Hidrólise de Sais
Hoje a gente vai conversar sobre um assunto que parece assustador pelo nome, mas que no fundo é simples.
O difícil aqui não é a parte de Equilíbrio Químico, é a base necessária de assuntos anteriores. Mas tenha calma...
Você já parou para pensar por que algumas soluções de sais, que a gente imagina serem neutras, na verdade podem deixar a água ácida ou básica?
Por exemplo, se você dissolver bicarbonato de sódio em água, o pH fica ligeiramente básico. Se dissolver cloreto de amônio, o pH fica ácido. Ué?
A resposta para esse mistério é a hidrólise.
A palavra já dá uma dica: hidro (água) + lise (quebra).
E, de uma forma bem simples, hidrólise de um sal é a reação dos íons dos sais com as moléculas de água, alterando o equilíbrio dela e, consequentemente, o pH da solução.
Mas não é qualquer íon que bagunça desse jeito. Identificar se um íon reage com a água ou não é o passo mais importante do assunto.
E, para isso, precisamos de uma boa base .
1. Você não vai aprender Hidrólise se não dominar alguns fundamentos
Para você conseguir entender hidrólise de verdade, você precisa lembrar de alguns conceitos de Química Inorgânica:
Teoria de ácido e base de Brønsted-Lowry;
Caráter ácido, básico ou neutro de um sal;
Força ácida e força básica;
Se eu falar tudo isso de novo, nosso capítulo ficará gigante e nem falaremos de hidrólise.
Mas nós já temos capítulos sobre isso, na parte de Funções Inorgânicas, dentro de Química Inorgânica, lembra?
Então, se você sentir que não sabe nada disso, eu recomendo que você pause e corra para rever antes de continuar.
Confia, fará toda a diferença.
O único que vou relembrar aqui rapidamente é sobre Brønsted-Lowry:
Ácido de Brønsted-Lowry: todo composto que doa um próton ($H^{+}$)
Base de Brønsted-Lowry: todo composto que recebe um próton ($H^{+}$)
Sal de Caráter Ácido: sal formado por um ÁCIDO FORTE + BASE FRACA
Sal de Caráter Básico: sal formado por um ÁCIDO FRACO + BASE FORTE
Sal de Caráter Neutro: sal formado por um ÁCIDO FORTE + BASE FORTE
E um sal formado por Ácido Fraco + Base Fraca: depende do valor da Keq de cada um, quem tiver maior K define o caráter do sal.
Quando um ácido doa seu $H^{+}$, ele se transforma em sua base conjugada.
Quando uma base recebe um $H^{+}$, ela vira seu ácido conjugado.
Eles formam o que chamamos de par conjugado ácido-base.
$HCl + CN^{-} \rightleftharpoons Cl^{-} + HCN$
Quais são os pares conjugados nessa reação? HCl e $Cl^{-}$ // HCN e $CN^{-}$.
Isso porque eles estão em lados diferentes da reação e possuem apenas um H+ de diferença.
Olhe para o HCl: ele passa para o produto em forma de $Cl^{-}$, então ele doou um H+.
Se ele doou um próton, o HCl é o ácido conjugado e o $Cl^{-}$ é a base conjugada.
Olhe para o $CN^{-}$ agora: ele passa para o produto e vira HCN, recebendo um H+. Então, o $CN^{-}$ é a base conjugada e o HCN é o ácido conjugado.
Revisado? Então vamos para a parte sobre Equilíbrio.
Existe uma equação que amarra tudo isso e que a gente vai usar em toda questão de hidrólise:
Ka . Kb = Kw
Onde Ka e Kb são as Keq do par conjugado ácido-base e Kw é a constante de ionização da água, que vale $10^{-14}$ a 25 °C.
E se o valor de Kw é sempre constante, significa que existe um "cabo de guerra" entre as forças do ácido e da sua base conjugada.
Se um é forte, o outro tem que ser fraco. Se um aumenta, o outro tem que diminuir.
Isso nos leva a uma regra de ouro: quanto mais forte for um ácido, mais fraco será o seu par conjugado (a base). E o contrário também vale!
Volte no nosso exemplo: $HCl + CN^{-} \rightleftharpoons Cl^{-} + HCN$
HCl é um ácido forte, então sua base conjugada $Cl^{-}$ é uma base fraca.
HCN é um ácido fraco, então sua base conjugada $CN^{-}$ é uma base forte.
E como prever o sentido de uma reação pela Teoria de Brønsted-Lowry?
A natureza, como a gente sabe, sempre prefere o caminho de maior estabilidade.
Por isso, a reação sempre vai favorecer a formação da espécie mais fraca.
Tatue isso na alma: o forte sempre reage para formar o fraco.
$HCl + CN^{-} \rightleftharpoons Cl^{-} + HCN$
Nessa reação, nós temos: FORTE MAIS FORTE $\rightleftharpoons$ FRACO + FRACO
Logo, o sentido predominante dessa reação é o sentido direto $\overset{\text{1}}{\rightarrow}$
2. Condição para Acontecer a Hidrólise
Beleza, então a hidrólise é a reação de um íon com a água. Mas qual íon? O cátion ou o ânion do sal? Os dois? Nenhum?
Se eu tenho o sal NaCN, ou seja, os íons $Na^{+} + CN^{-}$, qual dos dois sofreria hidrólise?
A resposta disso está na origem de cada íon e na vontade de alterar o pH da reação.
A única condição para o íon sofrer hidrólise é ele ser um íon de um eletrólito FRACO (um ácido ou uma base FRACA).
Se eu tenho um ácido forte, como o HCl, o seu par conjugado é o $Cl^{-}$, que é uma base fraca.
Se ele é uma base conjugada fraca, ele vai ter pouca força, vontade para reagir e quebrar a água em $H_2O (l) \rightleftharpoons H^{+} (aq) + OH^{-} (aq)$.
O mesmo vale para uma base forte, como o NaOH.
Agora se eu tenho um ácido fraco, como o HCN, o seu par cconjugado é o $CN^{-}$, que é uma base forte!
Se ele é uma base conjugada forte, ele vai facilmente reagir e quebrar a água em $H_2O (l) \rightleftharpoons H^{+} (aq) + OH^{-} (aq)$.
O mesmo vale para uma base fraca, como o $NH_4OH$.
Portanto, para decidir que íon sofre hidrólise, nosso passo a passo será muito simples:
Olhamos para o sal e definimos o ácido e a base que originaram ele;
Ver quem é forte e quem é fraco;
Se o ácido e a base forem fortes, ninguém sofre hidrólise;
Se o ácido for fraco, o ânion sofrerá hidrólise (ex: $CN^{-}$);
Se a base for fraca, o cátion sofrerá hidrólise (ex: $NH_4^{+}$);
Se os dois forem fracos, os dois sofrerão hidrólise.
Entendido isso, vamos para os três tipos de hidrólise!
Hidrólise do Ânion (Deixando o Meio Básico)
Vamos colocar o acetato de sódio ($CH_3COONa$) em água.
Esse sal veio de um ácido fraco, o ácido acético $CH_3COOH$, e de uma base forte, o hidróxido de sódio NaOH.
Em água, ele se dissolve formando $Na^{+} + CH_3COO^{-}$.
E nós já aprendemos que os íons de eletrólitos fortes não fazem nada, então o $Na^{+}$ não fará nada e apenas o $CH_3COO^{-}$ sofrerá hidrólise.
Como a reação de hidrólise acontecerá?
O íon quebra a água e se junta com o íon oposto a ele.
Se o ânion tem carga negativa, ele se juntará com o $H^{+}$ da água, formando um ácido novamente!
Para que fique claro, farei a primeira vez em duas etapas:
$CH_3COO^{-} (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons CH_3COO^{-} (aq) + H^{+} (aq) + OH^{-}(aq)$
$CH_3COO^{-} (aq) + H^{+} (aq) + OH^{-}(aq) \rightleftharpoons CH_3COOH (aq) + OH^{-} (aq)$
Essa é a reação da hidrólise! E qual o valor da constante de equilíbrio dela?
Se Ka . Kb = Kw e o ânion $CH_3COO^{-}$ é a base conjugada do ácido $CH_3COOH$, então nós precisamos saber o valor de Kb.
Se queremos o valor de Kb, então Kb = Kh
$Kh = \frac{Kw}{Ka}$.
Sendo Kh a Keq da hidrólise, Kw = $10^{-14}$ a 25 °C e Ka a Keq do ácido fraco da questão. Simples assim!
Para finalizar, você percebe que, no final, nós estamos liberando $OH^{-}$? Significa que a nossa solução final é básica (pH > 7).
Pense que a hidrólise é como se fosse uma tentativa falha de voltar o pH do meio para o neutro (pH = 7).
A água é neutra e quando você coloca o $CH_3COONa$, o pH dela fica básico.
Então a água se quebra para formar mais ácido e neutralizar de novo.
Mas a tentativa é falha, porque ela acaba liberando cada vez mais $OH^{-}$, deixando na verdade o meio cada vez mais básico!
Então é quase que um mecanismo suicida da água. É uma tentativa desesperadora, em vão!
4. Hidrólise do Cátion (Deixando o Meio Ácido)
Serei mais direto agora: cloreto de amônio ($NH_4Cl$) em água.
Vem de um ácido forte (HCl), que não participará, e de uma base fraca, ($NH_4OH$), que sofrerá hidrólise.
$NH_4^{+}$ vai quebrar a água, se juntar com seu $OH^{-}$ e liberar no meio $H^{+}$.
A reação será:
$NH_4^{+} (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4OH (aq) + H^{+} (aq)$
E a constante de equilíbrio dessa vez será Kh = $\frac{Kw}{Kb}$.
Novamente, dividimos o Kw pelo fraco.
5. Hidrólise Simultânea (ambos reagem)
Cianeto de amônio em água ($NH_4CN$), e agora?
É simples: os dois vão hidrolisar e nossa Kh = $\frac{Kw}{Ka . Kb}$
$CN^{-} (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons HCN (aq) + OH^{-} (aq)$
$NH_4^{+} (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4OH (aq) + H^{+} (aq)$
E quem decidirá se o meio ficará ácido ou básico será a maior Keq:
Se ácido mais forte que a base (Ka > Kb): meio ácido
Se ácido mais fraco que base (Ka < Kb): meio básico
Se ácido e base de mesma força (Ka = Kb): meio neutro
Entendido tudo isso, vamos ver como a hidrólise aparece em questões.
Nosso próximo capítulo será só para questões, que nem fizemos com pH. Te espero lá!
