Físico-Química – Profª. Cristina Lorenski. Ferreira Nome do(a)

Curso Técnico em Química – Físico-Química – Profª. Cristina Lorenski. Ferreira
Nome do(a) aluno(a): ______________________________Turma: 402Q Data:____________
HIDRÓLISE
Hidrólise é a reação entre uma espécie química qualquer e a água. Vamos estudar a Hidrólise salina que é o processo em que o(s) íon(s)
proveniente (s) de um SAL reage(m) com a água.
1. Sal de ácido fraco e de base forte
Ex.: NaCH3COO; NaCN; K2CO3; Ba(ClO)2; NaHCO3; CaS.
3. Sal de ácido forte e de base forte
Ex.: KCl; K2SO4; NaNO3; Ca(NO3)2; CaI2; Na2SO4; BaBr2; Ba(ClO4)2
2. Sal de ácido forte e de base fraca
Ex.: NH4Cl; NH4NO3; (NH4)2SO4; AgNO3; CuSO4
4. Sal de ácido fraco e de base fraca
Ex.: (NH4)CH3COO; (NH4)2CO3; (NH4)HCO3;
Pb(CH3COO)2
Fe(CH3COO)3;
Analisaremos os quatro casos citados acima e chegaremos às EQUAÇÕES DE HIDRÓLISE e às CONSTANTES DE HIDRÓLISE.
1. Sal de ÁCIDO FRACO e de BASE FORTE (hidrólise do ânion) - NaCH3COO
NaCH3COO + H2O
NaOH + CH3COOH (1)
Os íons acetato têm grande afinidade por H+ , pois a reação no sentido de
formar ácido acético ocorre em grande extensão.
1.1. Analisar o equilílibrio:
a)
H+ + CH3COO- (ácido fraco; α pequeno) (2)
CH3COOH
1.2. Logo, ao dissolver NaCH3COO em água (3) e considerando a ionização da água (4):
NaCH3COO + H2O
Na+ + CH3COO- (3)
H2O (l)
H+ + OH- (4)
1.3. Conclui-se que:
Em presença de água, os íons CH3COO- (acetato) tendem a se combinar com os íons H+ para formar o CH3COOH (ácido acético), como foi
demonstrado na reação (2). A formação do CH3COOH provoca alteração no equilíbrio de ionização da água (4), pois à medida que os íons H+
produzidos nessa ionização são empregados na formação de CH3COOH, o equilíbrio de ionização da água se desloca para direita, no sentido de
formação de íons OH- (5). Esses íons OH- ficam livres.
H2O (l)
H+ + OH- (5)
Por que os íons OH- ficam livres? Observe a dissociação iônica da base forte NaOH:
H2O
b)
NaOH
Na+ + OH- (base forte; α grande)
Os íons Na+ não têm afinidade por OH-, pois a reação no sentido de formar NaOH praticamente não ocorre. Portanto,
em presença de água, os íons Na+ não se combinam com os íons OH-.
1.4. Assim, chegamos à REAÇÃO DE HIDRÓLISE:
NaCH3COO + H2O
NaOH
+ CH3COOH
Na+ + CH3COO- + H2O
Na+ + OH- + CH3COOH
CH3COO-(aq.) + H2O(l)
OH-(aq.) + CH3COOH(aq.) (6)
Hidrólise do ânion acetato – Meio Básico
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1.5. Conclusão para o caso 1:
I. Ânions de ácidos fracos sofrem hidrólise, produzindo ácido fraco e liberando OH-, tornando o meio básico.
II. Cátions de bases fortes não sofrem hidrólise.
1.6. Equação de Hidrólise do íon acetato:
Partindo da equação (6), aplicamos a Lei da Ação das Massas:
[CH3COOH] . [OH-]
[CH3COOH] . [OH-]
K=
K . [H2O] =
[CH3COO-] . [H2O]
[CH3COOH] . [OH-]
Kh =
[CH3COO-]
[CH3COO-]
CONSTANTE DE
HIDRÓLISE (Kh)
CONSTANTE
Kw
(7)
Kh =
(8)
Ka
Relação entre Kh e Ka
Sendo: Ka – constante de ionização do ácido fraco/ Kw – constante da água = 10-14 (temp. ambiente)
2. Sal de ÁCIDO FORTE e de BASE FRACA (hidrólise do cátion) - NH4Cl
NH4Cl + H2O
NH4OH + HCl (9)
Os íons NH4+ têm grande afinidade por OH- , pois a reação no sentido de formar o hidróxido de amônio
ocorre em grande extensão.
2.1. Analisar o equilílibrio:
a)
OH- + NH4+ (base fraca; α pequeno) (10)
NH4OH
2.2. Logo, ao dissolver NH4Cl em água (11) e considerando a ionização da água (4):
NH4Cl + H2O
NH4+ + Cl- (11)
H2O (l)
H+ + OH- (4)
2.3. Conclui-se que:
Os íons NH4+ se combinam com os íons OH- originando a base fraca (pouco dissociada) conforme mostra a reação (10). A formação do NH4OH
provoca alteração no equilíbrio de ionização da água, pois à medida que os íons OH- produzidos nessa ionização são consumidos, o equilíbrio de
ionização da água se desloca para direita, produzindo íons H+ (12) que permanecem livres.
H2O (l)
H+ + OH- (12)
Por que os íons H+ ficam livres? Observe a ionização do ácido forte HCl:
H2O
b)
HCl
H+ + Cl- (ácido forte; α grande)
Os íons Cl- não têm afinidade por prótons, pois a reação no sentido de formar HCl praticamente não ocorre. Portanto,
em presença de água, os íons Cl- não se combinam com os íons H+. Por isso, os íons H+ ficam livres.
2.4. Assim, chegamos à REAÇÃO DE HIDRÓLISE:
NH4Cl + H2O
NH4+ + Cl- + H2O
NH4+ (aq.) + H2O(l)
NH4OH +
HCl
NH4OH + H+ + ClH+(aq.) + NH4OH (aq.) (13)
Hidrólise do cátion amônio – Meio ácido
2.5. Conclusão para o caso 2:
I. Cátions de bases fracas sofrem hidrólise, produzindo bases fracas e liberando H+, tornando o meio ácido.
II. Ânions de ácidos fortes não sofrem hidrólise.
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2.6. Equação de Hidrólise do íon amônio:
Partindo da equação (13), aplicamos a Lei da Ação das Massas e achegamos à CONSTANTE DE HIDRÓLISE:
[NH4OH] . [H+]
Kh =
Kw
(14)
Kh =
(15)
[ NH4+ ]
Relação entre Kh e Kb
Kb
Sendo: Kb – constante de equilíbrio da base fraca/ Kw – constante da água = 10-14 (temp. ambiente)
3. Sal de ÁCIDO FORTE e de BASE FORTE (não ocorre hidrólise) - NaCl
NaCl + H2O
Na+ + Cl- + H2O
H2O
NaOH +
HCl
(16)
Na+ + OH- + H+ + ClOH- + H+
Meio neutro : Cl- e Na+ não reagem com a água, não sofrem hidrólise.
Atenção:
a) Os íons Cl- não retiram do equilíbrio iônico da água os íons H+, pois HCl é ácido forte.
b) Os íons Na+ não retiram do equilíbrio iônico da água os íons OH-, pois NaOH é base forte.
Obs.: Se não há hidrólise, não há constante de hidrólise.
4. Sal de ÁCIDO FRACO e de BASE FRACA ( hidrólise de cátion e ânion) - NH4CH3COO
NH4CH3COO + H2O
NH4OH
+
CH3COOH (17)
NH4+ + CH3COO- + H2O
NH4OH
+
CH3COOH
NH4+ + CH3COO- + H2O
NH4OH +
CH3COOH (18)
Cátion e Ânion reagiram com a água.
O meio é básico, ácido ou neutro? Como saber?
É necessário analisar o Ka (constante de equilíbrio do ácido) e o Kb (Constante de equilíbrio da base):
Para o CH3COOH: Ka = 1,8. 10-5
Para o NH4OH:
Kb= 1,7. 10-5
Como Ka e Kb são praticamente iguais, o meio é NEUTRO.
K HCN= 4,9.10-10
Ex.: NH4CN
Kb > Ka ( a base formada é mais forte que o ácido formado – MEIO BÁSICO)
K NH4OH= 1,7. 10-5
O meio será: (considerando Kw constante a 25ºC)
1. ÁCIDO se Ka > Kb
2. BÁSICO se Ka < Kb
3. NEUTRO se Ka = Kb
4.1 Equação de Hidrólise do cátion NH4+ e do ânion CH3COO-:
Partindo da equação (18), aplicamos a Lei da Ação das Massas e achegamos à CONSTANTE DE HIDRÓLISE:
[NH4OH] . [CH3COOH]
Kh =
Kw
(19)
[NH4+ ] . [CH3COO-]
Kh=
(20)
Relação entre Kh com Kb e Ka
Ka . Kb
GRAU DE HIDRÓLISE:
nº de íons hidrolisados
α hidrólise=
nº de íons inicialmente dissolvidos
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