Vogel: Análise Química Quantitativa
2.12 Hidrólise de sais
soluções-tampão serão encontrados neste livro.
2.12 Hidrólise de sais
Os sais podem ser divididos em quatro classes principais:
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes, como o cloreto de
potássio.
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes, como o acetato de sódio.
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas, como o cloreto de amônio.
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas, como o formato de
amônio ou o acetato de alumínio.
Quando qualquer sal das classes 2, 3 e 4 é dissolvido em água, a solução
nem sempre é neutra. Podem ocorrer interações com os íons da água, e as
soluções resultantes podem ser neutras, ácidas ou alcalinas, dependendo da
natureza do sal.
No caso de um sal da classe 1 dissolvido em água, os ânions não têm
tendência a se combinar com os íons hidrogênio da água, nem os cátions
têm tendência a se combinar com os íons hidróxido da água. Isso ocorre
porque os ácidos e bases relacionados são eletrólitos fortes. O equilíbrio
entre os íons hidrogênio e os íons hidróxido em água,
portanto, não é perturbado e a solução permanece neutra.
Considere, entretanto, um sal MA derivado de um ácido fraco HA e uma
base forte MOH (classe 2). O sal se dissocia completamente na água:
MA → M+ – + A
Concentrações muito pequenas de íons hidrogênio e de íons hidróxido, que
se originam na pequena, mas finita, dissociação da água, estarão
inicialmente presentes. HA é um ácido fraco, isto é, dissocia-se muito pouco. Conseqüentemente, a concentração de íons A – que podem existir em
equilíbrio com os íons H+ é pequena. Para manter o equilíbrio, a
concentração elevada inicial de A – + deve se reduzir por reação com H para
formar HA não-dissociado:
Os íons hidrogênio necessários para esta reação podem ser obtidos apenas
por dissociação adicional da água, que produz, ao mesmo tempo, uma
quantidade equivalente de íons hidróxido. Os íons hidrogênio são utilizados
para a formação de HA. Conseqüentemente, a concentração de íons
hidróxido em solução se eleva e a solução passa a ter comportamento
básico.
A notação usual para as equações que envolvem o equilíbrio é escrever
os íons, no caso das substâncias completamente dissociadas, e as moléculas,
no caso das substâncias fracamente dissociadas ou pouco solúveis. A reação
é então escrita
Esta equação pode ser obtida pela combinação das reações [2.6] e [2.7]
porque ambos os equilíbrios coexistem. A interação entre um íon (ou íons)
de um sal e água é chamada de hidrólise.
Considere, a seguir, o sal de um ácido forte e uma base fraca (classe 3).
Neste caso, a alta concentração inicial de cátions M + se reduz por
combinação com os íons hidróxido da água para formar a base MOH,
fracamente dissociada, até que o equilíbrio
M+ – + OH MOH
seja atingido. A concentração de íons hidrogênio aumenta e a solução passa
a ter comportamento ácido. A hidrólise é representada por
M+ + + H 0 MOH + H
2
No caso de sais da classe 4, em que o ácido e a base são fracos, duas
reações ocorrem simultaneamente:
M+ + – – + H O MOH+ H A +H O HA + OH
2 2
O caráter ácido ou básico da solução depende das constantes de dissociação
do ácido e da base. Se forem iguais, a solução será neutra, se Ka > Kb, ela
será ácida e se Kb > Ka, ela será alcalina.
Tendo considerado todos os casos possíveis, podemos dar uma definição
mais geral de hidrólise: ela é a interação entre um íon (ou íons) de um sal e
água, com a produção de (a) um ácido fraco ou uma base fraca, ou (b) um
ácido fraco e uma base fraca.
A hidrólise dos sais pode ser vista como uma aplicação simples da
equação geral de Brønsted-Lowry
A 1 + B2 A2 + B1
Assim, a equação da hidrólise dos sais de amônio
é idêntica à expressão usada para definir a força do íon amônio como ácido
de Brønsted-Lowry (Seção 2.6), e a constante Ka de é, na verdade, a
constante de hidrólise de um sal de amônio.
A hidrólise do sal de sódio de um ácido fraco pode ser tratada de forma
semelhante. Para uma solução de acetato de sódio
CH – – COO + H 0 CH COOH + OH
3 2 3
a constante de hidrólise é
[CH – – COOH][OH ]/[CH COO] = K = K /K
3 3 h w a
em que Ka é a constante de dissociação do ácido acético.