Lista de Hidrólise

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Faculdades Oswaldo Cruz - Química Analítica Qualitativa 
 
Hidrólise de sais 
 
Um sal é um composto iônico formado pela reação entre um ácido e uma base. Os sais são eletrólitos fortes 
que se dissociam completamente em água e, em alguns casos, reagem com a água. O termo hidrólise do 
sal descreve a reação de um ânion ou de um cátion de um sal, ou ambos, com água. A hidrólise do sal 
geralmente afeta o pH de uma solução. 
Hidrólise é um termo útil, oriundo da definição de Arrhenius de ácidos e bases. A palavra significa “quebra 
pela água”. A hidrólise é uma reação entre um ânion ou um cátion e água, com fornecimento de íons OH
-
 ou 
H3O
+
 para a solução. 
 
Sais que originam soluções neutras 
Geralmente, os sais que contêm um íon de um metal alcalino ou um íon de um metal alcalino terroso 
(exceto Be
2+
) e a base conjugada de um ácido forte (como Cl
-
, Br
-
 e NO3
-
) não sofrem hidrólise e supõe-se 
que as suas soluções sejam neutras. Por exemplo, quando NaCl, um sal formado pela reação de NaOH 
com HCl, se dissolve em água, dissocia-se completamente como segue: 
NaCl(s) O2H  Na
+ 
(aq)
 
 + Cl
-
 (aq) 
 
O íon Na
+
 hidratado não doa nem aceita íons H3O
+
. O íon Cl
-
 é a base conjugada do ácido forte HCl e não 
tem afinidade por íons H3O
+
. Portanto, uma solução que contenha íons Na
+ 
e Cl
-
 é neutra, como a água 
pura, e tem pH igual a 7,0. 
No entanto, quando se dissolvem sais como NH4Cl e CH3COONa em água, a solução resultante não será 
neutra. No caso do NH4Cl se obterá uma solução ácida e no caso do CH3COONa uma solução básica. 
 
Sais que originam soluções básicas 
Hidrólise de ânions: sais de ácidos fracos e bases fortes 
A dissociação do acetato de sódio (CH3COONa), em água, é dada por: 
CH3COONa(s) O2H  Na
+
(aq) + CH3COO
-
(aq) 
 
O íon Na
+
 hidratado não tem propriedades ácidas nem básicas. O íon acetato CH3COO
-
,contudo, é a base 
conjugada de um ácido fraco, CH3COOH, e portanto tem afinidade pelos íons H3O
+
. 
Quando se dissolve o acetato de sódio em água, os íons acetato reagem com a água e a reação de 
hidrólise é dada por: 
CH3COO
-
(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH
- 
(aq) 
 
Como essa reação produz íons OH
-
, a solução de acetato de sódio será básica. A constante de equilíbrio 
para essa reação de hidrólise é a expressão da constante de ionização básica para o CH3COO
-
 e, portanto, 
escreveremos 
 
]COO[CH
][OH COOH][CH
Kh
3
3



 Expressão da constante de equilíbrio 
Esta constante é chamada de “constante de hidrólise” do sal, a qual pode ser calculada a partir da 
constante de ionização do ácido e do produto iônico da água: 
a
w
K
K
Kh 
 Ka = constante de ionização do ácido 
Cálculo da constante de hidrólise do íon CH3COO
-
 a partir do valor da constante de ionização do CH3COOH 
(1,8 x 10
-5
) e do produto iônico da água (1,0 x 10
-14
) 
10
5
14
10 x 5,6
10 x 1,8
10 x 1,0
Kh




 
 
Sais que originam soluções ácidas 
Hidrólise de cátions: sais de ácidos fortes e bases fracas 
Quando um sal derivado de um ácido forte e de uma base fraca se dissolve em água, a solução torna-se 
ácida. Por exemplo: 
 
NH4Cl (s) O2H  NH4
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
 
Como Cl
-
 é a base conjugada de um ácido forte, não tem afinidade pelo H3O
+
. O íon NH4
+
 é o ácido 
conjugado da base fraca NH3 que se ioniza como segue: 
NH4
+
(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O
+
(aq) 
 
Uma vez que são produzidos íons H3O
+
, o pH da solução diminui. 
][NH
]O[H ][NH
Kh
4
33



 Expressão da constante de equilíbrio 
b
w
K
K
Kh 
 Kb = constante de ionização da base 
Sendo Kb = 1,8 x 10
-5 
10
5
14
h 10 x 5,6
10 x 1,8
10 x 1,0
K




 
 
Sais que tanto o cátion quanto o ânion se hidrolisam 
Hidrólise do cátion e do ânion: sais de ácidos fracos e bases fracas 
Soluções deste tipo de sal podem ser ácidas, neutras ou alcalinas, pois o cátion e o ânion do sal sofrem 
hidrólise. O pH desta solução salina é determinado pela extensão relativa das reações de hidrólise de cada 
íon. Se o Ka do ácido fraco e o Kb da base fraca forem idênticos, a extensão das hidrólises do cátion e do 
ânion é exatamente a mesma ( O Kh do cátion é exatamente igual ao Kh do ânion) e a solução será neutra. 
Por exemplo, no caso do CH3COONH4 em que Kb do NH3 é 1,8 x 10
-5
 e o Ka do CH3COOH é 1,8 x 10
-5
, o 
valor de Kh para ambos os íons é 5,6 x 10
-10
 e uma solução aquosa deste sal, qualquer que seja a 
concentração é neutra. Por outro lado, uma solução aquosa de NH4CN será alcalina, devido aos valores 
relativos de Kh para o cátion e o ânion. 
 
Para o NH4
+
 temos: e para o CN
-
 temos: 
10
5
14
b
w
10 x 5,6
10 x 1,8
10 x 1,0
K
K
Kh




 
5
1
14
a
w
10 x 02
10 x 4,9
10 x 1,0
K
K
Kh



 ,
0
 
Como o CN
-
 sofre hidrólise em maior extensão do que o NH4
+
, a reação: 
CN
-
(aq) + H2O(l) HCN(aq) + OH
-
(aq) 
completa-se mais do que a reação: 
NH4
+
(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + NH3(aq) 
Assim, são produzidos mais íons OH
-
 do que H3O
+
 e a solução é, portanto, alcalina. 
De modo semelhante, uma solução aquosa de formiato de amônio HCO2NH4 é ácida, devido aos valores 
relativos da constante de equilíbrio para o cátion e para o ânion. O Kh para o NH4
+
 é 5,6 x 10
-10
 (calculado 
anteriormente), enquanto que o Kh para o íon formiato HCO2
-
 é: 
11
4
14
10 x 5,9
10 x 1,7
10 x 1,0
Kh




 
Assim, a reação de hidrólise 
NH4
+
(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O
+
(aq) 
ocorre em maior extensão do que a reação 
HCOO
-
(aq) + H2O(l) HCOOH(aq) + OH
-
(aq) 
Portanto, há um pequeno excesso de íons H3O
+
 e as soluções deste sal são ácidas. 
 
 
1ª Lista de Exercícios 
 
 
1. Calcule o pH e a percentagem de hidrólise em uma solução de NaCN 1,00 mol L
-1
. 
Dado: KHCN = 4,9 x 10
-10
 [R: pH = 11,7 e % de hidrólise = 0,45] 
 
2. Calcule o pH e a percentagem de hidrólise de uma solução 1,00 mol L
-1
 de CH3COONa. 
Dado: KCH3COOH = 1,8 x10
-5
 [R: pH = 9,37 e % de hidrólise = 2,4 x 10
-3
] 
 
3. Determine o pH de cada uma das seguintes soluções de sais: 
a. CH3COONa 1,00 x 10
-3
 mol L
-1
; Ka = 1,8 x 10
-5
 [R: pH = 7,87] 
b. NH4Cl 0,125 mol L
-1
; Kb = 1,8 x 10
-5
 [R: pH = 5,08] 
c. NaCN 0,100 mol L
-1
; Ka = 4,9 x 10
-10 
 [R: pH = 11,2] 
d. Cr(NO3)3 0,100 mol L
-1
; Kh = 1,3 x 10
-4 
 [R: pH = 2,44] 
 Cr
3+
(aq) + H2O(l) CrOH
2+
(aq) + H
+
(aq) 
e. Fe(NO3)3 0,100 mol L
-1
; Kh = 7,6 x 10
-3
 [R: pH = 1,62] 
 Fe
3+
(aq) + H2O(l) FeOH
2+
(aq) + H
+
(aq) 
 
4. Uma solução obtida a partir da dissolução do NH4F terá um caráter ácido ou básico? Explique 
utilizando as equações de dissociação. Dado: KNH3 = 1,8 x 10
-5
 e KHF = 2,4 x 10
-4
 
 
5. Uma solução 0,100 mol L
-1 
do sal de sódio de um ácido fraco possui pH = 9,35. Qual o Ka desse 
ácido? [R: 2,00 x 10
-6
] 
 
6. Veronal, um barbitúrico, é geralmente utilizado como seu sal de sódio. Qual o pH de uma solução 
de C8H11N2O3Na que contém 10 mg da droga em 250 mL de solução? Para o Veronal na forma 
ácida, C8H11N2O3H, o valor de Ka é 3,7 x 10
-8
. [R: pH = 8,86] 
 
7. Determine, através de cálculos, se a solução aquosa de cada um dos compostos seguintes (todas 
0,0100 mol L
-1
) é ácida, neutraou alcalina: a) KCN (cianeto de potássio), b) KClO4 (perclorato de 
potássio), c) C2H5NH3Cl (cloreto de etilamônio), d) C2H5CO2Na (propionato de sódio). 
Dado: KHCN = 4,9 x 10
-10
; KC2H5NH2 = 6,4 x 10
-4
; KC2H5CO2H = 1,3 x 10
-5
. 
 
8. O cloreto de dietilamônio, (C2H5)2NH2Cl, é um sal derivado da base fraca dietilamina, (C2H5)2NH. 
Qual será o pH de uma solução que contém 15,0 mg do sal dissolvidos em 400 mL de solução? 
Dado Kb = 9,6 x 10
-4
 [R: pH = 7,22] 
 
9. Sem efetuar qualquer tipo de cálculo, mas apenas por meio de equações de equilíbrio, mostre para 
as soluções a seguir se elas serão ácidas, neutras ou alcalinas. a) KCl ; b) NH4NO3; 
c) C3H7CO2Na; d) C6H5NH3Cl 
 
10. O benzoato de sódio, C6H5CO2Na, é freqüentemente utilizado como um produto para conservar 
alimentos embalados. (a) Qual seria o pH de uma solução 0,020 mol L
-1
 de benzoato de sódio? (b) 
Para uma solução de benzoato de amônio (C6H5CO2NH4), você esperaria um meio ácido ou 
alcalino? Justifique sua resposta. Dado: KC6H5CO2H = 6,5 x 10
-5
 e KNH3 = 1,8 x 10
-5
. 
[R: a) pH = 8,24 ; b) meio ácido] 
 
 
 
 
 
 
2ª Lista de Exercícios 
 
 
1.Temos uma solução 0,05 mol L
-1 
 de cianeto de sódio (NaCN). Determine o pOH dessa solução, sabendo 
que a constante de ionização do ácido cianídrico é 2,0 x 10
-9
. R: 3,3 
 
2. Determine o pH de uma solução 0,50 mol L
-1
 de brometo de amônio (NH4Br), sabendo que a constante de 
ionização do NH4OH é 1,8 x 10
-5
. R: 4,8 
 
3. São dissolvidos 5,35 g de cloreto de amônio (NH4Cl) em água suficiente para obter 500 mL de solução. 
Sabendo que a constante de ionização do hidróxido de amônio é 2,0 x 10
-5
, determine o pH da solução. 
 R: 5,0 
 
4. Qual o pH de uma solução 0,80 mol L
-1 
 de acetato de sódio sabendo que, na hidrólise do sal, a 
concentração de ácido acético formado é igual a 7,5 x 10
-6 
mol L
-1
? 
 R: 8,8 
 
5. Uma solução de concentração em quantidade de matéria igual a 0,01 mol L
-1
 de etanoato de potássio, 
H3CCOOK, apresenta grau de hidrólise igual a 2% a 25 
C. Para essa solução, calcule: 
a) a constante de hidrólise. R: 4,1 x 10
-6 
b) o pH a 25,0 C. R: 10,3 
 
6. Preparam-se 500 mL de uma solução contendo 2,45 g de cianeto de sódio. Sabendo que a constante de 
ionização do ácido é 2,0x10
-5 
calcule: 
a) a constante de hidrólise. R:5,0 x 10
-10 
b) o pH da solução. R: 8,8 
 
7. Calcule a constante de hidrólise do cianeto de sódio (NaCN), sabendo que em solução 
0,20 mol L
-1
, esse sal está 0,50 % hidrolisado. Determine, também o pH desta solução. 
 R: 5,0 x 10
-6
 ; 11,0 
 
8. Temos uma solução de NH4Cl 0,50 mol L
-1
. Sabendo-se que a constante de ionização da amônia é 
1,8 x 10
-5
 a 25,0 C, calcule: 
a) o grau de hidrólise. R: 3,4 x 10
-3
 % 
b) o pH da solução. R: 4,8 
OBS: Fazer o cálculo sem aproximação. 
 
9. O cloreto de metilamônio (CH3NH3Cl) é um sal da metilamina, CH3NH2. Uma solução 0,10 mol L
-1
 neste 
sal tem pH 5,82. 
a) Calcule o valor da constante de equilíbrio da reação
 
 
CH3NH3
+
 + H2O CH3NH2 + H3O
+ 
 R: 2,3 x 10
-11 
b) Qual o valor da constante de ionização da metilamina? R: 4,3 x 10
-4
 
 
10. O benzoato de sódio (C6H5COONa) é um sal do ácido benzóico, C6H5COOH. Uma solução 0,15 mol L
-1
 
tem pH 8,69 na temperatura ambiente. 
a) Calcule o valor da constante de equilíbrio da reação: 
 
C6N5COO
-
 + H2O C6N5COOH + OH
- 
 R: 1,6 x 10
-10 
b) Qual o valor da constante de ionização do ácido benzóico? R: 6,3 x 10
-5