Geral 2 - Aula 10
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Hidrólise de sais
Os sais podem ser divididos em quatro classes principais:
1) Os que derivam de ácidos fortes e de bases fortes. Ex. cloreto de potássio
2) Os que derivam de ácidos fracos e de bases fortes. Ex. acetato de sódio
3) Os que derivam dos ácidos fortes e das bases fracas. Ex. cloreto de amônio
4)Os que derivam de ácidos fracos e bases fracas. Ex. formiato de amônio e acetato 
de alumínio.
Com as soluções aquosas dos sais da classe 1, os anions não possuem qualquer 
tendência a se combinar com os ions hidrogênio nem os cátions com os íons hidróxido 
da água pois, os ácidos e bases correspondentes são eletrólitos fortes. O equilíbrio 
entre os íons hidrogênio ee hidróxido na água não será perturbado e a solução 
permanece neutra.
H2O H+ + OH-
Quando qualquer sal das classes 2,3 e 4 se dissolve m água poderá ocorrer interação 
com os íons da água e a solução resultante será neutra, ácida ou alcalina, de acordo 
com a natureza do sal.
Ex. sal MA derivado de um ácido fraco HA e de uma base forte BOH (classe 2):
MA \u2192 M+ + A- (o sal esta completamente dissociado em solução aquosa)
uma concentração muito pequena de íons hidrogênio e íons hidróxido (ionização da 
água) estará inicialmente presente. O ácido HA é fraco (dissocia-se em pequeno 
grau), logo a concentração de íons A- que pode existir em equilíbrio com íons H+ é 
pequena. A fim de se manter o equiilíbrio, a concentração inicial dos íons A- deve ser 
reduzida mediante a combinação com os íons H+ para formar o ácido não dissociado 
HA:
 H+ + A- HA
1
Os íons necessários para esta reação são gerados pelo aumento da dissociação da 
água, produzindo uma quantidade equivalente de ions OH- (solução terá caráter 
alcalino).
Uma vez que os dois equilíbrios coexistem (ionização da água e dissociação do ácido:
 A- + H2O OH- + HA
Ex. CH3COOH (ácido fraco) + NaOH (base forte) CH3COONa + H2O 
 CH3COO- + H2O OH- + CH3COOH
Esta interação entre o íon (ou íons) de um sal e a água é denominada hidrólise.
Considerando o caso de um sal de um ácido forte e de uma base fraca (classe 3)
a concentração inicial elevada dos íons M+ será reduzida pela combinação com os 
íons hidróxido da água para formar a base MOH que se dissocia pouco até que o 
seguinte equilíbrio seja atingido:
 M+ + OH- MOH
A concentração do íon hidrogênio na solução aumentará e a solução terá reação 
ácida.
 M+ + H2O MOH + H+
Ex.: HCl (ácido forte) + NH4OH (base fraca) NH4C l + H2O
 NH4+ + H2O NH4OH + H+
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Para o caso de um sal formado por um ácido fraco e uma base fraca (classe 4) 
temos:
Ocorrerão duas reações simultâneas
M+ + H2O MOH + H+ e A- + H2O HA + OH-
A reação da solução (ácida ou básica) dependerá da relação entre as constantes de 
dissociação do ácido e da base.
- Se forem da mesma força a solução será neutra
- se Ka > Kb, será ácida
- se Kb > Ka será alcalina
Hidrólise: é a interação entre um íon (ou íons) de um sal e a água com formação de 
um ácido fraco ou uma base fraca ou de um ácido fraco e uma base fraca 
simultaneamente.
Vejamos por exemplo:
CH3COO- + H2O OH- + CH3COOH
a constante de hidrólise Kh é dada por:
[CH3COOH] [OH-] / [CH3COO-] = Kh = Kw/Ka
onde Ka = constante de dissociação do ácido acético
3
Constante de hidrólise e grau de hidrólise 
Caso 1: Sal de ácido fraco e base forte
 A- + H2O OH- + HA
Se aplicarmos a lei de ação das massas para uma reação de hidrólise (admitindo-se 
que a solução seja diluída de modo que se possa tomar como constante a atividade 
da água não ionizada e se possa admitir a aproximação do coeficiente de atividade 
do ácido não ionizado como sendo a unidade e de serem iguais os coeficientes de 
atividade dos dois íons temos:
A base forte livre e o sal não hidrolisado estão completamente dissociados enquanto o 
ácido está muito pouco dissociado.
O grau de hidrólise é a fração de cada mol do anion A- hidrolisada no equilíbrio. Seja 
1 mol de sal dissolvido em V (litros) da solução e seja x o grau de hidrólise. As 
concentrações em mol L-1 são:
[HA] = [OH-] = x/V e [A-] = (1-x)/V levando-se estes valores na equação:
Esta expressão nos permite calcular o grau de hidrólise na diluição V. É evidente que 
quando V aumenta o grau de hidrólise x deve aumentar.
Pela relação: Kw/Ka = Kh temos: pKh = pKw - pKa
Desta forma, a concentração dos ions hidrogênio numa solução de um sal hidrolisado 
pode ser calculada com facilidade. A quantidade de HA e dos ions OH- formados em 
4
 Kh = 
 [OH-] x [HA]
 [A-]
 Kh = [Base] x [Ácido]
[Sal não hidrolisado]
 = x/V . x/V
 (1-x)/V
 = x2
 (1-x)/V
 K
h
 = [OH-] x [HA]
 [A-]
consequência da hidrólise é a mesma por isso, numa solução do sal puro em água 
[HA] = [OH-]. Se a concentração do sal for C (mol L-1), então:
e [OH-] = (C.Kw/Ka)0,5 ou [H+] = (Kw.Ka/C)0,5 pois [H+] kw/[OH-]
então: pH = 1/2(pKw) + 1/2(pKa) + 1/2(logC)
Esta equação pode ser empregada para o cálculo do pH de uma solução de um sal de 
um ácido fraco e de uma base forte. (Este calculo proporciona informação útil a 
respeito do indicador que poderá ser utilizado na titulação de uma ácido fraco por uma 
base forte).
Caso 2: Sal de ácido forte e base fraca
De forma semelhante como acima temos:
 M+ + H2O MOH + H+
[H+] = (C.Kw/Kb)0,5
então: pH = 1/2(pKw) - 1/2(pKa) + 1/2(logC)
5
 = [OH
-]2
 C = Kh = 
 Kw
 Ka
 [OH-] x [HA]
 [A-]
 Kh = 
 [H+] x [MOH]
 [M+]
 Kh = [ácido] x [base]
[Sal não hidrolisado]
 = x/V . x/V
 (1-x)/V
 = x2
 (1-x)/V
 K
h
 = [H+] x [MOH]
 [M+]
 = [H
+]2
 C
 = Kh = 
 Kw
 Kb
 [H+] x [MOH]
 [M+]
Esta equação pode ser empregada para o cálculo do pH de uma solução de um sal de 
um ácido forte e de uma base fraca.
Caso 3: Sal de ácido fraco e base fraca
De forma semelhante como acima temos:
 M+ + A- + H2O MOH + HA
Se o grau de hidrólise de 1 mol do sal dissolvido em V litros da solução então, as 
concentrações das espécies individuais são:
[MOH] = [HA] = x/V e [M+] = [A-] = (1-x)/V
Observe que neste caso, o grau da hidrólise e por consequência o pH 
independem da concentração da solução.
pode-se demonstrar que:
ou pKh = pKw - pKa - pKb
Esta expressão permite o cálculo do valor do grau de hidrólise a partir das constantes 
de
dissociação do ácido e da base.
A concentração do íon hidrogênio da solução hidrolisada calcula-se da seguinte 
forma:
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 Kh = 
 [MOH] x [HA]
 [M+] x [A-]
 Kh = [base] x [ácido]
[Sal não hidrolisado]
 = x/V . x/V
(1-x)/V . (1-x)/V
 = x
2
 (1-x)2
 K
h
 = [MOH] x [HA]
 [M+] x [A-]
 = Kh = 
 Kw
 Ka .Kb
como x/(1-x) = (Kh)0,5 temos: 
[H+] = Ka(Kh)0,5 = (Kw.Ka/Kb)0,5
então: pH = 1/2(pKw) + 1/2(pKa) - 1/2(pKb)
Se as constantes de ionização do ácido e da base forem iguais, isto é, Ka = Kb então 
pH = 1/2(pKw) = 7,0 e a solução é neutra embora a hidrólise possa ser considerável.
Se Ka > Kb o pH será menor que 7 e a solução é ácida
Se Kb > Ka o pH será maior que 7 e a solução é alcalina
SOLUÇÕES TAMPÃO - BUFFER
Ação tampão - resistência de uma solução em alterar