

NaOH Na+ + OH- (dissociação)

TEORIA DE BRONSTED-LOWRY

Ácido: qualquer substância que CEDE um próton H+.

Base: qualquer substância que RECEBE um próton H+.

Ex. NH3 + H2O NH4+ + OH-

NH3 : recebeu H+ ---- Base

H2O: doou H+ ------ Ácido

Obs.*: O ácidos mais forte e a base mais forte estarão sempre do mesmo lado da equação, e o ácidos mais fraco e a base mais fraca do outro lado.

TEORIA DE LEWIS

Ácido: qualquer substância que RECEBE um par de elétron, ou não possue par de elétron, formando uma ligação coordenada dativa.

Base: qualquer substância que DOA um par de elétrona formando ligação coordenada dativa.

H+ + NH3 NH4+

Portanto, íon + = recebe par de elétron ou não tem par de elétron é

Ácido.Íon - = doa par de elétron é Base.