Equilíbrio iônico: Ka, Kb e hidrólise
Ácido fraco também é um equilíbrio — e o sal que ele forma não é neutro.
CH₃COOH ⇌ H⁺ + ânion
Só uma fração quebra — e as moléculas trocam de lugar o tempo todo (equilíbrio dinâmico).
Ka = 1,8×10⁻⁵
C = 0,1 mol/L
α (ionização)
1,3%
pH
2,88
[H⁺] = 1,3×10⁻³ mol/L
A ideia, em 3 parágrafos
Quando um ácido fraco se ioniza, ele não vai até o fim: chega a um equilíbrio entre moléculas inteiras e íons, com as duas coisas convivendo e trocando o tempo todo. HAc ⇌ H⁺ + Ac⁻. Esse equilíbrio tem constante própria — o Ka, constante de acidez. Ka grande = ioniza mais = ácido mais forte; Ka pequeno = mais fraco. É a "força" que você viu em partículas virando um número.
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Ka e Kb; a tabela de força virando número; produto iônico da água (Kw = 10⁻¹⁴).
Com o Ka dá para calcular o pH sem medir nada: quanto maior o Ka e mais concentrada a solução, mais H⁺ livre. E existe a Lei da Diluição de Ostwald, que revela algo contraintuitivo: diluir um ácido fraco aumenta o grau de ionização (α) — mais moléculas se quebram! —, embora a concentração de H⁺ caia e o pH suba. Mais moléculas ionizadas, espalhadas num volume maior. As duas coisas são verdade ao mesmo tempo.
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Lei de Ostwald e o paradoxo da diluição, com os dois mostradores.
Agora a consequência que quase ninguém espera: nem todo sal é neutro. Ao se dissolver, os íons do sal podem reagir com a água — é a hidrólise salina. Sal de ácido forte + base forte (NaCl) → neutro, ninguém reage. Sal de ácido fraco + base forte (NaHCO₃, o bicarbonato) → o ânion rouba H⁺ da água e sobra OH⁻ → básico. Sal de ácido forte + base fraca (NH₄Cl) → ácido. A regra que resolve tudo: quem vence é o mais forte dos dois "pais" do sal.
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Hidrólise salina caso a caso; a regra do "pai mais forte"; sais do cotidiano e seus pH.
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