Apostila IC607 Sais 5

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1.6 Equilíbrio iônico envolvendo sais em solução aquosa
Um sal é produzido pela neutralização de um ácido por uma base. Entretanto,
medindo-se o pH de uma solução salina, verifica-se que os valores dependem do tipo de
ácido e base envolvidos na reação de neutralização.
Ácido + Base ´ Sal + Água
Deste modo, de acordo com a natureza dos ácidos e bases (se fortes ou fracos),
vários tipos de sais podem ser produzidos:
Sal neutro: Produto da reação de neutralização entre um ácido forte e uma base
forte.
Ex: KCl, NaCl, KNO3, NaI, CaCl2, etc.
Sal básico: Produto da reação de neutralização entre um ácido fraco e uma base
forte.
Ex: NaNO2, CH3COONa, NaCN, KCN, Na2S, Na2CO3, K3PO4, etc.
Sal ácido: Produto da reação de neutralização entre um ácido forte e uma base
fraca.
Ex: NH4Cl, NH4NO3, CH3NH3Br, etc.
Sal anfótero: Produto da reação de neutralização entre um ácido fraco e uma base
fraca.
Ex: NH4NO2, CH3COONH4, NH4CN, (NH4)2S
Sal anfiprótrico (anfólito): Produto da reação de neutralização parcial entre um
ácido poliprótico fraco e uma base forte.
Ex: NaHCO3, NaH2PO4, Na2HPO4 (são sais que possuem hidrogênio ácido na sua
molécula).
1.6.1 Relação entre a força de um ácido fraco e sua base conjugada
Segundo o conceito ácido - base de Brønsted – Lowry, quando um ácido em solução
aquosa doa um próton para água, o produto é a sua base conjugada. A água neste caso é
uma base de Brønsted, porque recebe o próton e forma íons hidroxônio (H3O+).
Ácido fraco: CH3COOH + H2O ' CH3COO - + H3O+
 A1 B2 B1 A2
e sendo a constante de equilíbrio desse ácido igual a:
Ka = [CH3COO - ][H3O+]
 [CH3COOH]
Se a base conjugada estiver em água, o que acontecerá será o inverso, pois a base
irá receber um próton da água, formando o ácido conjugado. A água neste caso é um ácido
de Brønsted, porque doa um próton e forma íons hidroxila (OH -).
Base conjugada: CH3COO- + H2O ' CH3COOH + OH-
 B1 A2 A1 B2
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Sendo, então, a constante de equilíbrio dessa base igual a:
Kb = [CH3COOH][OH - ]
 [CH3COO - ]
que também pode ser escrita assim:
[CH3COO - ] = [OH - ]
[CH3COOH] Kb
Que sendo substituída em Ka, tem-se:
Ka = [H3O+][OH - ] como Kw = [H3O+][OH -]
 Kb
O mesmo raciocínio pode ser aplicado para uma base de Brønsted em água e seu
ácido conjugado e a expressão será:
OBS: As expressões (16) e (17) são idênticas e indicam a força relativa entre os
ácidos e suas bases conjugadas, em solução aquosa, e vice versa.
Logo se:
a) Ka é grande, conseqüentemente Kb será pequeno. Isto implica que quanto mais
forte o ácido, mais fraca sua base
Ex: HCOOH (Ka = 1,8 x 10-5) (Kb = Kw/Ka = 5,6 x 10-10)
 HCN (Ka = 4,9 x 10-10)
Comparando os dois ácidos
conseqüentemente sua base con
do HCN, como indicado pelas co
b) Kb é grande, conseqü
forte a base, mais fraco o seu ác
Ex: NH3 (Kb = 1,8 x 10-5)
 C6H5NH2 (Kb = 4,3 x 10-1
Comparando as duas bases tem
seu ácido conjugado (NH4+) é 
C6H5NH2, como indicado pelas co
Ka = Kw (16)
Kb
Kb = Kw (17)
 Ka
 conjugada.
HCOO -
CN - (Kb = Kw/Ka = 2,0 x 10-5)
 tem-se que HCOOH é mais forte que o HCN,
jugada (HCOO-) é mais fraca que a base conjugada (CN-)
nstantes Kb.
entemente Ka será pequeno. Isto implica que quanto mais
ido conjugado.
NH4+ (Ka = Kw/Kb = 5,6 x 10-10)
0) C6H5NH3+ (Ka = Kw/Kb = 2,3 x 10-5)
-se que NH3 é mais forte que C6H5NH2, conseqüentemente
mais fraco que o ácido conjugado (C6H5NH3 +) da base
nstantes Ka.
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1.6.2 O cálculo de pH de sais
1.6.2.1 SAL NEUTRO (sal derivado de ácido forte com base forte)
Na dissolução em água de um sal neutro, por exemplo, NaCl, tanto o cátion (Na+)
quanto o ânion (Cl-) são dissociados completamente, sendo, então este tipo de sal um
eletrólito forte. Nas soluções aquosas desses sais, nem o ânion tem qualquer tendência a
ser combinar com os íons hidrogênio, nem o cátion com os íons hidroxila da água. Portanto
o equilíbrio entre os íons hidroxônio e hidroxila na água não será perturbado e a solução
permanece neutra.
Exemplo: Calcular o pH de uma solução de NaCl 1,0 mol/L.
Dissociação completa do sal:NaCl ´ Na+ + Cl-
Reação do cátion com a água: Na+ + H2O ' não ocorre
Reação do ânion com a água: Cl- + H2O ' não ocorre
O pH é dado pelo produto iônico da água.
Então:
2 H2O ' H3O+ + OH-
Kw = [H3O +] [OH-] = 10-14
[H3O +] = [OH-] = 10-7 M pH = pOH = 7,0 SOLUÇÃO NEUTRA
1.6.2.2 SAL BÁSICO (sal de ácido fraco com base forte) – Hidrólise do ânion
Como todo sal, o sal de um ácido fraco com base forte sofre ionização (ou
dissociação) completa. O cátion, proveniente da base forte, não reage com a água. O ânion,
porém, é uma base que tem uma força relativamente pequena e reage parcialmente com a
água formando o ácido correspondente não dissociado e liberando íons hidroxila para a
solução. Observe as reações abaixo:
Exemplo: Dada uma solução de CH3COONa 0,1 M. Calcular a [OH -] e o pH.
Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 Logo: Kb = Kw/Ka = Kb = 5,55 x 10-10
Dissociação completa do sal:CH3COONa ´ CH3COO - + Na+
Cs Cs Cs
Reação do cátion com a água: Na+ + H2O ' não ocorre
Reação do ânion com a água: CH3COO - + H2O ' CH3COOH + OH -
Início: Cs
Reage/forma -X +X +X 
No equilíbrio: Cs –X X X
Onde X = fração do ânion que reage = [CH3COOH] = [OH-] = que se formam.
No equilíbrio, tem-se:
Kb = [CH3COOH] x [OH-] 
 [CH3COO-]
Como Kb = 5,5 x 10-10 (muito pequena), pode-se desprezar a fração do ânion que sofre
ionização.
Então: Cs – X ≈ Cs [CH3COOH] = [OH-]
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Substituindo-se, tem-se:
Resolvendo, calcula-se a [OH - ] e o pH:
 _______________
[OH-] = √10-14/1,8x10-5 x 0,1 = 7,45 x 10-5 M pOH = 5,13 pH = 14 – 5,13 = 8,87
GENERALIZANDO, para qualquer sal de ácido fraco com base forte, tipo NaA, que
sofre ionização em água, pode-se usar a equação (18), que em função de [OH - ] pode ser
escrita assim:
[OH-]2 = Kb. Cs
E como:
 Kb = Kw/Ka (Ka – constante de ionização do ácido fraco), tem-se que:
Este tipo de reação, onde a base conjugada se ioniza e há liberação de íons
hidroxila [OH - ], é denominada IONIZAÇÃO ALCALINA (Hidrólise alcalina). Neste caso o
pH da solução sempre será maior que 7,0 (pH > 7,0).
1.6.2.3 SAL ÁCIDO (sal de b Hidrólise do cátion
Como todo sal, o sal de uma base fraca sofre ionização (ou dissociação) completa. O
ânion proveniente da base forte não reage com a água. O cátion, porém, é um ácido que
tem uma força relativamente pequena, mas que reage parcialmente com a água formando a
base conjugada correspondente, não dissociada, e liberando, ao mesmo tempo, íons
hidroxônio para a solução. Observe as reações abaixo:
Exemplo: Dada uma solução de NH4Cl 0,1 M. Calcular a [H3O+] e o pH.
Dado: Kb(NH3) = 1,8 x 10-5
Logo: Ka = Kw/Kb = 10-14/1,8 x 10-5 = 5,55 x 10-10
Dissociação completa do sal:NH4Cl ´ NH4+ + Cl-
 Cs Cs Cs
Reação do ânion com a água: Cl- + H2O ' não reage
Reação do cátion com a água: NH4+ + H2O ' NH3 + H3O+
Início
Reage/forma +X +X 
No equilíbrio: X X
Onde X = fração do cátio
Kb = [OH-]2 (18)
 Cs
 [OH-] = [(Kw/ Ka) x Cs] 1/2
 Cs
 -X 
 Cs –X 
n qu
ase fraca com ácido forte) –
e reage = [NH3] = [H3O+] = que se formam.
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No equilíbrio, tem-se:
Ka = [NH3] x [H3O+]
 [NH4+]
Como Ka = 5,5 x 10-10 (muito pequena), pode-se desprezar a fração do cátion,NH4+, que
sofre ionização.
Então: Cs – X ≈ Cs [NH3] = [H3O+]
Substituindo, tem-se que:
Resolvendo, calcula-se a [H3O+] e o pH:
 ______________
[H3O+] = √5,55x10-10 x 0,1
[H3O+] = 7,45 x 10-6 MpH = 5,13
GENERALIZANDO, para qualquer sal de base fraca com ácido forte, do tipo BHCl,
que sofra ionização em água, pode-se usar a equação (19), que em função de [H3O+] pode
ser escrita assim:
[H3O+]2 = Ka x Cs
E como:
Ka = Kw/Kb (onde: Kb – constante de ionização da base fraca), tem-se que:
Este tipo de reação, onde o ácido conjugado se ioniza e há liberação de íons
hidroxônio [H3O+], é denominada IONIZAÇÃO ÁCIDA (Hidrólise ácida). Neste caso o pH
da solução sempre será menor que 7,0 (pH < 7,0).
1.6.2.4 SAL ANFÓTERO (sal de ácido fraco e base fraca) – Hidrólise do ânion e do
cátion
Neste tipo de sal, tanto o ânion quanto o cátion vêm de uma base fraca e de um
ácido fraco, respectivamente. Logo, ocorrerão duas reações simultâneas e o pH da solução
dependerá da relação entre as constantes de dissociação do ácido e da base.
Exemplo: Dada uma solução CH3COONH4 0,1 M, calcular a [H3O+] e o pH.
- Dissociação completa do sal: CH3COONH4 ´ CH3COO- + NH4+
 Cs Cs Cs
- Reação do ânion com a água:
CH3COO- + H2O ' CH3COOH + OH- Kb = [CH3COOH][OH - ] = Kw
 Cs [CH3COO - ] Ka
- Reação do cátion com a água:
Ka = [H3O+]2 (19)
 Cs
 [H3O+] = [ (Kw/ Kb) x Cs] 1/2 (19a)
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NH4+ + H2O ' NH3 + H3O+ Ka = [NH3][H3O+] = Kw
 Cs [NH4+] Kb
Observação: Somando-se as reações do cátion e do ânion com a água, implica em
multiplicar as respectivas constantes de ionização (Ka e Kb), obtendo-se uma nova
constante, K, para a reação total. Então o que se tem é:
Reação total:
CH3COO- + NH4+ + 2 H2O ' CH3COOH + NH4OH + H3O+ + OH - K = Kw2
 Cs Cs Ka.Kb
 - X - X 
Cs – X Cs – X
K = [NH4OH][CH3COOH][ H3O+][OH -] = Kw2 (20)
 [CH3COO-][NH4+] Ka.Kb
Neste tipo de sal, o que reage tanto do ânion quanto do cátion, X, formam-se ácido e
base fracos, na mesma proporção, logo: [NH4OH] = [CH3COOH].
Como K = Kw/Ka.Kb = 3,08 x 10-5 (muito pequena), então pode-se desprezar a
fração do cátion e ânion que sofre ionização.
Então:
 Cs – X ≈ Cs = [NH4+] = [CH3COO -]
 [NH4OH] = [CH3COOH] e como Kw = [ H3O+][OH -] 
Substituindo na equação (20), tem-se:
[CH3COOH]2 = Kw (20a)
 [CH3COO-]2 Ka.Kb
Sabendo-se que a ionização do ácido fraco, Ka = [CH3COO -] x [H3O+]
 [CH3COOH]
Rearranjando-se em função de [H3O+], tem-se:
 [H3O+] = [CH3COOH] e substituindo na equação (20a)
 Ka [CH3COO-]
Obtém-se:
K = [H3O+]2 = Kw (21)
Ka2 Ka. Kb
Que rearranjada fornece [H3O+]:
 [H3O+] = [(Kw x Ka)/Kb] 1/2 (21a)
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Como pode ser observado a [H3O+] independe da concentração do sal anfótero (sal
de ácido fraco e base fraca). O pH da solução dependerá do componente de caráter mais
forte, se o ácido ou a base.
No exemplo demonstrado acima o pH da solução salina será igual a 7,0, pois Ka
(ácido acético) = Kb (amônea). Uma solução de acetato de amônio é neutra.
Outro exemplo: se um sal AB, de concentração Cs, está em solução aquosa e o
ácido conjugado tem Ka = 10-6 e a base conjugada tem Kb = 10-5; a base, tendo maior
constante, conferirá à solução um pH alcalino (pH > 7,0).
Generalizando, a reação da solução dependerá da relação entre as constantes de
dissociação do ácido e da base:
a) Se forem de mesma força: Ka = Kb, a solução será neutra (pH = 7,0).
b) Se Ka > Kb, a solução será ácida (pH < 7,0).
c) Se Ka < Kb, a solução será básica (pH > 7,0).
1.6.2.5 Soluções de sais de ácidos polipróticos
A base conjugada de um ácido poliprótico é anfiprótica, ou seja, por ter ainda
hidrogênio em sua molécula, ela pode agir como um ácido (doar próton) ou como uma base
(aceitar próton) e reverter-se ao ácido original.
Exemplo: Dado o ácido fraco, diprótico H2A.
Seguindo o mesmo raciocínio que para o ácido monoprótico, o ácido diprótico sofre
ionização, só que em duas etapas, pois tem 2 hidrogênio ionizáveis.
Primeira ionização
H2A + H2O ' HA- + H3O+ Ka1 = [HA -][H3O+]
 A1 B2 B1 A2 [H2A]
Segunda ionização
HA- + H2O ' A= + H3O+ Ka2 = [A=][H3O+]
A3 B2 B3 A2 [HA -]
OBS: São formados dois sais A= e HA-.
A= (B3) é um sal básico – e é a base conjugada do HA- (A3) (ácido segundo Brønsted)
na segunda reação de ionização.
HA- (B1), é um sal anfólito ou anfiprótico – e é a base conjugada do H2A (A1) na
primeira reação de ionização do ácido poliprótico.
HA- (A3) é o ácido na segunda reação de ionização, sendo sua base conjugada o A=
(B3).
Por analogia, da relação entre Ka, do ácido poliprótico e o Kb de sua base
conjugada, seguindo o mesmo raciocínio, uma base poliprótica sofre ionização em duas
etapas:
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Primeira ionização
A= + H2O ' HA- + OH- Kb1 = [HA -] x [OH - ] = Kw
B1 A2 A1 B1 [A=] Ka2
Segunda ionização
HA- + H2O ' H2A + OH- Kb2 = [H2A] x [OH - ] Kw
B3 A2 A3 B2 [HA -] Ka1
1.6.2.4.1 Sal básico derivado do ácido diprótico – Na2A – Ionização do ânion
Exemplo e Na2CO3 0,1 M, calcula
D a1 = 4,7 x 10-7 e
Dissociaç
Reação d
Reação d
Início:
Reage/fo
No equilí
Onde X =
No equilí
Como Kb
ionização
Então: C
Substitui
Então, re
Kb1 = Kw
[OH-] = (2
[OH-] = 4
 
: Dado uma solução d
ado: H2CO3 K
ão completa do sal:Na2CO3 ´ 2 Na+ + C
 Cs C
o cátion com a água: Na+ + H2O
e ionização do ânion: CO3= + H2
 Cs
rma -X 
brio: Cs –X
 fração do ânion que reage = [HCO3-] = [OH-] 
brio, tem-se:
Kb1 = [HCO3-][OH - ]
 [CO3=]
1 = Kw/Ka2= 2,1 x 10-4 (pequena), pode-se d
.
s – X ≈ Cs; [HCO3-] = [OH-]
ndo-se, tem-se:
Ou
solvendo o exemplo tem-se:
/ Ka2 = 2,1 x 10-4
,12 x 10-4 x 0,1 ) 1/2
,6 x 10-3 M pOH = 2,34
Kb1 = [OH-]2 (22)
 Cs 
[OH-] = [(Kw/Ka2) x Cs] 1/2
r a [H3O+] e o pH.
Ka2 = 4,5 x 10-11
O3=
s Cs
 ' não ocorre
O ' HCO3- + OH-
 +X +X 
 X X
= que se formam.
esprezar a fração do ânion que sofre
pH = 14 – 2,34 = 11,66
Kw/Ka2 = [OH-]2 (22a)
 Cs
 (22b)
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GENERALIZANDO, para qualquer sal básico de ácido poliprótico fraco que não
tenha caráter anfiprótico, seu ânion sofre hidrólise alcalina e o pH da solução será,
sempre, maior que 7,0 (pH > 7,0).
Para calcular a [OH -] e o pH usa-se a equação (22) ou (22a) ou (22b).
ATENÇÃO: Veja os sais básicos formados pelos ácidos polipróticos no exemplo abaixo, e
como se calcula suas respectivas constantes de ionização, a serem
introduzidas nas equações (22), (22a) ou (22b).
Ácido
correspondente
Sal
Básico
Cálculo da constante de ionização, Kb1,
para o respectivo sal #
H3PO4 n = 3 PO43- Kb1 = Kw/Ka3
H4Y n = 4 Y4- Kb1 = Kw/Ka4
H2S n = 2 S= Kb1 = Kw/Ka2
n = nº de H+ ionizáveis do ácido. # - Kan = última constante de ionização do ácido poliprótico.
1.6.2.5.2 SAL ANFIPRÓTICO - (sal obtido da neutralização parcial entre um ácido
poliprótico fraco e uma base forte).
São sais derivados da neutralização parcial de ácidos polipróticos. Por exemplo,
NaH2PO4 e Na2HPO4 são os dois tipos de sais anfipróticos derivados do ácido fosfórico
(H3PO4). Deve-se ter em mente que a neutralização completa do ácido H3PO4 forma o sal
Na3PO4, um sal básico e que, portanto, sofre hidrólise alcalina (item 1.6.2.5.1).# Neutralização parcial (1 mol H3PO4 para 1 mol NaOH):
H3PO4 + NaOH ' NaH2PO4 + H2O
 Sal anfiprótico (possui 2 hidrogênios ionizáveis).
# Neutralização parcial (1 mol H3PO4 para 2 moles NaOH)
H3PO4 + 2 NaOH ' Na2HPO4 + 2 H2O
 Sal anfiprótico (possui 1 hidrogênio ionizável).
# Neutralização total (1 mol H3PO4 para 3 moles NaOH)
H3PO4 + 3 NaOH ' Na3PO4 + 3 H2O
 Sal básico (ânion do ácido fraco – hidrólise alcalina).
Observação: Pode-se observar que os sais anfipróticos possuem ainda hidrogênio ionizável
em sua molécula e que o sal básico não o tem.
1 – Sal do tipo NaHA (sal que vem de um ácido diprótico)
Exemplo: Dados os ácidos polipróticos abaixo, destaque os sais anfipróticos que
podem ser originados de uma neutralização parcial.
1) H2CO3 R: NaHCO3.
2) H2S R: NaHS.
3) H4Y R: NaH3Y; Na2H2Y; Na3HY.
Exemplo: Seja dada uma solução de NaHCO3 0,1M, calcular a [H3O+] e o pH
Dados: H2CO3 Ka1 = 4,5 x 10-7 Ka2 = 4,7 x 10-11
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Dissociação completa do sal:NaHCO3 ´ Na+ + HCO3-
Reação de ionização do cátion: Na+ + H2O ' não ocorre
Reação de ionização ânion anfiprótico: Este ânion por ser anfiprótico pode reagir com a
água dando um ácido ou uma base. Observe as reações abaixo:
Reação básica do sal anfiprótico:
HCO3- + H2O ' H2CO3 + OH- Kb2 = Kw = [H2CO3] x [OH - ]
Ka1 [HCO3 -]
Reação ácida do sal anfiprótico:
HCO3- + H2O ' CO3= + H3O+ Ka2 = [CO3=] x [H3O+]
 [HCO3-]
Então, neste tipo de sal o ânion anfiprótico tanto funciona como ácido quanto como
base e a reação total é a soma das duas reações acima. Logo para calcular a constante da
reação total, multiplicam-se as constantes das duas reações. Então:
 2HCO3 - + 2 H2O ' H2CO3 + CO3= + OH- + H3O+ K = Kw.Ka2
 2Cs Ka1
 -2X +X +X 
 2Cs –2X X X
E a constante de equilíbrio é dada por:
K = Kw.Ka2 = [H2CO3][CO3=][OH-][H3O+] (23)
 Ka1 [HCO3 -][HCO3 -]
No equilíbrio, [H2CO3] = [CO3=] e como:
 K = Kw.Ka2/Ka1 ~ 10-18 , é muito pequena, pode-se desprezar a fração do sal que
sofre ionização. Logo:
Cs-X ≈ Cs = [HCO3-] e [OH -][H3O+] = Kw, que substituindo-se na equação (23),
tem-se:
Kh = Kw.Ka2 = [H2CO3]2.kw (24)
 Ka1 [HCO3 -]2
Sabendo que na primeira ionização tem-se:
H2CO3 + H2O ' H3O+ + HCO3- Ka1 = [HCO3 -][H3O+]
 [H2CO3 ]
e que, rearranjando a equação acima, obtém-se a relação:
 [H3O+] = [H2CO3] (25)
 Ka1 [HCO3- ]
Substituindo a equação (25) em (24), tem-se:
54
 [H3O+]2 = Ka2 Ka1 
Que rearranjada em função de [H3O+], obtém-se:
Resolvendo o exercício, tem-se que:
[H3O+] = (Ka1 x Ka2) 1/2 = (4,5 x 10-7 x 4,7 x 10-11)1/2 = 4,60 x 10-9 pH = 8,34
2 - Sal do tipo NaH2A e Na2HA (sal que vem de um ácido triprótico).
Por analogia, pode-se calcular a [H3O+] e o pH desses dois tipos de sais, lembrando-
se da importância pela qual as constantes de ionização desses sais estão associadas.
Dada as constantes de ionização do H3PO4:
Ka1 = 7,5 x 10-3 Ka2 = 6,2 x 10-8 Ka3 = 4,8 x 10-13
Calcular o pH das soluções salinas abaixo relacionadas.
Exemplo 1: NaH2PO4 0,1 M.
H2PO4- + H2O ' H3PO4 + OH- Ka1
H2PO4- + H2O ' HPO4 2- + H3O+ Ka2
Resposta: [H3O+] = (7,5 x 10-3 x 6,2 x 10-8) 1/2 ; [H3O+] = 2,16 x 10-5 pH = 4,67
Exemplo 2: Na2HPO4 0,1 M.
HPO4= + H2O ' H2PO4- + OH- Ka2
HPO4= + H2O ' PO43- + H3O+ Ka3
Resposta:
[H3O+] = (6,2 x 10-8 x 4,8 x 10-13) 1/2 ; [H3O+] = 1,73 x 10-10; pH = 9,76
Exemplo 3: Na3PO4 0,1 M. (NÃO É ANFIPRÓTICO)
PO43- + H2O ' HPO42- + OH-Ka3
[H3O+] = ( Ka1 x Ka2) 1/2 (26)
[H3O+] = (Ka1 x Ka2)1/2
[H3O+] = (Ka2 x Ka3) 1/2
[OH -] = [(Kw/Ka3 ) Cs] 1/2
55
Resposta:
[OH -] = (1,0x 10-14 / 4,8 x 10-13 x 0,1) 1/2; [OH -] = 4,3 x 10-5 pOH = 2,34 pH = 11,66
RESUMO
CÁLCULO DE pH DE SOLUÇÕES SALINAS
Tipo de sal
(classificação)
Fórmula (exemplo) Tipo de
reação [H+] ou [OH-] pH final
Neutro
NaCl (sal de ácido
forte + base forte)
Não sofre
reação [H3O+] = 10 -7 M pH = 7
Básico
NaA
(sal de ácido fraco +
base forte)
Reação
alcalina
[OH-]=[(Kw/Ka).Cs]1/2
pOH = - log [OH -] pH > 7,0
Ácido
BCl
(sal de ácido forte +
base fraca)
Reação ácida [H3O+]= [Kw/Kb).Cs]1/2
pH = - log [H3O+]
pH < 7,0
Anfótero
BA
(sal de ácido fraco +
base fraca)
Reação ácida
e alcalina
O pH é definido pela força do
ácido fraco e base fraca
correspondentes
[H3O+] = [Kw.Ka/Kb] 1/2
 pH = - log [H3O+]
1) Ka = Kb,
pH = 7,0
2) Ka > Kb,
pH < 7,0
3) Ka < Kb,
pH > 7,0
Anfiprótico de ácido
diprótico NaHA
Reação ácida
e alcalina [H3O+]=[Ka1.Ka2] 1/2 -
Anfiprótico de ácido
tripótico
NaH2A
Na2HA
Reação ácida
e alcalina
[H3O+] = [Ka1.Ka2] 1/2
[H3O+] = [Ka2.Ka3] 1/2
-