Equilíbrio Ácido-Base – Parte VII

Aula: 12
Temática: Equilíbrio Ácido-Base – Parte VII
Sal de ácido forte e base fraca:
A hidrólise de um cátion M + pode ser representada como:
M +(aq) + H2O(l) ↔ MOH(aq) + H+(aq)
A reação forma moléculas de MOH e íons hidroxônio, e a presença do íon
H+ deixa a solução ácida. Segundo Arrhenius, esta reação ocorre porque
MOH é uma base fraca. Dizer que MOH é uma base fraca equivale a afirmar
que a ligação na molécula de MOH é forte o suficiente para evitar que esta
molécula se dissocie completamente.
Então:
Sal de ácido forte e base fraca = solução ácida → hidrólise do cátion
O equilíbrio estabelecido quando o cátion M + hidrolisa, é:
M +(aq) + H2O(l) ↔ MOH(aq) + H+(aq)
E para que esse equilíbrio seja estabelecido temos:
[MOH].[H ] 

[M ]
Como vimos na aula passada, a constante de hidrólise (Kh) pode ser calculada a partir de Kw e da constante de dissociação de uma base fraca
formado durante a hidrólise (Kb).
Então, para a hidrólise de cátions, tem-se a seguinte relação:
Kw
Kh =
Ka
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I
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O pH pode ser calculado pela seguinte fórmula:
pH  pH 
1
1logK  1 logK 1
w
b
logC
2
2
2
pKw 222
1
pKb 
1
C
pC ; x 
ou
Kh
Onde:
Kw = constante de dissociação da água = 10–14 ; pKw = 14
Kb= constante de dissociação da base, tabelado.
C= concentração do sal.
x é o grau de hidrólise (fração do cátion que é hidrolisada no equilíbrio).
Sal de ácido fraco e base fraca:
Quando dissolvidos em água, são submetidos a um processo bem mais
complexo de hidrólise. A hidrólise do cátion conduz à formação de uma
base fraca não dissociada:
M +(aq) +H2O(l) ↔ MOH(aq)+H+(aq) (I)
Enquanto a hidrólise do ânion produz um ácido fraco:
A–(aq)+H2O(l) ↔ HA(aq)+OH –(aq)
(II)
Os íons hidrogênio formados nesse processo recombinam-se parcialmente, formando água:
H+ + OH– ↔ H2O
Tais equações, no entanto, não podem ser somadas, a menos que as constantes de dissociação do ácido e da base sejam iguais. Dependendo dos
valores relativos desta constante de dissociação, três hipóteses podem
ocorrer:
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Se Ka>Kb (se o ácido for mais forte que a base), a concentração hidrogeniônica será maior que a dos íons hidroxila e a solução será ácida.
Se Ka<Kb (se a base for mais forte que o ácido), acontecerá o inverso e
a solução será alcalina.
Se Ka=Kb (se o ácido e a base forem igualmente fracos), as duas concentrações serão iguais e a solução será neutra.
De um modo geral as equações (I) e (II) podem ser somadas, quando podemos expressar a equação do equilíbrio total da hidrólise por:
M ++ A –+2 H 2O ↔ MOH+HA+H ++OH –
A constante de hidrólise pode ser expressa por:

].[OH ]
Kh  [MOH].[HA].[H

[H ].[A ]
O grau de hidrólise é diferente para o ânion e para o cátion (a menos que
as duas constantes de dissociação sejam iguais).
O cálculo da concentração hidrogeniônica é bastante difícil, porque todos
os equilíbrios reinantes na solução devem ser considerados. As equações
que definem as constantes de equilíbrio:
Ka  [H ].[A ]
-
-


Kb  [M ].[OH ] Kw  [H ].[OH ]
[MOH]
[HA]
Contém ao todo seis concentrações desconhecidas; deve-se, pois, armar
outras três equações para solucionar o problema. Uma destas pode ser
derivada do fato de que, por causa da eletroneutralidade, as somas das
concentrações dos cátions e dos ânions na solução devem ser iguais (a
condição conhecida como de “equilíbrio de cargas”):
[H+] + [M +] = [OH–] + [A –]
A concentração total do sal C pode ser expressa de duas maneiras. Em
primeiro lugar, ela é igual à soma das concentrações do ânion e do ácido
não dissociado:
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C = [A –] + [HA]
Em segundo, ela é igual à soma das concentrações do cátion e da base
não dissociada:
C = [M +] + [MOH]
Para resolver a [H+], como uma primeira aproximação, o valor pode ser
determinado pela fórmula abaixo, principalmente se Ka e Kb não forem
diferentes demais:

[H ] 
kw .
Ka
Kb
O pH pode ser calculado pela seguinte fórmula:
pH 
1pK  1 pK 1 pK
w
a
b
222
Onde:
K w = constante de dissociação da água = 10–14 ; pKw = 14
Kb= constante de dissociação da base, tabelado.
Ka= constante de dissociação do ácido, tabelado.
Nesta aula, conhecemos uma pouco mais do assunto soluções salinas. Na próxima aula estudaremos equilíbrio em
reações de complexação.
Bons estudos e até lá!
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