hidrolise tampao

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2.4 Hidrólise 
Alguns sais reagem com água causando acúmulo de H
+
 ou de OH
-
. Então: 
1 – sais gerados a partir da reação ácido forte + base forte pH=7 
2 – sais gerados a partir da reação ácido fraco + base forte pH>7 
3 – sais gerados a partir da reação ácido forte + base fraca pH<7 
 
Sal formado a partir de ácido fraco e base forte 
Vogel p 53 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Grau de hidrólise é a fração do total da concentração do íon hidrolisada. Se a concentração total do 
ânion, ou seja, do sal, for representada por C e o grau de hidrólise por x, então: 
A
-
 + H2O ↔ HA + OH
-
 
C
OH
x
][ 

 Ou [OH
-
] = xC 
)1()1(
.
][
]].[[
..
)1(][][
2
x
Cx
xC
xCxC
A
OHHA
Kh
Khemdosubstituin
xCCxCOHcA








 
 
Quando o grau de hidrólise for reduzido (entre 2 e 5%), a equação pode ser simplificada para: 
C
OH
x
masCxKh
][
,2



 
Logo, 
Ka
Kw
C
OH
Kh 
 2][
 
 
Exemplo 8 p54 Vogel 
Calcular Kh, x e pH de uma solução de NaOAc 0,1mol L
-1
 sendo que a constante de dissociação do 
ácido acético é 1,75 10
-5
. 
 
Exemplo 9 p54 Vogel 
Calcular Kh, x e pH de uma solução de Na2S 0,1mol L
-1
 sendo que as constantes de dissociação do 
ácido sulfídrico iguais a 9,1 10
-8
 e 1,2 10
-15
. 
 
Sal formado a partir da neutralização parcial de ácido poliprótico com base forte 
Schaum p 107 
Considerando o sal genérico H2X
-
, deverão ser considerados os seguintes equilíbrios: 
1 – Dissociação do sal 
H2X
-
 ↔ H
+
 + HX
2-
 K2 
In Ca 10
-7
 0 
Eq Ca-a-b 10
-7
+a-w a 
 
 
2 – Hidrólise do sal 
H2X
-
 + H2O ↔ H3X + OH
-
 Kh = Kw / K1 
In Ca 0 10
-7 
Eq Ca-a-b b 10
-7
+b-w 
 
 
3 – Autoionização da água 
H2O ↔ H
+
 + OH
-
 Kw 
In 10
-7
 10
-7 
Eq 10
-7
+a-w 10
-7
+b-w 
 
Sendo: 
Ca: concentração total do sal 
a: concentração de H2X
-
 que dissociou 
b: concentração de H2X
-
 que hidrolisou 
w: concentração de H
+
 que reagiu com OH
-
 
 
Dessa maneira fica estabelecido um sistema com 3 equações (K2, Kh, Kw) e com 3 incógnitas (a, b, 
w),sendo conhecido Ca. Cabe resolver o sistema: 
 
Um pesquisador quer determinar o grau de hidrólise de um sal genérico AM formado a partir da reação de 
uma base fraca e um ácido forte. Para tanto, ele: 
a adiciona 2,57g do sal, cuja massa molar é 53,5g mol
-1
, a 1kg de água; 
b determina o ponto de congelamento da solução anterior como sendo -0,20
o
C. 
Calcular o grau de hidrólise de AM. 
Não esquecer que, segundo Alexeev, cada mol de “partículas” presentes em 1kg de água causa o 
abaixamento de 1,86
o
C na temperatura de congelamento do solvente. 
 
Avaliação da composição de mistura de sais derivados de ácidos polipróticos pelo método da 
conservação de massa 
Schaum p111 
Exemplo: considerar que INICIALMENTE existam 0,5mol L
-1
 de H3X misturados com 
0,3mol L
-1
 de HX
2-
 e seja necessário calcular o pH dessa solução. É preciso selecionar qual equilíbrio deve 
ser considerado: 
H3X ↔ H
+
 + H2X
-
 K1 
H2X
-
 ↔ H
+
 + HX
2-
 K2 
HX
2-
 ↔ H
+
 + X
3-
 K3 
Será preciso identificar as espécies existentes. 
 Método da Conservação da Massa 
1 – Dissociar as espécies presentes na sua forma “primordial”: X
3-
 e H
+
, e calcular suas 
concentrações molares: 
[H
+
] = (3*0,5) + ( 1*0,3) = 1,8mol L
-1 
[X
3-
] = (1*0,5) + ( 1*0,3) = 0,8mol L
-1 
 
2 – considera-se que haja reação química entre as espécies primordiais: 
 1ª. Etapa H
+
 + X
3-
 ↔ HX
2-
. 
 In 1,8 0,8 0 
 Eq 1,8-0,8 ~0 0,8 
 
 2ª. Etapa H
+
 + HX
2-
 ↔ H2X
-
. 
 In 1 0,8 0 
 Eq 1-0,8 ~0 0,8 
 
 3ª. Etapa H
+
 + H2X
-
 ↔ H3X 
 In 0,2 0,8 0 
 Eq ~0 0,8-0,2 0,2 
 
Assim, as principais espécies a serem consideradas são H3X e H2X
-
, ou seja, deverá ser considerada 
a primeira etapa de dissociação do ácido. 
 
Exemplo 7.3 p108 Schaum 
Calcular a concentração molar de todas as espécies presentes em uma solução 0,05mol L
-1
 de 
NaH2PO4. 
 
Exemplo 5.25 p101 Nikolelis 
Soluções correspondendo a 0,6mol de ácido clorídrico; 0,05mol de ácido fosfórico; 0,08mol de fosfato 
monobásico de sódio; 0,35mol de fosfato tribásico de sódio e 0,11mol de hidróxido de sódio são misturadas 
em um balão. Calcular o pH da solução resultante, assumindo que V seja o volume final da mistura. 
 
Espécies primordiais: H
+
; PO4
-3
; OH
-
 
 nH = 0,6 + (0,05 * 3) + (0,08 * 2) = 0,91mol 
 nPO4 = 0,05 + 0,08 + 0,35 = 0,48mol 
 nOH = 0,11 
 
Reações químicas 
1ª. Etapa: H
+
 + OH
- 
 
H
+
 + OH
-
 ↔ H2O 
In, mol 0,91 0,11 0,0 
Reage, mol 0,91-0,11 0,11 0,0 
Fim, mol 0,80 ~0,0 0,11 
 
2ª. Etapa: H
+
 + PO4
3- 
 
H
+
 + PO4
3-
 ↔ HPO4
2- 
In, mol 0,80 0,48 0,0 
Reage, mol 0,80-0,48 0,48 0,0 
Fim, mol 0,32 ~0,0 0,48 
 
3ª. Etapa: H
+
 + HPO4
2- 
 
H
+
 + HPO4
2-
 ↔ H2PO4
- 
In, mol 0,32 0,48 0,0 
Reage, mol 0,32 0,48-0,32 0,0 
Fim, mol ~0,0 0,16 0,32 
 
Resumindo, a solução conterá, após a mistura 0,32mol de NaH2PO4, o,16mol de Na2HPO4 e 0,11mol 
de NaCl, e o pH será 
pH = pK2 + log {[Na2HPO4] / [NaH2PO4]} 
 
91,6)
32,0
*
16,0
log(21,7 
V
V
pH
 
 
 
2.5 Solução-tampão 
O ajuste de pH de uma solução entre 2 e 12 deve ser feito usando uma solução-tampão. 
Considerando uma solução formada por um ácido fraco e seu sal 
HA ↔ H
+
 + A
-
 Ka 
É possível fazer uma aproximação, sempre que Ka<10
-3
 e a [HA] não for muito baixa, por: 
[HA] = Ca e [A
-
] = Cs que são substituídos em Ka 
FQA p237 SKOOG 
Ca
Cs
HKa ][ 
 
 
Exemplo 1 p79 Alexeev 
Calcular o pH de uma solução preparada com iguais volumes de HOAc 0,1mol L
-1
 e NaOAc 0,2mol L
-
1
, Ka=1,75 10
-5
. 
 
04,510.75,8
1,0
05,0
10.75,1][ 165   pHmolLH
 
Em 1L de: pH β 
Água destilada (HD) 7,0 
HD+0,01mol de HCl 2,0 
NaOAc/HOAc 1M 4,76 
0,01/(4,76-4,75)=1,00 
NaOAc/HOAc 1M + 0,01mol HCl 4,75 
NaOAc/HOAc 0,1M 4,76 
0,01/(4,76-4,67)=0,115 
NaOAc/HOAc 0,1M + 0,01mol HCl 4,67 
 
67,410.13,2
)01,01,0(
)01,01,0(
10.75,1][ 155 


  pHmolLH
 
Observações (Alexeev p81) 
1 – capacidade tamponante (β) 
2 – maior concentração dos constituintes da solução-tampão  maior β 
3 – a adição de ácido ou base reduz a estabilidade da solução quanto à variação do pH 
4 – Para que a capacidade tampão não varie muito, a concentração de um constituinte não deve ser 
maior do que 10 vezes a concentração do outro. 
ácidoadçfçpHiação
adicácqtd
d
d
pH
C
Ácido
....var
...

 
 
 
FQA p242 Skoog 
 
Exemplo 5.11 p89 Nikolelis 
Uma alíquota de 250mL de solução tampão 1mol L
-1
 NH3, 1,8mol L
-1
 NH4Cl contém 0,75g de ácido 
genérico H2A, cuja massa molar é 150g mol
-1
. Para essa solução sabe-se que: 
αo = 0,15 [H2A] = 3 [A
2-
] Kb = 1,8 10
-5
 
Calcular: 
a) pH da solução 
b) as constantes de dissociação de H2A 
c) a concentração das espécies H2A, HA
-
; A
2-
 
Assumir que o pH do tampão não é afetado pela presença da pequena quantidade de H2A 
 
Ex 5.24 p101 Nikolelis 
Quantos mL de H3PO4 0,1mol L
-1
 e NaOH 0,1mol L
-1
 são necessários para preparar um litro de 
solução pH=6,9 
 
 
Exercício 8.8 p185 Hage 
Calcular a capacidade tamponante, quando HNO3 é adicionado a um tampão carbonato de 1L comconcentração originais de 0,1mol L
-1
 para HCO3
-
 e para sua base conjugada, CO3
2-
. 
Quantos mol de HNO3 seriam necessários para diminuir em 1unidade o pH de uma parcela de 0,2L 
desse tampão a 25
o
C? 
Ka2 = 4,69 10
-11
.