equilibrio ionico

Equilíbrio iônico
Trata-se de um sistema em equilíbrio em que há pelo menos um íon no equilíbrio.
Podemos estudar os equilíbrios iônicos da mesma forma que estudamos os equilíbrios moleculares, porém devemos lembrar que existem alguns detalhes bem diferentes nos equilíbrios iônicos em relação aos outros equilíbrios.
Vamos citar como exemplo a ionização do ácido acético:

Neste caso, temos um equilíbrio homogêneo, em relação ao qual podemos aplicar, em linhas gerais, o mesmo raciocínio usado nos equilíbrios moleculares.
A água é a molécula mais conhecida, é provável que a maioria das pessoas saiba o que significa a fórmula H20. A água é formada pela ligação entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, quando a ligação é quebrada dá origem a íons com cargas de sinais contrários, para entender é só observar a dissociação iônica da água:
H2O (l) → H+(aq) + OH-(aq)
A equação mostra que os íons H+ e OH- são provenientes da molécula H2O. Estes íons estão em equilíbrio, logo a reação também está em equilíbrio.
As concentrações de íons H+ e OH- que estão no equilíbrio diversificam com a temperatura, porém constantemente estarão iguais entre si: água → [H+] = [OH-]
Em uma água pura a 25 ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH- mostram um valor igual a 10-7 mol. L-1.
Água pura medindo 25 ºC → [H+] = [OH-] = 10-7 mol . L-1

Equilíbrio iônico é o estudo dos equilíbrios químicos envolvendo soluções aquosas de ácidos fracos e bases, que apresentam partículas iônicas e moléculas não ionizadas.
Ácidos (Ka)
HA H+ + A-
Ka = [H+] . [A-] / [HA-]
Ex: HCl H+ + Cl-
Ka = [H+] . [Cl-] / [HCl-]
Bases (Kb)
BOH B+ + OH-
Kb = [B+] . [OH-] / [BOH]
Ex: KOH K+ + OH-
Kb = [K+] . [OH-] / [KOH]
Constante de Ionização
Para ácidos: Ka
Maior Ka = maior força ácida
Para Bases: Kb
Maior Kb = maior força básica
Grau de Ionização (α)
É a grandeza que indica a porcentagem do ácido que sofreu ionização na solução. Quanto maior o α, mais forte é o ácido ou a base.