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Universidade Federal de Juiz de Fora
Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
Disciplina
Química das Soluções QUI084
I semestre 2017
AULA 03
Equilíbrio Ácido-base Hidrólise de Sais
Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos Downloads aulas: http://www.ufjf.br/nupis/
Download aulas: http://www.ufjf.br/nupis/
Bibliografia 1 – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay e Bruce E. Bursten,
Química: A ciência central, 9a edição, Editora Pearson Prentice Hall,
2005.
2 – Arthur Israel Vogel, Química Analítica Qualitativa, Mestre Jou,
5a edição, 1981.
3 – Daniel C. Harris, Análise Química Quantitativa, Editora LTC, 5a
edição, 2001.
4 - Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos
de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, 2006.
Hidrólise de Sais
Os sais são considerados eletrólitos fortes. Consequentemente, os sais
existem inteiramente como íons em solução.
Quando se dissolve sais em água, nem sempre a solução obtida é neutra.
As propriedades ácido-base de sais são uma consequência da reação de seus
íons com a água, produzindo íons H3O+ ou OH- na solução aquosa. Esta reação
é chamada de hidrólise - Comportamento ácido ou de base de BRÖNSTED.
A força ácida ou força básica é definida pelos valores das constantes de
hidrólise (Kh) calculados a partir, Ka e Kw ou Kb e Kw dos pares ácido-
base conjugados dos equilíbrios de dissociação.
Os ânions de ácidos fracos
apresentam Caráter Básico
Os cátions de bases fracas
apresentam Caráter Ácido
Hidrólise de Sais
Neste contexto, há quatro casos de soluções de sais que
podemos considerar:
1) Sais derivados de ácido forte e base forte, Ex. NaCl
2) Sais derivados de ácido fraco e base forte, Ex. CH3COONa
3) Sais derivados de ácido forte e base fraca, Ex. NH4Cl
4) Sais derivados de ácido fraco e base fraca, Ex. CH3COONH4
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases
fortes
Os cátions e os ânions destes tipos de sais não apresentam
capacidade de reação com a água quando são dissolvidos. Estes íons
não exibem caráter ácido ou básico.
O equilíbrio da água não é afetado pelos íons em solução:
A concentração dos íons hidrônio e hidroxila no equilíbrio são iguais:
[H3O+ ] = [OH-] pH = 7,00
2 H2O (l) H3O+
(aq) + OH-(aq)
OHOHKw3
H2O (l) H+
(aq) + OH-(aq)
OHHKw
a
w
h
K
KK
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases
fortes
As soluções aquosas dos sais derivados de ácidos fracos e bases
forte são alcalinas. O ânion reage com a água para formar o ácido
fraco de origem. Neste caso, o ânion exibe caráter básico fraco e o
cátion tem caráter neutro.
Sendo X- a base fraca conjugada do ácido fraco HX.
O valor de Kh é dado pela relação:
Resolução Exercício 1)
X-(a q ) + H 2O ( l) H X (a q ) + O H
-(a q )
X
OHHXK
h
pH da solução 7
A constante de hidrólise
(Kh X -) do ânion X-,
também denominada
constante de dissociação
básica do ânion Kb X - )
Kb
KwKh
4
33
NH
OHNHKhN H 4
+(a q ) + H 2O ( l) N H 3 (a q ) + H 3O
+(a q )
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases
fracas
As soluções aquosas dos sais derivados de ácidos fortes e bases fracas são
ácidas. O cátion reage com a água para formar a base fraca origem. Neste
caso, o cátion exibe caráter ácido fraco e o ânion tem caráter neutro.
Os cátions poliatômicos com prótons ionizáveis podem ser considerados
ácidos conjugados de bases fracas. Alguns íons metálicos, com exceção dos
metais alcalinos e dos metais alcalinos terrosos, também apresentam
comportamento de ácido fraco.
Sendo NH4+ o ácido fraco conjugado da base fraca NH3.
O valor de Kh é dado pela relação:
Resolução Exercício 2)
pH da solução 7
A constante de hidrólise
(Kh B+) do cátion B+,
também denominada
constante de dissociação
ácida do cátion Ka B+
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases
fracas Sais de Ácidos fracos e bases fracas são espécies anfipróticas. Quando
dissolvidos em agua ocorre um processo de hidrólise complexo.
A hidrólise do cátion produz uma base fraca e a hidrólise do ânion produz
um ácido fraco.
Os íons H+ e OH- formados recombinam-se parcialmente.
X
-(a q ) + H 2O ( l) H X (a q ) + O H
-(a q )
B + ( a q )
+
H 2
O ( l )
BOH ( a q )
+
H
+
( a q )
+
B
H BOH K h
X
OH HX Kh
Resolução Exercício 3)
Três situações podem ser observadas em solução. Considerando o sal
hipotético derivado de ácido fraco e base fraca, representado por BA,
teremos:
A constante de hidrólise (Kh B+) do cátion B+ (também denominada
constante de dissociação ácida do cátion Ka B+ )
A constante de hidrólise (Kh A-) do ânion A_ (também denominada
constante de dissociação básica do ânion Kb A- )
Se Kh B+ (Ka ) K h A- (Kb) teremos [H+] [OH-] e a solução é ácida.
Se Kh B+ (Ka ) K h A- (Kb) teremos [H+] [OH-] e a solução é básica.
Se Kh B+ (Ka ) = K h A- (Kb) teremos [H+] = [OH-] e a solução é neutra.
Constante de hidrólise de sais derivados de ácidos fracos e
bases fracas
Considerando o sal hipotético representado por BA (derivado do ácido fraco HA e base fraca
BOH)
BA (aq) B+ (aq) + A-(aq)
“hidrolise” “hidrolise”
Hidrólise do cátion: B+ (aq) + H2O (l) BOH (aq) + H + (aq) (Ka B+)
Hidrólise do anion: A- (aq) + H2O (l) HA (aq) + OH- (aq) (Kb A-)
Hidrólise: B+ (aq) + A- (aq) + H2O (l) BOH (aq) + HA (aq) Kh
Kh = [BOH]●[ HA]
[B+]●[A-]
=
[H+]●[ OH-] Kh = ● = [BOH]●[ H+]
[B+]
KaB+●KbA
- [HA]●[ OH-]
[A-]
●
[BOH]●[ HA]
[B+]●[A-]
Kh KW Ka B+●Kb A
- = Kh● KW
Considerando
Ka B = Kb A-, Podemos somar aas equações químicas!
KaB+●KbA
-= Kh● KW
= Kh● KW KW
Kb BOH
KW
Ka HA
●
= Kh● KW KW
2
Kb BOH ● Ka HA
= Kh● KW KW
2
Kb ● Ka
= Kh KW
Kb ● Ka
O valor da constante de hidrólise independe da concentração dos íons.
Kb da base fraca que
dá origem ao cátion.
Ka do ácido fraco que dá
origem ao ânion.
O valor de KaB+ é determinado a partir da relação entre
Kw e Kb da base fraca que dá origem ao cátion.
O valor de KbA- é determinado a partir da relação entre
Kw e Ka do ácido fraco que dá origem ao ânion.
Kh é determinada através da relação
entre Kw , a constante de dissociação
ácida do ácido fraco (Ka ) e constantes
de dissociação básica da base fraca
(Kab ) que dão origem ao sal.
Cálculo do pH de soluções de sais de ácidos fracos e bases fracas
Considerando o sal BA (originado do ácido fraco HA e da base fraca BOH) com concentração
analítica Ca s
BA (aq) B+ (aq) + A-(aq)
hidrólise hidrólise
Hidrólise do cátion: B+ (aq) + H2O (l) BOH (aq) + H + (aq) Kh B+ (Ka B+)
Início Cs
Equilíbrio Cs - x x x
Hidrólise do ânion: A- (aq) + H2O (l) HA (aq) + OH- (aq) Kh A- (Kb A-)
Início Cs
Equilíbrio Cs - x x x
Hidrólise: B+ (aq) + A- (aq) + H2O (l) BOH (aq) + HA (aq) Kh
Kh =
[BOH]●[ HA]
[B+]●[A-]
No equilíbrio:
[BOH] = [ HA] = x
[B+] = [A-] = Cs – x Cs
●Cas 2
[HA]2
Cas2
=
Kh =
[BOH]●[ HA]
[B+]●[A-]
= Kh KW
Kb ● Ka
[BOH]●[ HA]
[B+]●[A-]
= Kw
Ka● Kb
[BOH]●[ HA]
Cas●Cas
= Kw
Ka● Kb
Kw
Ka● Kb [HA]2 =
b
aW
3
K
KK]O[H
aa3 KK]O[H
Ex . Calcule o pH de uma solução
0,1000 mol L-1 de Acetato de
Amônia. Dados os valores de Ka
CH3COOH = 1,75 x 10-5 e Kb NH3 =
1,78 x 10-5.
Substituindo na
expressão de Kh
O pH depende das constantes de dissociação da base
fraca e do ácido fraco que dão origem ao sal.
O pH independe da concentração do sal.
Sais derivados de ácidos polipróticos
Os ácidos polipróticos dão origem a dois ou mais ânions:
Ácido diprótico H2A: HA- e A2-
Ácido triprótico H3A: H2A-, HA2- e A3-
Considerando os sais derivados do ácido diprótico
hipotético H2A
1 Caso: Cálculo do pH da solução do sal hipotético Na2A, concentração
Ca mol/L, derivado do ácido poliprótico H2A e base forte.
Os ânions dos sais de ácidos polipróticos apresentam comportamento
de base fraca, pois são bases conjugadas de Bronsted & Lowry.
Na2A (aq) 2Na+ (aq) + A2-
(aq)
1ª Hidrólise
do ânion: A2- (aq) + H2O (l) HA- (aq) + OH- (aq) Kh A
2- (Kb1)
2ª Hidrólise
do ânion: HA- (aq) + H2O (l) H2A (aq) + OH- (aq) Kh HA- (Kb2)
Exemplo: Calcular o pH e o grau de hidrólise da solução de carbonato
de sódio 0,200 mol/L.
Cálculo do pH da solução do sal hipotético Na2A concentração Ca mol/L derivado do
ácido poliprótico H2A e base forte.
1ª Hidrólise do ânion: Concentração A2- = Ca
A2- (aq) + H2O (l) HA- (aq) + OH- (aq) Kh1 = Kb1
Início Ca - - - Equilíbrio Ca - x - x x
2ª Hidrólise do ânion: Concentração HA- = Ca (Ca é iguala ao valor de X obtido na 1ª hidrólise)
HA- (aq) + H2O (l) H2A (aq) + OH- (aq) Kh2 = Kb2
Início Ca - - - Equilíbrio (Ca - y) - y (X + y)
[OH-] total = [OH-] 1ª hidrólise + [OH-] 2ª hidrólise
No equilíbrio:
[OH-] = [H2A] = y
[HA-] = Ca - y
Kb2 = [H2A]●[ OH -]
[HA-]
=
y● x
Ca - y
a)Se Ca /Kb2 102 [HA-] Ca
b) Se Ca/Kb2 102 y2 + Ka2y - Ka2 Ca HA- = 0
No equilíbrio:
[OH-] = [HA¯] = x
[A2-] = Ca - x
Kb1 = [HA¯]●[ OH -]
[A2-]
=
x ● x
Ca - x
a)Se Ca /Kb1 102 [A2-] Ca
b) Se Ca/Kb1 102 x2 + Ka1 x - Ka1 Ca H2A = 0
[OH-] = xCaKb 1 Kb1 = X2
Ca
2 Caso: Cálculo do pH da solução do sal hipotético NaHA concentração
Ca mol/L derivado do ácido poliprótico H2A e base forte.
NaHA (aq) Na+ (aq) + HA-
(aq)
Sais de espécies intermediárias de ácidos polipróticos são espécies
anfipróticas, pois apresentam comportamento de ácido fraco ou base
fraca de Bronsted & Lowry.
O ânion hipotético HA- é um composto intermediário da dissociação do
ácido poliprótico e fraco H2A ou da hidrólise da base conjugada e fraca
A-2.
Exemplo: Calcular o pH e o grau de hidrólise da solução de NaHCO3
0,200 mol/L.
Cálculo do pH da solução do sal hipotético NaHA, concentração Ca mol/L, derivado
do ácido poliprótico H2A e base forte.
HA¯(aq) + H2O(l) H3O
+ (aq) + A2 (aq) Ka2 ( 2a dissociação)
HA¯(aq) + H2O(l) H2A (aq) + OH(aq) Kh ( hidrólise)
Em solução uma fração do ânion pode dissociar (Ka2) formando A2 e H3O+. Parte do H3O
+
formado poderá se associar ao ânion HA¯ formando o ácido poliprótico H2A .
Considerando a dissociação, no equilíbrio:
Se parte do H3O+ formado se associar a HA¯:
2 3
Ka2 = [A2¯]●[H3O
+]
[HA¯]
[A2¯] = Ka2 ● [HA¯]
[H3O +]
Ka1 = [HA¯]●[H3O
+]
[H2A]
[H2A] = [H3O
+]●[HA¯]
Ka1
2 3 1
[A2¯] = [H3O +]
1 [A2¯] = [H3O +] + [H2A]
( gerado pela associação do H30+ a HA-)
Substituindo e em :
pH = 1/2pKa1 + 1/2pKa2
Se Ka1 Ca HA¯
[H3O +]2 =
Ka1 ●Ka2●[ HA¯]
Ka1 + [HA¯]
Ka2● [HA¯]
[H3O +]
= [H3 O +] +
[H3O +]●[HA¯]
Ka1
a21aK K
[H3O
+] =
[H3O +]2 =
Ka1 ●Ka2●[ HA¯]
Ka1 + [HA¯]
[H3O +]2 =
Ka1 ●Ka2●[ HA¯]
[HA¯]
= Ka1 ●Ka2
Aplicando a função “p = -log ”:
Sais de espécies intermediárias de ácidos polipróticos
Exemplo: pH de solução NaHCO3 0,200 mol/L
O ânion HCO3- é um composto intermediário da dissociação do ácido fraco H2CO3 ou da
hidrólise da base fraca CO3-2.
][HCOK
][HCOK K][H3O
3a1
3a2a1
a2a1K K][H3O
Se Ka1 [HCO3-]
212/12/1pH
aapKpK
Os cálculos de pH para soluções de espécies anfipróticas são realizados com
algumas simplificações.
Exercícios
1) Calcular o pH e o grau de hidrólise da solução de acetato de sódio 0,100
mol/L.
2) Calcular o pH e o grau de hidrólise da solução de cloreto de amônio 0,100
mol/L.
3) Calcular o pH da solução de acetato amônio 0,100 mol/L
4) Calcular o pH e as concentrações no equilíbrio para as soluções: 0,100
mol/L de H2CO3, 0,100 mol/L de NaHCO3, Na2CO3
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