Resumo Equilíbrio Iônico Hidrólise de sais parte 4

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Química Analítica 
- Hidrólise de sais 
Alguns sais que têm interação com a água, não apenas se ionizam e funcionam como eletrólitos 
liberando seus íons, mas esses íons formados quebram/hidrolisam a água para formar os ácidos ou 
bases de origem, alterando o equilíbrio iônico da reação. 
- Formação de sais 
Reação de neutralização: ácido + base → sal + água 
Os sais podem ser classificados de acordo com os reagentes que o formam, da seguinte maneira: 
I) Sal formado pela reação de ácido forte com base forte 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
II) Sal formado pela reação de ácido forte com base fraca 
HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O 
III) Sal formado pela reação de ácido fraco com base forte 
H3CCOOH + NaOH → H3CCOONa + H2O 
IV) Sal formado pela reação de ácido fraco com base fraca 
 H3CCOOH + NH4OH → H3CCOONH4 + H2O 
Vale salientar que o cátion sempre provém da base, bem como o ânion do sal é proveniente do 
ácido. E dos quatro tipos de sais acima, apenas o primeiro tipo não participa da hidrólise, isto porque 
os seus íons formados não desejam retornar para a forma molecular. 
- Hidrólise de Sais 
A hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um sal reagem com a água e geram 
o inverso da reação de neutralização, fazendo com que os ácidos e bases que compõem o sal 
tendem a retornar para suas formas iniciais. Uma solução salina pode originar soluções ácidas e 
básicas. Os sais presentes se dissociam em cátions e ânions, e dependendo destes íons a solução 
assume diferentes valores de pH. 
Sal + água ↔ ácido + base 
CA + H2O ↔ HA + COH 
Na representação acima, é possível perceber que o ânion (A) rouba um hidrogênio da água para 
formar o seu ácido, bem como o cátion (C) rouba uma hidroxila da água para originar sua base. É 
importante salientar que se o ácido ou base são fracos, apenas uma parte deles ficará na sua forma 
molecular, a outra permanecerá como íons. Ao contrário, se ambos forem fortes, a maior parte 
da composição estará em forma iônica e, portanto, como são concentrações iguais, temos um 
sistema neutro. Se algum deles se classificar como fraco, não é possível determinar como 
característica o fato de ser neutro. 
- Hidrólise de sal de ácido forte com base fraca 
NH4Cl + H2O ↔ HCl + NH4OH (NH4Cl é eletrólito forte) 
Eq. Hidrólise: NH4Cl + H2O ↔ HCl + NH4OH 
Eq. Essencial: NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H+ + Cl- 
Na equação essencial podemos perceber que tem-se a formação de uma base fraca a partir da 
hidrólise do sal e de forma antagônica, tem-se a formação de um ácido forte, que por esse motivo 
permanece na forma iônica e portanto se caracteriza como íon espectador (Cl-), podendo ser 
extinguido da reação e do cálculo das constantes, com exceção da sua parte positiva (cátion), 
porque esta nos cede a informação de que por ter íons H+ no meio, a solução se encontra em 
meio ácido. 
Então usa-se a equação essencial para calcular a constante de hidrólise do sal, como a seguir: 
Kh = [H+] [NH4OH]
 [NH4+] 
 
A [NH4+] é exclusivamente proveniente da dissociação do sal presente nos reagentes, já a [H+] é 
referente a quantidade dissociada da água, ou seja, hidrólise. 
Para conseguirmos relacionar o Kh com o Kw, visando obter mais valores conhecidos para facilitar 
o cálculo, multiplicamos todos os fatores pela concentração de [OH-], da seguinte forma: 
Kh = [H+] [NH4OH] [OH-] 
 [NH4+] [OH-] 
 
Na equação acima, a multiplicação de [H+] por [OH-] é o mesmo que Kw e, portanto, pode ser 
substituído. Além disso, temos [NH4OH] dividido por [NH4+] [OH-], que na verdade representa o 
inverso do Kb, visto que o Kb apresenta a reação de dissociação da base [NH4OH], pela água, e 
gera [NH4+] [OH-], então podemos substituir por 1/Kb, da seguinte maneira: 
Kh = Kw
 Kb 
Então a hidrólise relaciona a constante de ionização da água, tendo em vista que a concentração 
de H+ que gera o efeito ácido no sistema e da constante de basicidade, visto que, a porção básica 
do sistema é proveniente da base fraca. 
 
- Cálculo do pH da solução: 
Kh = Kw → Kw = [H+] [NH4OH] 
Kb Kb [NH4+] 
 
 Sabe-se que a [H+] = [NH4OH], tendo em vista que a mesma quantidade de água foi utilizada para 
formar os íons H+ e se unir com o NH4+, podemos escrever tudo em função de H+, já que o que 
se deseja é o pH, como a seguir: 
 
 Kw = [H+]2 
 Kb [NH4+] 
Para obtermos o pH, é necessário isolar a [H+] e passar o expoente para o outro lado como raiz, 
ficando: 
pH = - log √
𝐾𝑤∗[𝑆𝑎𝑙]
𝐾𝑏
 
 
Na equação acima, o sal corresponde a [NH4+], tendo em vista que toda a concentração de [NH4+] 
é proveniente do sal que por ser eletrólito forte, se encontra dissociado. 
- Hidrólise de sal de ácido fraco com base forte 
Kh = Kw 
 Ka 
pH = - log √
𝐾𝑤∗𝐾𝑎
[𝑠𝑎𝑙]
 
 
Solução levemente básica 
- Hidrólise de sal de ácido fraco com base fraca 
Kh = Kw 
 Ka * Kb 
 
pH = - log √
𝐾𝑤∗[𝑆𝑎𝑙]
𝐾𝑏
 ou pH = - log √
𝐾𝑤∗𝐾𝑎
[𝑠𝑎𝑙]
 
 
 O primeiro cálculo de pH para relações de ácido forte + base fraca e o segundo cálculo de pH 
para relações de ácido fraco + base forte. 
 
- Lei de Hidrólise: 
De forma análoga ao grau de ionização, existe também o grau de hidrólise e relaciona-se a 
capacidade de determinada espécie de se hidrolisar, por meio da relação a seguir: 
Grau de hidrólise (h) = n° de mol hidrolisados 
 n° total de mol 
 AB A B 
T zero n 0 0 
Equilíbrio n – nh nh nh 
Equilíbrio em função 
de Molaridade 
n – nh 
V 
n – nh 
V 
n – nh 
V 
M – Mh Mh Mh 
Substituindo os valores acima na constante de hidrólise, temos: 
Kh = M2h2 → Kh = Mh2 
 M ( 1 – h ) 1 – h