Questões de Hidrólise de Sais
Direto ao ponto, vamos treinar o que a gente aprendeu no capítulo passado.
Vamos só relembrar os pontos principais:
Só sofre hidrólise quem vem de um ácido fraco ou de uma base fraca;
Se temos um ácido fraco, Kh = $\frac{Kw}{Ka}$
Se temos uma base fraca, Kh = $\frac{Kw}{Kb}$
Se temos os dois fracos, Kh = $\frac{Kw}{Ka . Kb}$
Dominando isso, temos condições de fazer qualquer questão de hidrólise. Vou mostrar alguns exemplos de como elas podem aparecer para você se acostumar.
Exemplo 1
Calcule o pH de uma solução aquosa de KCN 0,1 mol/L, a 25 °C, considerando os seguintes valores:
Kw = 1,0 . $10^{-14}$, Ka = $10^{-9}$
📝 Resolução
Primeiro passo é definir quem vai sofrer hidrólise.
KCN vem de KOH (base forte) e HCN (ácido fraco). Então, quem vai sofrer hidrólise é apenas o $CN^{-}$.
Com isso, eu já sei também que, com ácido fraco, minha constante será Kh = $\frac{Kw}{Ka}$.
Calculando o valor, temos então que:
Kh = $\frac{10^{-14}}{10^{-9}}$
Kh = $10^{-5}$
Segundo passo é encontrar a concentração do meu íon a sofrer hidrólise.
$1 KCN (aq) \rightleftharpoons 1 K^{+} (aq) + 1 CN^{-} (aq)$
A proporção é de 1 mol de KCN para 1 mol de $CN^{-}$, então se nós temos 0,1 mol/L de KCN, [$CN^{-}$] será de 0,1 mol/L também.
Terceiro passo é montar a reação de hidrólise
$CN^{-} (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons HCN (aq) + OH^{-} (aq)$
[$CN^{-}$] = 0,1 mol/L = $10^{-1}$, então vamos montar a nossa tabela:
Conferindo se podemos aproximar os valores, temos que:
ɱ/Kh = $\frac{10^{-1}}{10^{-5}} = 10^{4}$ > 1000.
Então, $10^{-1} - x = 10^{-1}$.
Sendo assim, quarto passo é achar o valor de X.
Kh = $\frac{[HCN] . [OH^{-}]}{[CN^{-}]}$
$10^{-5} = \frac{(x) . (x)}{10^{-1}}$
$10^{-6} = x^{2}$
x = $10^{-3}$ mol/L
Só que x = [$OH^{-}$], então nosso último passo é achar o pOH e, depois, o pH.
pOH = - log [$OH^{-}$]
pOH = - log $10^{-3}$
pOH = 3
pH = 11
Exemplo 2
Qual o pH de uma solução 0,2 mol/L de cloreto de amônio ($NH_4Cl$)?
Dados: Kb = 2 . $10^{-5}$
📝 Resolução
Primeiro passo definir quem sofre hidrólise.
Cloreto de amônio vem do HCl ácido forte, que não participa, e do $NH_4OH$, base fraca, que sofre hidrólise.
Portanto, Kh = $\frac{Kw}{Kb}$ que, substituindo os valores, será de:
Kh = $\frac{10^{-14}}{2 . 10^{-5}}$
Kh = 0,5 . $10^{-9}$ = $5 . 10^{-10}$
Segundo passo é encontrar a concentração do meu íon a sofrer hidrólise.
$1 NH_4Cl (aq) \rightleftharpoons 1 NH_4^{+} (aq) + 1 Cl^{-} (aq)$
A proporção é de 1 mol de $NH_4Cl$ para 1 mol de $NH_4^{+}$, então se nós temos 0,2 mol/L de $NH_4Cl$, [$NH_4^{+}$] será de 0,2 mol/L também.
Terceiro passo é montar a reação de hidrólise
$NH_4^{+} (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4OH (aq) + H^{+} (aq)$
[$NH_4^{+}$] = 0,2 mol/L = $2 . 10^{-1}$, então vamos montar a nossa tabela:
Conferindo se podemos aproximar os valores, temos que:
ɱ/Kh = $\frac{2 . 10^{-1}}{5 . 10^{-10}} = 0,4 . 10^{9}$ > 1000.
Então, $2 . 10^{-1} - x = 2 . 10^{-1}$.
Sendo assim, quarto passo é achar o valor de X.
Kh = $\frac{[NH_4OH] . [H^{+}]}{[NH_4^{+}]}$
$5 . 10^{-10} = \frac{(x) . (x)}{2 . 10^{-1}}$
$5 . 2 . 10^{-11} = x^{2}$
$x^{2} = 10 . 10^{-11}$
$x^{2} = 10^{-10}$
x = $10^{-5}$ mol/L
Só que x = [$H^{+}$], então nosso último passo é achar o pH.
pH = - log [$H^{+}$]
pH = - log $10^{-5}$
pH = 5
Exemplo 3
Calcule a constante de hidrólise do acetato de amônio $NH_4CH_3COO$ e me diga se o meio está ácido, básico ou neutro.
Dados: Ka = $5 . 10^{5}$, Kb = $2 . 10^{-4}$
📝 Resolução
O sal vem de um ácido fraco e de uma base fraca, então os dois íons sofrem hidrólise.
$NH_4^{+} (aq) + CH_3COO^{-} (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4OH (aq) + CH_3COOH (aq)$
Se os dois íons sofrem hidrólise, Kh = $\frac{Kw}{Ka . Kb}$
Kh = $\frac{10^{-14}}{5 . 10^{-5} . 2 . 10^{-4}}$
Kh = $\frac{10^{-14}}{10 . 10^{-9}}$
Kh = $\frac{10^{-14}}{10^{-8}}$
Kh = $10^{-6}$
Além disso, para saber se o meio está ácido, básico ou neutro, precisamos comparar os valores de Ka e de Kb, já que os dois são fracos.
Nesse caso, Ka < Kb ($5 . 10^{-5} < 2 . 10^{-4}$), então o nosso meio é básico.
E se a questão pede para calcular o pH?
Isso aqui é extremamente raro.
Se você não for fazer ITA ou IME, é capaz de nunca ver uma questão sobre isso.
Mas, caso seu professor esteja com muita raiva de sua turma e peça o valor do pH de uma hidrólise simultânea, existe uma fórmula aproximada que usamos:
$pH = \frac{pKw + pKa - pKb}{2}$
A demonstração é complexa, mas ela parte de você montar as reações de ionização do ácido (Ka), da base (Kb) e da hidrólise simultânea (Kh).
Com isso, você manipularia as equações e chegaria nisso.
No exemplo acima teríamos então:
pKw = - log Kw = - log $10^{-14}$ = 14
pKa = - log Ka = - log (5 . $10^{-5}$) = - log 5 - log ($10^{-5}$)
Aproximando log 5 = 0,7 teremos:
pKa = - 0,7 + 5 = 4,3
pKb = - log Kb = - log (2 . $10^{-4}$) = - log 2 - log ($10^{-4}$)
Aproximando log 2 = 0,3 teremos:
pKb = - 0,3 + 4 = 3,7
Então pH = $\frac{14 + 4,3 - 3,7}{2} = \frac{14,6}{2}$
pH = 7,3
De fato, básico, já que Kb > Ka. Já tínhamos encontrado isso.
Conclusão
Capítulo finalizado. Um exemplo com cada tipo de hidrólise.
A fórmula é fácil e o raciocínio é sempre o mesmo, inclusive já bastante treinado em questões de pH.
O difícil? Lembrar de caráter dos sais, das nomenclaturas e das forças de ácidos, bases e sais.
Portanto, internalize isso: se você lembra de Química Inorgânica, você acertará fácil questões de hidrólise.
Se você tem dificuldade, já sabe onde provavelmente estará o problema e, portanto, já sabe onde atacar.
Estamos finalizando equilíbrio químico, vamos para o próximo capítulo. Boa sorte!
