Química - Livro 3-160-162

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QUÍMICA Capítulo 6 Equilíbrio químico II160
b) Hidrólise de sal de ácido forte e base fraca
Como exemplo de um sal desse tipo, temos NH4Cl.
Logo:
NH4Cl + H2O HCl + NH4OH
Aplicando as hipóteses simplificadoras, temos:
NH4
+ + Cl- + H2O H
+ + Cl- + NH4OH
Simplificando tudo o que está presente nos dois mem-
bros da equação, sobra:
NH4
+ + H2O H
+ + NH4OH
Disso, podemos concluir que:
• há hidrólise motivada pelo íon derivado do eletrólito
fraco (NH4
+).
Aqui, além da autoionização da água, ocorre quebra
da água por intervenção dos íons amônio.
• O meio final é ácido. A causa é a liberação de íons H+(aq)
na reação de hidrólise. Com isso, 






H (aq) > OH (aq)
+ –
.
Assim, já é possível concluir que, quando ocorre hi-
drólise de um cátion, o meio final será ácido.
• K =
K
K
h
w
b
Como em qualquer equilíbrio iônico, temos:




⋅  




∴
 




⋅ 



 ⋅ 



⋅ 



∴
�  
�  
K =
H NH OH
NH
K =
NH OH
NH OH
H OH
K =
K
K
h
+
4
+
h
4
+ -
1
K
+ -
K
h
w
b
4 4
b
w
c) Hidrólise de sal de ácido fraco e base forte
Como exemplo de um sal desse tipo, temos NaCN.
Logo:
NaCN + H2O HCN + NaOH
Aplicando as hipóteses simplificadoras, temos:
Na+ + CN– + H2O HCN + Na
+ + OH–
Simplificando tudo o que está nos dois membros da
equação e que, portanto, não sofre nenhum tipo de trans-
formação, sobra:
CN– + H2O HCN + OH
–
Disso, podemos concluir que:
• há hidrólise motivada pelo íon derivado do eletróli
to fraco (CN–). Aqui, além da autoionização da água,
ocorre quebra da água por intervenção dos íons cia-
neto;
• o meio final é básico. Por causa da reação de hi-
drólise, ocorre liberação de OH–(aq) . Com isso,
H (aq) < OH (aq)
+ –







. Assim, já é possível concluir que,
quando ocorre hidrólise de um ânion, o meio final será
básico.
• K =
K
K
h
w
a
Temos:
K
HCN OH
CN
K
HCN
CN H
h h
Ka
=
[ ]⋅  




∴ =
[ ]



 ⋅




−
− − +
1
�  
⋅⋅ 

 ⋅ ∴
=




− +
OH
K
K
K
H
K
h
w
a
w
�  
d) Hidrólise de sal de ácido e base fracos
Como exemplo de um sal desse tipo, temos NH4CN.
Logo:
NH4CN + H2O HCN + NH4OH
Aplicando as hipóteses simplificadoras, temos:
NH4
+ + CN- + H2O HCN + NH4OH
Como se vê, não há nenhuma espécie química que se
repete em ambos os membros da equação e, portanto, não
há o que simplificar. Assim, a equação anterior já representa
a hidrólise do sal.
Dessa maneira, podemos concluir que:
• há hidrólise motivada pelos íons derivados dos eletró-
litos fracos (NH+4 e CN
-). Aqui, além da autoionização
da água, ocorre quebra da água por intervenção dos
íons amônio e também cianeto;
• o meio final tende a ser neutro. Por causa dessa
reação de hidrólise, são liberados íons H (aq)+ e
OH (aq) em concentrações que são capazes de
provocar alterações no pH. Já que tanto o ácido
quanto a base são fracos, a tendência natural é que



H (aq) O
+ – e

) OH (aq)
+ – se neutralizem, formando água. Se
a força do ácido e a força da base forem idênticas,
ou seja, se Ka = Kb, o meio será verdadeiramente
neutro. Porém, mesmo que os dois sejam eletrólitos
fracos, se um deles for mais forte do que o outro,
predominará o caráter do mais forte. Assim, se
o ácido for mais forte do que a base, a hidrólise
predominante será a do cátion da base. Com isso,
serão liberados mais íons H+(aq) do que OH-(aq).
Portanto, o meio ficará levemente ácido. O termo
“levemente” deve ser levado em consideração,
uma vez que não existe grande diferença de forças
entre ácido e base, afinal, os dois são fracos. Se
a base for mais forte do que o ácido, a hidrólise
predominante será a do ânion do ácido. Com isso,
serão liberados mais íons OH-(aq) do que H+(aq).
Portanto, o meio ficará levemente básico.
•
⋅
K =
K
K K
h
w
a b
A constante de hidrólise é dada por:
K =
HCN NH OH
CN NH
K =
HCN
CN H
h
4
+
h
1
+
4
[ ]⋅[ ]



 ⋅




∴
[ ]



 ⋅




−
−
KK
4
+
1
K
h
w
a
w
a
4
b
K
OH
NH OH
NH
K =
K
K
�   �  
⋅ ⋅
[ ]



 ⋅
∴
⋅



− KK
b
F
R
E
N
T
E
 3
161
Após o estudo dos quatro tipos possíveis de hidrólise
de sais, podemos concluir que:
• somente o íon derivado do eletrólito fraco hidrolisa;
• sempre predominará o caráter do mais forte;
• KK ==
KK
KK
hh
ww
ffrraaccoo
Essas conclusões são fundamentais para a resolução
de problemas de hidrólise de sais. Os problemas qualitati-
vos dessa natureza costumam perguntar sobre a equação
que representa a hidrólise e se o meio fica ácido ou básico.
Já os quantitativos costumam perguntar sobre o pH da so-
lução depois do acréscimo de um determinado sal à água.
Portanto, atenção aos exercícios a seguir
Exercícios resolvidos
11 Escreva as equações das reações de hidrólise dos
seguintes sais:
a) KBr
b) Na2CO3
c) NaHCO3
d) NH4l
e) NH4ClO
f) Cu(NO3)2
g) Al(ClO4)3
Resolução:
a) Não há hidrólise, pois cátion e ânion derivam de
eletrólitos fortes.
b) CO + H O HCO + OH
3
2–
2 3
– – , já que o cátion não
hidrolisa.
c) HCO + H O H CO + OH
3 2 2 3
– , já que o cátion não
hidrolisa.
d) NH + H O NH OH + H
4
+
2 4
+ , já que o ânion não hi-
drolisa.
e) �  �NH + C O + H O HC O + NH OH
4
+
2 4
, já que os
dois íons sofrem hidrólise, pois derivam de eletrólitos
fracos.
f) Cu 2 H O Cu(OH) 2 H2 2 2
+ +
+ + , já que o ânion
não hidrolisa. Nesse caso, a hidrólise não se dá
pela formação de base fraca, mas pela formação do
precipitado constituído pela base.
g) �  �A + 3 H O A (OH) + 3 H3+
2 3
+ , já que o ânion não
hidrolisa. Nesse caso, assim como o anterior, a hi-
drólise não se dá pela formação de base fraca, mas
pela formação do precipitado constituído pela base.
Perceba que, em todas as hidrólises nas quais ocor
re liberação de H +, o meio ca ácido; e em todas as
hidrólises nas quais ocorre liberação de OH–, o meio
ca básico.
12 Qual o pH de uma solução aquosa 0,01 mol/L de ace-
tato de sódio?
Dado: Ka = 1,8 . 10
–5
.
Resolução:
No sal acetato de sódio, de fórmula CH3COONa, so-
mente o ânion hidrolisa. Portanto:
CH3COO + H2O CH3COOH + OH
–
Para se determinar o valor do pH, deve-se fazer a
tabela do equilíbrio, como mostrado a seguir, com va-
lores em mol/L.
 CH3COO
– + H2O  CH3COOH + OH
–
Início: 0,01 0 0
Reagiu: –x +x +x
Equilíbrio: 0,01 – x x x
∴
⋅
∴
⋅
  ⋅








∴
⋅ ⋅
Para essa hidrólise, K =
K
K
 K =
10
1,8 10
K = 5,56 10
Mas: K =
CH COOH OH
CH COO
5,56 10 =
x x
0,01 – x
h
w
a
h
14
–5
h
10
h
3
–
3
–
10
Como a constante de equilíbrio é muito pequena, en-
tão 0,01 – x ≈ 0,01.
Logo: x = 5,56 10 x = 2,36 10 mol/L
Portanto: OH (aq)
2 12 6⋅ ∴ ⋅- -
-



- 

 ∴
⋅ -
-
 = 2,36 10 mol/L
Como: pOH = log OH (aq)
pOH =
6
llog 2,36 10 pOH = 5,63
Mas: pH + pOH = 14 pH + 5,63 =
6⋅ ∴
∴
-
114 pH = 8,37∴
Perceba que o pH nal é básico, o que já deveria ser
esperado. Isso ocorre porque o sal é proveniente de
ácido fraco e base forte.
13 Qual o pH de uma solução aquosa de 0,002 mol/L de
nitrato de amônio?
Dado: Kb = 1,8 . 10
5.
Resolução:
No sal nitrato de amônio, de fórmula NH4NO3, somen
te o cátion hidrolisa. Portanto:
NH4
+ + H2O NH4OH + H
+
Para se determinar o valor do pH, fazemos a tabela do
equilíbrio, com valores em mol/L.
 NH4
+ + H2O  NH4OH + H
+
Início 0,002 0 0
Reagiu: –x +x +x
Equilíbrio: 0,002 – x x x
QUÍMICA Capítulo 6 Equilíbrio químico II162
Para essa hidrólise, K =
K
K
K =
10
1,8 10
K = 5,56 10
h
w
b
h
14
5
h
∴
⋅
∴
⋅
−
−
−110
h
4
+
4
+
10
Mas: K =
NH OH H
NH
5,56 10 =
x x
0,002
[ ]⋅  
 
∴
⋅ ⋅
−
−
xx
Como a constante de equilíbrio é muito pequena, então:
0,002 x 0,002
Logo: x = 1,11 10
x = 1,05 10 mol/L
P
2 12
6
≈
⋅ ∴
⋅
−
−
oortanto: H (aq) = 1,05 10 mol/L
Como: pH = log H (aq)
+ 6
+
  ⋅
− 
−
 ∴
∴ ≈ ⋅ −pH = log1,05 10 pH 66
Perceba que o pH nalé ácido, o que já deveria ser es-
perado. Isso ocorre porque o sal é proveniente de ácido
forte e base fraca.
14 Qual o pH de uma solução aquosa de 0,05 mol/L de
cianeto de amônio?
Dados: Ka = 6,2 . 10
–10
 e Kb = 1,8 . 10
–5
Resolução:
No sal cianeto de amônio, de fórmula NH4CN, cátion e
ânion hidrolisam. Portanto:
NH4
+
 + CN + H2O HCN + NH4OH
Para se determinar o valor do pH, novamente fazemos
a tabela do equilíbrio, com valores em mol/L.
 NH4
+
+ CN
–
 + H2O  NH4OH + HCN
Início 0,05 0,05 0 0
Reagiu: –0,05 . α –0,05 . α +0,05 . α +0,05 . α
Equilíbrio: 0,05  .  (1 – α) 0,05  .  (1  –  α) 0,05 . α 0,05 . α
⋅
⋅ ⋅ ⋅
⋅
  ⋅  



 ⋅




⋅α ⋅ ⋅α
⋅ α ⋅ ⋅ α
α
α
∴ α
α
∴α
Para essa hidrólise, K =
K
K K
K =
10
6,2 10 1,8 10
 K = 0,9
Mas: K =
HCN NH OH
CN NH
0,9 =
(0,05 ) (0,05 )
[0,05 (1 – )] [0,05 (1 – )]
0,9 =
(1 – ) 1 –
 = 0,95 = 0,49
h
w
a b
h
–14
10 –5 h
h
4
–
4
+
2
2
Logo: [NH4
+
]  =  [CN
–
]  =  0,05  .  (1    α) =  0,05  .  (1   0,49)
[NH4
+
]  =  [CN
–
]  =  2,57  . 10
2 
mol/L
[NH4OH]  =  [HCN]  = 0,05 
.  α = 0,05  . 0,49
[NH4OH]  =  [HCN]   = 2,45 
.  10
2
  mol/L
Tomando somente a hidrólise do cátion, temos:
NH4
+
 + H2O NH4OH + H
+
Para esse fenômeno, como já vimos, K =
K
K
K =
10
1,8
h
w
b
h
14
∴
⋅
−
10
 K = 5,56 10
Mas: K =
NH OH H
N
5 h
10
h
4
+
−
−∴ ⋅
[ ] ⋅  
HH
5,56 10 =
2,45 10 H
2,57 10
H
4
+
10
2 +
2
+
 
∴
⋅
⋅ ⋅  
⋅
∴  
−
−
− = 5,83 10
Como: pH = log H (aq)
 pH = log 5,83
10
+
⋅




− ⋅
−
110 pH = 9,2310− ∴
Também é possível calcular o pH dessa solução par
tindo da hidrólise do ânion, apenas. De fato:
CN + H2O HCN + OH
Para esse fenômeno, K =
K
K
K =
10
6,2 10
K = 1,61 10
h
w
a
h
14
10 h
−
−
−
⋅
∴ ⋅ 55
h
5
2
Mas: K =
HCN OH
CN
1,61 10 =
2,45 10 OH
[ ]⋅  
 
⋅
⋅ ⋅ 
−
−
−
− − 
⋅
  ⋅
−
− −
−
2,57 10
OH = 1,69 10 mol/L
Como: pOH = log OH (aq
2
5
))
pOH = log1,69 10 pOH = 4,77
Mas: pH + pOH = 14
pH +
5




− ⋅ ∴−
44,77 = 14 pH = 9,23∴
Como se vê, o pH pode ser determinado tanto por
um caminho quanto por outro; a resposta é a mesma
Existe ainda, para esse tipo de problema, um atalho
bastante interessante:
NH4
+
 + H2O NH4OH + H
+
; K1 =
K
K
w
b
HCN + OH
–
 CN
–
 + H2O; K2 =
K
K
a
w
H2O H
+
+ OH ; K3 = Kw
Somando as três equações, temos:
NH4
+
 + HCN + H2O NH4OH + CN
–
+ 2H
+
; K =
⋅K K
K
w a
b