Equilíbrio iônico: hidrólise salina e solução tampão Notas de revisão para ENEM Química

Equilíbrio iônico: hidrólise salina e solução tampão

Conceitos fundamentais

O equilíbrio iônico em soluções salinas é muito mais interessante do que parece! Nem toda solução de sal apresenta pH neutro, mesmo que a reação de neutralização que forma o sal seja chamada de "neutralização". Isso acontece porque alguns íons podem reagir com a água através de um processo chamado hidrólise salina.

infoNote

A hidrólise salina ocorre quando pelo menos um íon proveniente da dissociação do sal consegue reagir com a água, lembrando sempre da autoionização da água ( $\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{OH}^-$ ).

Tipos de hidrólise salina

Definindo o caráter de uma solução salina

infoNote

O comportamento de uma solução salina depende diretamente da força dos ácidos e bases que deram origem ao sal. Para entender qual íon vai reagir com a água, você precisa conhecer a força dos ácidos e bases envolvidos.

Sais de ácido forte e base forte

Quando um sal vem de um ácido forte e uma base forte, não há hidrólise. Os íons $\text{H}^+$ e $\text{OH}^-$ permanecem em concentrações iguais, mantendo o pH neutro.

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Exemplo: Cloreto de sódio (NaCl)

$\text{NaCl}_{(\text{aq})} \rightarrow \text{Na}^+_{(\text{aq})} + \text{Cl}^-_{(\text{aq})}$

$\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{OH}^-$

$\text{pH} = 7 \text{ (neutro)}$

Os íons provenientes da dissociação do cloreto de sódio não reagem com a água, então a solução permanece neutra.

Sais de ácido forte e base fraca

Neste caso, os íons do ácido não reagem com a água, mas os íons da base fraca são consumidos. A concentração de $\text{OH}^-$ diminui, deixando a solução ácida.

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Exemplo: Nitrato de amônio (NH₄NO₃)

$\text{NH}_4\text{NO}_3_{(\text{aq})} \rightarrow \text{NH}_4^+_{(\text{aq})} + \text{NO}_3^-_{(\text{aq})}$

$\text{NH}_4\text{NO}_3_{(\text{aq})} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4\text{OH}_{(\text{aq})} + \text{H}^+ + \text{NO}_3^-_{(\text{aq})}$

$\text{pH} < 7 \text{ (ácido)}$

Sais de ácido fraco e base forte

Aqui, os íons da base não reagem com a água, enquanto os íons do ácido fraco são consumidos. A concentração de $\text{H}^+$ diminui, deixando a solução básica.

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Exemplo: Cianeto de potássio (KCN)

$\text{KCN}_{(\text{aq})} \rightleftharpoons \text{K}^+_{(\text{aq})} + \text{CN}^-_{(\text{aq})}$

$\text{KCN}_{(\text{aq})} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HCN}_{(\text{aq})} + \text{K}^+_{(\text{aq})} + \text{OH}^-$

$\text{pH} > 7 \text{ (básico)}$

Sais de ácido fraco e base fraca

Tanto os íons do ácido quanto os da base reagem com a água. O pH final será próximo de 7, mas seu valour exato vai depender da força relativa de cada ácido ou base que originou os íons.

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Exemplo: Sulfeto de amônio ((NH₄)₂S)

$(\text{NH}_4)_2\text{S}_{(\text{aq})} \rightarrow \text{NH}_4^+_{(\text{aq})} + \text{S}^{2-}_{(\text{aq})}$

$(\text{NH}_4)_2\text{S}_{(\text{aq})} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4\text{OH}_{(\text{aq})} + \text{H}_2\text{S}_{(\text{aq})}$

Constante de hidrólise (Kₕ)

A hidrólise salina pode ser expressa através de uma constante de equilíbrio específica, chamada constante de hidrólise ( $K_h$ ). Ela representa o equilíbrio que ocorre na hidrólise do sal.

Fórmula geral: $K_h = \frac{[\text{produtos}]}{[\text{reagentes}]}$

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Exemplo prático:

Para a reação: $\text{NH}_4^+_{(\text{aq})} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4\text{OH} + \text{H}^+$

$K_h = \frac{[\text{NH}_4\text{OH}][\text{H}^+]}{[\text{NH}_4^+]}$

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Lembre-se: a água não entra na constante por estar no estado líquido, assim como íons que não reagem com ela.

Solução tampão

O que é uma solução tampão?

Uma solução tampão é formada por um ácido fraco com um sal derivado desse ácido, ou por uma base fraca com um sal derivado dessa base. A característica mais importante de uma solução tampão é sua capacidade de resistir a grandes variações de pH.

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Um exemplo prático que você conhece é o sangue humano, que mantém seu pH na faixa de 7,3-7,4. Essa estabilidade é essencial para que as funções biológicas aconteçam corretamente - variações bruscas podem ser fatais!

Tipos de soluções tampão

Mistura de ácido fraco com sua base conjugada

Este tampão é formado pela mistura de um ácido fraco com um sal que possui o mesmo ânion deste ácido.

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Exemplo: Ácido acético (CH₃COOH) + Acetato de sódio (CH₃COONa)

Ambos compartilham o ânion $\text{CH}_3\text{COO}^-$ . As reações envolvidas são:

$\text{CH}_3\text{COONa}_{(\text{s})} \rightarrow \text{Na}^+_{(\text{aq})} + \text{CH}_3\text{COO}^-_{(\text{aq})}$

$\text{CH}_3\text{COOH}_{(\text{l})} + \text{H}_2\text{O}_{(\text{l})} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+_{(\text{aq})} + \text{CH}_3\text{COO}^-_{(\text{aq})}$

Como funciona:

Ao adicionar ácido forte: O excesso de $\text{H}_3\text{O}^+$ reage com os íons acetato, formando mais ácido acético
Ao adicionar base forte: Os íons $\text{OH}^-$ reagem com $\text{H}^+$ do ácido acético, deslocando o equilíbrio

Mistura de base fraca com seu ácido conjugado

Este tampão é formado pela mistura de uma base fraca com um sal que possui o mesmo cátion desta base.

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Exemplo: Hidróxido de magnésio (Mg(OH)₂) + Cloreto de magnésio (MgCl₂)

Ambos compartilham o cátion $\text{Mg}^{2+}$ . As reações são:

$\text{Mg(OH)}_2_{(\text{aq})} \rightleftharpoons \text{Mg}^{2+}_{(\text{aq})} + 2\text{OH}^-_{(\text{aq})}$

$\text{MgCl}_2_{(\text{aq})} \rightarrow \text{Mg}^{2+}_{(\text{aq})} + 2\text{Cl}^-_{(\text{aq})}$

Cálculo do pH de uma solução tampão

Henderson e Hasselbalch desenvolveram equações que permitem calcular o pH ou pOH de soluções tampão:

Para tampão ácido-base conjugada: $\text{pH} = \text{p}K_a + \log\left(\frac{[\text{base conjugada}]}{[\text{ácido}]}\right)$

Para tampão base-ácido conjugado: $\text{pOH} = \text{p}K_b + \log\left(\frac{[\text{base conjugada}]}{[\text{base}]}\right)$

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Lembre-se:

$\text{p}K_a = -\log K_a$
$\text{p}K_b = -\log K_b$

Exemplo prático resolvido

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Questão: Alguns sais podem produzir soluções básicas quando dissolvidos em água. Escolha, dentre os sais abaixo, aquele que se enquadra nessa descrição:

a) NaCl
b) Na₂CO₃
c) NaNO₃
d) Na₂SO₄
e) NH₄Cl

Resolução: Alternativa B

O sal que apresentará solução com caráter básico será aquele formado por ácido fraco e base forte, que é o caso do $\text{Na}_2\text{CO}_3$ .

$\text{Na}_2\text{CO}_3_{(\text{aq})} \rightarrow 2\text{Na}^+_{(\text{aq})} + \text{CO}_3^{2-}_{(\text{aq})}$

$\text{Na}_2\text{CO}_3_{(\text{aq})} + \text{H}_2\text{O}_{(\text{l})} \rightarrow 2\text{Na}^+ + \text{OH}^- + \text{H}_2\text{CO}_3$

Como o cátion sódio vem de base forte, não sofre hidrólise. Apenas o íon carbonato, que vem de ácido fraco, tende a se unir com $\text{H}^+$ , formando ácido carbônico. Isso deixa íons $\text{OH}^-$ livres na solução, conferindo caráter básico.

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Pontos-chave para lembrar:

A hidrólise salina depende da força dos ácidos e bases que formam o sal - essa é a chave para prever o pH da solução
Ácido forte + Base forte = pH neutro; Ácido forte + Base fraca = pH ácido; Ácido fraco + Base forte = pH básico
Soluções tampão resistem a mudanças bruscas de pH através da presença de um par ácido-base conjugado
A equação de Henderson-Hasselbalch permite calcular matematicamente o pH de soluções tampão
Tampões são essenciais nos sistemas biológicos - o sangue é um exemplo prático que mantém pH entre 7,3-7,4

Equilíbrio iônico: hidrólise salina e solução tampão (ENEM Química): Notas de revisão