Unit-AL 2017
I. \(CO\begin{matrix}2\\3\end{matrix}^-\)(aq) + H2O(l) ⇔ \(HCO\begin{matrix}-\\3\end{matrix}\)(aq) + OH− (aq) Kb = 1,8.10−4
II. ClO− (aq) + H2O(l) ⇔ HClO(aq) + OH− (aq) Kb = 3,3.10−7
Algumas espécies químicas, a exemplo dos íons carbonato \(CO\begin{matrix}2\\3\end{matrix}^-\)(aq), e hipoclorito, ClO− (aq), reagem com moléculas de água, o que leva à liberação de íons hidróxido, OH− (aq), em solução aquosa, de acordo com os sistemas em equilíbrio representados pelas equações químicas. Os valores das constantes de equilíbrio, Kb, expressam as tendências de as reações reversíveis acontecerem.
A análise dos sistemas em equilíbrio químico e suas constantes de equilíbrio, Kb, permitem concluir:
O íon hipoclorito, ClO− (aq), é uma base de Brönsted-Lowry mais forte do que o íon carbonato, \(CO\begin{matrix}2\\3\end{matrix}^-\)(aq).
O íon hidrogenocarbonato, \(HCO\begin{matrix}-\\3\end{matrix}\)(aq), é um ácido conjugado mais fraco do que o ácido hipocloroso, HClO(aq).
O íon hidróxido, OH− (aq), é a base conjugada do íon hipoclorito, ClO− (aq), no sistema em equilíbrio representado em II.
A retirada de íons hidrogenocarbonato do sistema I desloca o equilíbrio químico no sentido de consumo de íons hidróxido, OH− (aq).
A adição de íons H3O+ (aq) aos sistemas I e II desloca o equilíbrio químico no sentido de formação, respectivamente, dos íons carbonato e hipoclorito.
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