Prática 2 - Hidrólise de sais (VMS)

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PRÁTICA 2 – EQUILÍBRIOS QUÍMICOS HOMOGÊNEOS DE ÁCIDOS E BASES
CONJUGADAS: HIDRÓLISE DE SAIS
Aluno: Vitoria Mendes Sousa (21201900)
ASSUNTOS ENVOLVIDOS
- Dissociação de sais
- Hidrólise de sais
- Ácidos e bases conjugadas
OBJETIVO GERAL
Mediante a utilização de indicadores de pH, estudar o efeito da adição de eletrólitos fortes
e fracos na água sobre o deslocamento dos equilíbrios químicos. Interpretar os equilíbrios
envolvidos nas reações de hidrólise de sais.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
✓ Conhecer as cores de indicadores em meio ácido e básico
✓ Utilizar indicadores ácido-base para a determinação de pH
✓ Explicar a hidrólise de sais com base nos valores de pH das soluções
✓ Equacionar as reações de hidrólise
✓ Expressar a hidrólise de sais através da constante de hidrólise
✓ Relacionar as constantes: Kw, Ka, Kb e Kh
REAGENTES E MATERIAIS
NOME CONCENTRAÇÃO FÓRMULA
Acetato de sódio Saturada CH3COONa
Acetato de amônio Saturada CH3COONH4
Cloreto de amônio Saturada NH4Cl
Cloreto de sódio Saturada NaCl
Dihidrogenofosfato de sódio Saturada NaH2PO4
Monohidrogenofosfato de sódio Saturada Na2HPO4
Hidrogenocarbonato de sódio Saturada NaHCO3
Carbonato de sódio Saturada Na2CO3
Soluções tampão pH 3 a 11 CH3COOH e CH3COONa
Indicador universal 0,1% Fenolftaleína
0,2% Vermelho de Metila
0,3% Amarelo de metila
0,4% Azul de bromotimol
0,5% Azul de timol em EtOH
1 – HIDRÓLISE DE SAIS
1.1– Escala para avaliação de pH
Tabela 1 – Valores aproximados de pH, equações de dissociação e hidrólise.
Sistema pH
aproximado
Equações de dissociação e hidrólise
1. H2O 5 H2O —> H+ + OH-
Kh = [H+] x [OH-]
2. NaCl 5 NaCl —> Na+ + Cl-
3. NH4Cl 4 NH4Cl —> NH4+ + Cl-
Kh = [NH3] x [H3O+]
[NH4+]
4. CH3COONa 11 CH3COONa —> Na+ + CH3COO-
Kh = [CH3COOH] x [OH-]
[CH3COO-]
5. CH3COONH4 5 CH3COONH4 —> NH4+ + CH3COO-
Kh = [NH4OH] x [ H+] x [CH3COO-] x [OH-]
[NH4+] x [CH3COO-]
6. NaH2PO4 5 NaH2PO4 —> Na+ + H2PO4-
Kh = [HPO42-] x [H+]
[H2PO4-]
7. Na2HPO4 8 Na2HPO4 —> 2Na+ + HPO4-
Kw = [H2PO4-] x [OH-]
[HPO42-]
8. NaHCO3 8 NaHCO3 —> Na+ + HCO3-
Kh = [H2CO3] x [OH-]
[HCO3]
9. Na2CO3 11 Na2CO3 —> 2Na+ + CO3²-
Kh = [HCO32-] x [OH-] = Kb
[CO32-]
Questionamentos:
1.a) 2 H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq) pH 5,0
Kw = [H3O+]x[OH--] = 1,0 x 10-14
Água neutra → pH 7,0
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7mol L-1
Prática → pH 5,0
1,0 x 10-14 = [10-4]x[OH--]
[OH--] = 10-9 mol/L-1
[H3O+] = 1,0 x 10-5mol/L e [OH-] = 1,0 x 10-9 mol/L
1.b) A água destilada idealmente possui um pH neutro, pois consiste apenas em hidrogênio e
oxigênio, possuindo um pH de 7,0. No entanto, na realidade, a absorção das moléculas de H2O ao
dióxido de carbono no ar, quando exposta, confere uma acidificação à água suficiente para
diminuir seu pH ideal de 7 para em torno de 5,5. E isso pode ser demonstrado através da reação
química da dissociação da água ao gás carbônico, produzindo o ácido carbônico, que possui um pH
5,5 em solo: H2O + CO3 → H2CO3.
1.c) Acetato de Sódio (CH3COONa)
CH3COONa (aq) → Na+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COO- (aq) + H2O (l) ←→ CH3COOH (aq) + OH- (aq)
Acetato de amônio (CH3COONH4)
CH3COONH4 (aq) → NH4+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COO-(aq) + H2O (l) ←→ CH3COOH(aq) + OH-(aq)
NH4+ (aq) + H2O (l) ←→ NH4OH(aq) + H+(aq)
Cloreto de amônio (NH4Cl)
NH4Cl (aq) → NH4+ (aq) + Cl- (aq)
NH4+ (aq) + H2O (l) ←→ NH4OH (aq) + H+ (aq)
Cloreto de sódio (NaCl)
NaCl (aq) → Na+(aq) + Cl-(aq)
Dihidrogenofosfato de Sódio (NaH2PO4)
NaH2PO4 (aq) → Na+ (aq) + H2PO4- (aq)
H2PO4-2 (aq) + H2O (l) ←→ H2PO4 (aq) + OH- (aq)
H2PO4-2 (aq) + H2O (l) ←→ HPO4-2 (aq) + H+ (aq)
Monohidrogenofosfato de Sódio (Na2HPO4)
Na2HPO4 (aq) → 2 Na+ (aq) + HPO42- (aq)
HPO4-2 (aq) + H2O (l) ←→ H2PO4 (aq) + OH- (aq)
HPO4-2 (aq) + H2O (l) ←→ PO4-3 (aq) + H+ (aq)
Hidrogenocarbonato de Sódio (NaHCO3)
NaHCO3 (aq) → Na+ (aq) + HCO3- (aq)
HCO3- (aq) + H2O (l) ←→ H2CO3 (aq) + OH- (aq)
HCO3- (aq) + H2O (l) ←→ CO3-2 (aq) + H+ (aq
Carbonato de Sódio (Na2CO3)
Na2CO3 (aq) → 2 Na+ (aq) + CO32- (aq)
CO32- (aq) + H2O (l) ←→ HCO3- (aq) + OH- (aq)
1.d) Acetato de Sódio (CH3COONa)
Na+ + H2O(l)↔ NaOH(aq) + H+(aq) —> Não ocorre
CH3COO-(aq) + H2O(l)↔ CH3COOH(aq) + OH-(aq) —> Ocorre
Kh = [CH3COOH] x [OH-] = Kb
[CH3COO-]
Kw = Ka x Kb —> 10^-14 = 1,76 x 10^-5 x Kb
Kb = 10^-14 / 1,76 x 10^-5
Kb = Kh = 5,68 x 10^-10
Acetato de amônio (CH3COONH4)
NH4+(aq) + H2O(l)↔ NH4OH (aq) + H+ (aq) —> Ocorre
CH3COO-(aq) + H2O↔ CH3COOH(aq) + OH-(aq) —> Ocorre
Kh = [NH4OH] x [ H+] x [CH3COO-] x [OH-]
[NH4+] x [CH3COO-]
Kh = Kw / Ka x Kb —> Kh = 10-14 / (5,7 x 10-10)x(5,71x10-10)
Kh = 3,1 x 104
Cloreto de amônio (NH4Cl)
Cl-(aq) + H2O(l)↔HCl(aq) + OH-(aq) —> Não ocorre
NH4+(aq) + H2O(l)↔ NH3 (aq) + H3O+(aq) —> Ocorre
Kh = [NH3] x [H3O+]
[NH4+]
Kw = Kh x Kb
10-14 = Kh x 1,8 x 10-5
Kh = 5,5 x 10-10
Cloreto de sódio (NaCl)
Na+(aq) + H2O(l)↔ NaOH(aq) + H+ (aq) —> Não ocorre
Cl-(aq) + H2O(l)↔HCl(aq) + OH- (aq) —> Não ocorre
Dihidrogenofosfato de Sódio (NaH2PO4)
H2PO4-(aq) + H2O(l) ↔ HPO42- + H+ (aq) —> Ocorre
Kh = [HPO42-] x [H+]
[H2PO4-]
Kw = Kh x Ka2
10-14 = Kh x (6,32 x 10-8 )
Kh = 1,5 x 10-7
Monohidrogenofosfato de Sódio (Na2HPO4)
HPO42-(aq) + H2O(l)↔ H2PO4-(aq) + OH- (aq) —> Ocorre
Kw = [H2PO4-] x [OH-]
[HPO42-]
Kw = Kh x Ka
10-14 = Kh x 4,5 x 10-13
Kh = 2,2 x 10-2
Hidrogenocarbonato de Sódio (NaHCO3)
HCO3-(aq) + H2O(l)↔H2CO3 (aq) + OH- (aq) —> Ocorre
Kh = [H2CO3] x [OH-]
[HCO3]
Kw = Kh x Ka
10-14 = Kh x 4,45x10-7
Kh = 2,25 x 10-8
Carbonato de Sódio (Na2CO3)
CO32-(aq) + H2O(l)↔ HCO3+(aq) + OH- (aq) —> Ocorre
Kh = [HCO32-] x [OH-] = Kb
[CO32-]
Kw = Kh x Ka
10-14 = Kh x 4,7 x 10-11
Kh = 2,12 x 10-4
1.e) Compare as variações de pH das espécies dos tubos 2, 3, 4 e 5 com o pH da água (tubo 1),
explique e classifique as substâncias em ácidos e bases fortes ou fracos.
Tubo 1: Água (H2O)
Água —> pH 5,0
Tubo 2: Cloreto de sódio (NaCl)
Água —> pH 4,0
NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) pH 5,0
Nesse caso, o sal é constituído por um ácido e base fortes, e quando dissociado em água, nenhuma
das reações ocorre. Se o Na+ for submetido a uma reação de hidrólise, ele reagiria com a água e
formaria NaOH, mais a liberação de H+ na solução. Porém, pelo NaOH ser um eletrólito forte, ele
tenderia a se dissociar completamente e retornar ao sentido da esquerda em direção ao reagentes,
logo, a reação Na+ + Água não ocorre, pois leva a formação de um eletrólito forte e não conseguirá
ser hidrolisado. Com o Cl- também ocorre o semelhante. Ao reagir com a água, levará a formação de
HCl, um ácido extremamente forte, e íons OH- na solução. Como a reação forma um ácido forte ou
eletrólito forte, a tendência será novamente a de se dissociar e retornar ao que era antes, ou seja, aos
reagentes, logo a reação também não ocorre. Portanto, se o Na+ e o Cl- não sofrem hidrólise, os pHs
não variam e se mantêm constantes.
Tubo 3: Cloreto de amônio (NH4Cl)
Água —> pH 5,0
NH4Cl(aq) + H2O → NH4OH + H+(aq) pH 4,0
O sal é decorrente de um ácido forte e uma base fraca, e pelo ácido ser forte e ter a forte tendência à
se dissociar, e teoricamente, ao submeter o Cl- à hidrólise em água, o cloreto tenderia a se juntar
novamente ao H+ a fim de formar HCl e liberar OH-, no entanto por por ser um ácido forte, a reação
não acontece. Porém, pelo NH4 advir de uma base fraca, ao se dissociar em água, a tendência será a
de formação de amônia, uma base fraca, e liberação de íons H3O+, que é o que ocorre na reação em
questão. Contudo, pela extensão da hidrólise, a liberação de H+ é leve e insuficiente para alterar
drasticamente o pH 5 da agua.
a quantidade de íons H+ liberados na solução será muito pequena, dessa forma, não ocorrendo
variação de pH.
Tubo 4: Acetato de Sódio (CH3COONa)
Água —> pH 4,0
CH3COONa(aq) → Na+(aq) + CH3COO-(aq) pH 11,0
O sal é constituído de um ácido fraco e uma base forte, resultando em extensão da reação de hidrólise
muito grande, que aumentará a quantidade de íons hidroxila liberadas na solução, e por consequência,
a variação de pH que sobe drasticamente de 4,0 para 11,0.
Tubo 5: Acetatode amônio (CH3COONH4)
Água —> pH 4,0
CH3COONH4(aq) → NH4+(aq) + CH3COO-(aq) pH 5,0
Este sal é constituído por uma base fraca e um ácido fraco, logo, quando as duas reações fazem
hidrólise vão liberar a mesma quantidade de H+ e de OH- , dessa forma irão se neutralizar, e a
variação de pH ocorrerá minimamente.
1.f) Na+(aq) + H2O(l)↔NaOH(aq) + H+ (aq) —> Não ocorre.
Nesse caso, o sal é constituído por um ácido e base fortes, e quando dissociado em água, nenhuma
das reações ocorre. Se o Na+ for submetido a uma reação de hidrólise, ele reagiria com a água e
formaria NaOH, mais a liberação de H+ na solução. Porém, pelo NaOH ser um eletrólito forte, ele
tenderia a se dissociar completamente e retornar ao sentido da esquerda em direção ao reagentes,
logo, a reação Na+ + Água não ocorre, pois leva a formação de um eletrólito forte e não conseguirá
ser hidrolisado.
Cl-(aq) + H2O(l)↔HCl(aq) + HO- (aq) —> Não ocorre
Com o Cl- também ocorre o semelhante. Ao reagir com a água, levará a formação de HCl, um ácido
extremamente forte, e íons OH- na solução. Como a reação forma um ácido forte ou eletrólito forte, a
tendência será novamente a de se dissociar e retornar ao que era antes, ou seja, aos reagentes, logo a
reação também não ocorre. Portanto, se o Na+ e o Cl- não sofrem hidrólise, os pHs não variam e se
mantêm constantes.
1.g) CH3COONH4(aq) → NH4 + (aq) + CH3COO- (aq) pH 5,0
O acetato de amônio quando dissociado liberará NH4+ e CH3COO- na solução, no entanto,
observa-se que o pH da água que era 5,0 não varia e continua sendo 5,0. E isso ocorre devido às
seguintes reações de hidrólise:
O íon amônio reage com a água, formando uma base fraca e liberando íons H3O+. O amônio
funciona como um ácido de Bronsted.
NH4+(aq) + H2O(l)↔NH3 (aq) + H3O+ (aq)
Kw = Kh x Kb
10-14 = Kh x 5,71 x 10-10
Kh = 1,75 x 10-5
O íon acetato reage com a água, formando um ácido fraco, que é o ácido acético, e liberando íons
OH-:
CH3OO-(aq) + H2O↔ CH3COOH(aq) + OH- (aq)
Kw = Kh x Ka
10-14 = Kh x 5,5 x 10-10
Kh = 1,81 x 10-5
Dessa forma, os dois íons sofrem hidrólise, as reações ocorrem e o pH não se altera. Logo, quando as
duas reações fazem hidrólise, ambas vão liberar a mesma quantidade de H+ e de OH- que irão se
neutralizar, e o pH da água por consequência não se alterará.
1.h) O cloreto de amônia é um eletrólito forte que se dissocia em NH4+ e Cl-. Ao adicionar o
NH4Cl em água, observa-se que o pH diminui de 5,0 para 4,0. Logo, nota-se que houve uma
pequena variação do pH, e tal variação poderá ser explicada da seguinte forma:
NH4Cl(aq) → NH4+(aq) + Cl-(aq) pH 4,0
Ao ser submetido à hidrólise, o NH4+ reage com a água formando uma base fraca NH3 e liberando
íons H3O+ na solução. Nesse caso, íon amônio age como sendo um ácido de Bronsted e doa um
próton a água, que age como a base de Bronsted, formando a amônia, uma base fraca, e liberando
íons H3O+, e como se forma uma base fraca, essa reação acontece. Liberando íons H3O+ num
equilíbrio de alta ionização de água, haverá uma predominância de íons H3O+ em relação aos íons
hidroxila, e o pH vai cair de 6,0 para 5,0.
NH4+(aq) + H2O(l)↔NH3 (aq) + H3O+(aq)
Já o íon Cl-, quando reagisse com a água, formaria ácido clorídrico e liberaria íons OH- na solução.
Como o produto da reação é o ácido clorídrico, que é um eletrólito forte, logo, essa reação não
ocorre..
Cl-(aq) + H2O(l)↔HCl(aq) + OH- (aq)
Contudo, percebe-se que a extensão da hidrólise não foi tão acentuada, já que o pH diminuiu em
apenas 1, e tal situação pode ser explicada através das constantes de hidrólise. Neste caso, o íon
amônio funciona como ácido de Bronsted Lowry. Então, para calcular a constante de hidrólise dele,
usa-se a expressão: Kw = Kh x Kb
NH4+(aq) + H2O(l)↔NH3 (aq) + H3O+ (aq)
Kw = Kh x Kb
10-14 = Kh x 1,8 x 10-5
Kh = 5,5 x 10-10
Sendo assim, o valor da constante de hidrólise é baixo, o que significa que a tendência da reação de
formar produtos é baixa, e por consequência disso, a quantidade de íons H3O+ liberados pela reação, é
pequena e o suficiente apenas para diminuir levemente o pH da solução.
1.i) Ao adicionar acetato de sódio à água com pH 5,0 percebe-se que ocorre a dissociação do acetato
de sódio em íons Na+ e CH3COO-. Observamos que em consequência disso o pH da água aumenta
de 5,0 para 11,0, e isso é explicado quando analisamos a hidrólise de cátions e ânions na solução.
CH3COONa(aq) → Na+(aq) + CH3COO-(aq) pH 8,0
Em primeiro lugar, o íon sódio não sofre hidrólise pois levaria a formação de um eletrólito forte que é
o NaOH.
Na+(aq)+ H2O(l)↔NaOH(aq) + H+ (aq)
Em segundo, o íon acetato pega um próton da água, formando um eletrólito fraco, o ácido acético, e
liberando íons OH- na solução, e por consequência aumentando o pH o meio. Nesta reação, o íon
acetato funciona como uma base de Bronsted, e a água funciona como sendo ácido de Bronsted,
levando a formação de um ácido fraco, que é o ácido acético, e pode ser demonstrado através da
seguinte expressão e cálculo da constante de hidrólise:
CH3COO-(aq) + H2O ↔ CH3COOH(aq) + OH- (aq)
Kw = Ka x Kb —> 10^-14 = 1,76 x 10^-5 x Kb
Kb = 10-14 / 1,76 x 10-5
Kb = Kh = 5,68 x 10-10
1.j) O sal dihidrogenofosfato de sódio é um eletrólito forte, que libera na solução Na+ e íons
dihidrogenofosfato. E como já visto, íon sódio não sofrerá hidrólise, e tal reação para este íon não
acontece.
NaH2PO4(aq) → Na+(aq) + H2PO42-(aq) pH 5,0
No entanto, o íon dihidrogenofosfato pode sofrer duas reações. Uma delas é a simples dissociação,
liberando íons H3O+ e íons monohidrogenofosfato. Se essa reação for a predominante, a liberação de
íons H3O+, irá diminuir ou pH da água, mas dependendo da extensão dessa dissociação, manterá o
mesmo.
H2PO4-(aq) + H2O(l)↔ H3O+(aq) + HPO42-(aq)
A outra reação possível, é a reação do ânion dihidrogenofosfato vai pegar um próton da água, e vai
formar o ácido fraco, H3PO4, e liberar íons hidroxila. Se essa reação for a predominante, ela vai
liberar OH- na solução, e o pH irá aumentar.
H2PO4-(aq) + H2O(l)↔H3PO4 (aq) + OH- (aq)
E neste caso, o pH de 5,0 continua sendo 5,0, não ocorrendo a variação de pH ao adicionar o íon
dihidrogenofosfato, então podemos concluir que o H2PO4- funciona como na primeira reação, agindo
como um ácido de bronsted e liberando na solução íons H+ e íons monohidrogenofosfato, porém
pelo caráter ácido da água, juntamente à extensão aparentemente pequena de dissociação do sol, tal
dissociação em H+ não é relevante para o pH, que se mantém constante.
Para saber a constante de hidrólise da segunda reação, representada abaixo, temos que considerar que
o dihidrogenofosfato de sódio está agindo como o ácido de Bronsted, e que portanto, formaria uma
base fraco. Logo, a equação a ser usada pode ser:
Kw = Kh x Ka2
10-14 = Kh x (6,32 x 10-8 )
Kh = 1,5 x 10-7
1.k) Ao se adicionar monohidrogenofosfato de sódio na água, o pH aumenta de 4,0 para 8,0.
Na2HPO4(aq) → 2Na+(aq) + HPO42-(aq) pH 8,0
Como já vimos mais de uma vez, com o íon sódio não acontece nenhuma reação após a dissociação
do monohidrogenofosfato de sódio que libera Na+ e HPO42- De forma semelhante ao
dihidrogenofosfato, com o monohidrogenofosfato há duas reações que são teoricamente possíveis. A
primeira delas é a reação de dissociação abaixo, que libera íons H3O+ e íons fosfato. A segunda
reação, abaixo da primeira, é a hidrólise do monohidrogenofosfato, levando à formação do
dihidrogenofosfato e liberando íons OH-.
Se a reação de dissociação fosse a predominante, ela liberaria mais H3O+ que a reação de hidrólise,
que libera OH-, e o pH diminuiria. Contudo, a reação de hidrólise do HPO42- é a predominante e
libera mais íons hidroxila na solução, aumentando o pH de 5,0 para 8,0.
HPO4-(aq) + H2O(l)↔H3O+(aq) + PO42-(aq)
HPO4-(aq) + H2O(l)↔H2PO4 (aq) + OH- (aq)
Deve-se analisar primeiramente a reação de dissociação de monohidrogenofosfato, que leva a
formação de íons H3O+ e PO42-. Se calcularmos, essa reação corresponde à terceira dissociação do
ácido fosfórico, que possui um Ka. No entanto, sequeremos calcular o valor da constante de
hidrólise, temos que analisar a hidrólise do monohidrogenofosfato, que se comporta como uma base
de Bronsted, e vai pegar um próton da água para formar um dihidrogenofosfato e liberar íons OH-.
Nesse caso, a relação que se usa para calcular a constante de hidrólise é Kw = Kh x Ka2, pois, o
H3PO4 funciona como o ácido de Bronsted e o Ka2 dele corresponde a sua dissociação da direita para
a esquerda. Mais uma vez, substituindo valores correspondentes, se chega a constante de hidrólise de
2,2 x 10-2. Agora comparando esse valor com Ka tabelado concluí-se que a reação de hidrólise é
muito mais predominante que a dissociação. Por isso, quando se coloca monohidrogenofosfato em
água, o pH aumenta porque a reação tem hidrólise preferencial..
HPO4-(aq) + H2O(l)↔H2PO4 (aq) + OH-(aq)
Kw = Kh x Ka
10-14 = Kh x 4,5 x 10-13
Kh = 2,2 x 10-2
1.L) No caso do NaHCO3 ou bicarbonato de sódio, que é um antiácido, observa-se que ocorre um
acréscimo da variação do pH de 5,0 para 8,0. E diferente do carbonato de sódio, que pH aumenta
drasticamente de 5 para 11, devido aos seguintes fatores:
NaHCO3 (aq) → Na+(aq) + HCO3-(aq) pH 8,0
Na2CO3 (aq) → 2Na+(aq) + CO32-(aq) pH 11
O hidrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio, é um sal que se dissocia gerando Na+ e
HCO3-, porém, como visto anteriormente, apenas um dos íons sofrem hidrólise, o íon carbonato.
Contudo, como sabemos que o íon carbonato tem um comportamento anfótero e pode se comportar
tanto como um ácido quanto como uma base, a seguinte reação não ocorre:
HCO3 - (aq) + H2O(l) ↔ H3O + (aq) + Co3 2- ↔ (aq)
No entanto, a outra reação derivada do bicarbonato ocorre, e isso acontece pois o ácido carbônico
formado não permanece na reação, já que existe um equilíbrio entre o ácido carbônico e a água
para a formação de CO2 gasoso que se prende a solução e íons OH- responsáveis por alcalinizar a
solução e conferi-lá um pH básico, e por isso, se torna esta uma reação predominante:
HCO3-(aq) + H2O(l)↔H2CO3 (aq) + OH- (aq)
H2CO3 (aq)↔ H2O(l) + CO2 (g)
Para explicar através das constantes de equilíbrio, temos as reações de dissociação e de hidrólise do
hidrogenocarbonato, para mostrar qual é a reação predominante.
HCO3-(aq) + H2O(l)↔H3O+(aq) + Co32- (aq) —> Não ocorre
HCO3-(aq) + H2O(l)↔H2CO3 (aq) + HO- (aq) —> Ocorre
H2CO3 (aq)↔ CO2 (g) + H2O(l)
Kw = Kh x Ka
10-14 = Kh x 4,45x10-7
Kh = 2,25 x 10-8
1.m) O carbonato de sódio quando dissociado em água libera Na+ e CO32-, como descrito na
reação abaixo:
Na2CO3 (aq) → 2Na+(aq) + CO32-(aq) pH = 11
Como já demonstrado, por vir de uma base forte, a reação de hidrólise do Na+ não ocorre.
Na+(aq) + H2O(l)↔NaOH(aq) + H+ (aq)
No entanto, o íon CO32- sim, levando a formação de hidrogenocarbonato, que também sofre uma
segunda reação de hidrólise para formar ácido carbônico ou H2CO3 , que liberará em seguida CO2 na
solução.
1) CO3-(aq) + H2O(l)↔HCO3+(aq) + OH-(aq)
2) HCO3-(aq) + H2O(l)↔ H2CO3 (aq) + OH- (aq)
3) H2CO3 (aq)↔ H2O(l) + CO2 (g)
A partir disso, pode-se calcular a partir das constantes de dissociação e de hidrólise, os valores que
definirão qual a reação predominante, a fim de explicar a variação de pH adicionando essas diferentes
mudanças de pH.
CO3-(aq) + H2O(l)↔HCO3+(aq) + OH- (aq)
Kw = Kh x Ka
10-14 = Kh x 4,7 x 10-11
Kh = 2,12 x 10-4