Equilíbrio iônico: hidrólise salina e solução tampão

Em verdade, determinados íons provenientes da dissociação de sais podem reagir com a água, em uma reação denominada hidrólise salina. Ao final de uma hidrólise salina, podem restar no meio íons H3O+ ou OH-, que irão conferir caráter ácido ou básico à solução, ou não produzir nenhum dos dois, o que conferirá um caráter neutro à solução salina.

Assim, pode-se dizer que a hidrólise salina irá ocorrer quando pelo menos um íon proveniente da dissociação do sal reagir com um íon proveniente da autoionização da água.

DEFININDO O CARÁTER DE UMA SOLUÇÃO SALINA

O caráter da solução salina irá depender da força dos ácidos e das bases que deram origem ao sal que irá (ou não) passar pelo processo de hidrólise salina.

Para tal, se faz necessário o conhecimento da força dos ácidos e bases, uma vez que isto será determinante na compreensão de quais íons irão reagir com a água.

SAIS DERIVADOS DE UM ÁCIDO FORTE E UMA BASE FORTE

Sais derivados de ácido e base fortes não são capazes de reagir com a água quando dissolvidos, ou seja, as concentrações de [H+] e [OH-] permanecem iguais. Sendo assim, a solução apresenta caráter neutro.

Exemplo:

O cloreto de sódio, NaCl não sofre hidrólise salina.

NaCl(aq) ⇌ Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)
H²O⁽ˡ⁾ ⇌ H⁺⁽ˡ⁾ + OH⁻⁽ˡ⁾                      
NaCl(aq) + H²O ⇌ Na+ Cl- + H⁺+ OH⁻ pH = 7

Observe que os íons provenientes da dissociação do cloreto de sódio não reagiram com a água, uma vez que são oriundos de um ácido forte e uma base forte. Logo, não ocorreu hidrólise salina. Sendo assim, a solução irá apresentar caráter neutro (pH = 7).

SAIS DERIVADOS DE UM ÁCIDO FORTE E UMA BASE FRACA

Os íons provenientes do ácido não irão reagir com a água, enquanto os da base sim. Isso faz com os íons [OH-] sejam consumidos, enquanto a concentração de íons [H+] permanece constante. Assim, a solução irá apresentar caráter ácido, ou seja, pH < 7.

Exemplo: NH⁴NO³

NH⁴NO³(aq) ⇌ NH⁴⁺(aq) + NO³-(aq)
H²O⁽ˡ⁾  ⇌  H⁺ + OH⁻                             
NH⁴NO³(aq) + H²O ⇌ NH⁴OH(aq) + H⁺ + NO³-(aq) pH < 7

Observe que nos produtos há apenas íons H+ no meio, pois os íons OH- se uniram com cátions amônio, formando hidróxido de amônio. Isso ocorreu pois o NH4+ é oriundo de uma base fraca, enquanto o NO3- é oriundo de um ácido forte. Isso explica o fato do caráter da solução ser ácido (pH <7).

SAIS DERIVADOS DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E UMA BASE FORTE

Os íons provenientes da base não irão reagir com a água, enquanto os do ácido irão. Os íons [H+] serão consumidos, enquanto a concentração de íons [OH-] permanecerá constante. Assim, a solução irá apresentar caráter básico, ou seja, pH > 7.

Exemplo: KCN

KCN(aq) ⇌ K⁺(aq) + CN-(aq)
H²O⁽ˡ⁾   ⇌   H⁺   +   OH-       
KCN(aq) + H²O ⇌ HCN(aq) + K⁺ (aq) + OH- pH7

Note que como o K+ é proveniente de uma base forte e o CN- é proveniente de um ácido fraco, apenas este último reage com a água, produzindo HCN. Isso explica o caráter básico da solução (pH > 7).

SAIS DERIVADOS DE UM ÁCIDO FRACO E UMA BASE FRACA

Tanto os íons provenientes do ácido quanto os íons provenientes da base reagem com a água. O pH da solução será em torno de 7, porém seu valor exato irá depender da força de cada ácido ou base que originou os íons em questão.

Exemplo: (NH⁴)²S

(NH⁴)²S (aq) ⇌ NH⁴⁺(aq) + S²-(aq)
H²O⁽ˡ⁾  ⇌  H⁺  +  OH-                
(NH⁴)²S(aq) + H²O ⇌ NH⁴OH(aq) + H²S(aq)

Note que os íons provenientes da dissociação do sal são oriundos de ácidos e bases fracas. Assim, a concentração de íons H+ e OH- será praticamente igual a 0, e o pH da solução será em torno de 7.

CONSTANTE DE HIDRÓLISE (Kh)

A expressão do equilíbrio da hidrólise salina pode ser representada por uma constante, Kh.

Essa constante representa o equilíbrio ocorrido na hidrólise de um sal, e é definida como as demais constantes de equilíbrio, a partir da relação entre as concentrações dos produtos e dos reagentes:

Exemplo:
NH⁴⁺(aq) + H²O ⇌ NH⁴OH + H⁺

A água não entra na constante de hidrólise, por estar no estado líquido, e nem os íons que não reagem com ela, ou seja, não sofrem hidrólise

Kh = [NH4OH] . [H+]/[NH4+]

SOLUÇÃO TAMPÃO

Solução-tampão é uma solução formada por um ácido fraco e um sal derivado desse ácido, ou por uma base fraca e um sal derivado dessa base. A característica mais importante de uma solução-tampão é que esta resiste a grandes variações de pH. Um exemplo de solução-tampão é o sangue, cujo pH se encontra na faixa de 7,3-7,5.

OBSERVAÇÃO

O pH sanguíneo precisa se manter nessa faixa, de maneira que as funções biológicas ocorram corretamente. Variações bruscas de pH sanguíneo podem ser fatais. Dessa maneira, o nosso corpo cria mecanismo para que este pH não sofra variações bruscas: as soluções-tampão.

Existem dois tipos de solução-tampão, que podem ser formados pela mistura de:

1. ácido fraco com sua base conjugada;

2. base fraca com seu ácido conjugado.

MISTURA DE ÁCIDO FRACO COM SUA BASE CONJUGADA

Esse tampão será formado pela mistura de um ácido fraco com um sal que apresenta o mesmo ânion desse ácido.

Considere um tampão formado por H3CCOOH, um ácido fraco, e pelo sal acetato de sódio. Note que ambos apresentam o ânion CH3COO-. Como o sal se ioniza muito pouco por ser fraco, os ânions acetato são formados praticamente a partir da dissociação do sal.

A dissociação do sal e a ionização deste ácido são representadas por:

Considere as seguintes situações: adição de pequena quantidade de um ácido forte ao tampão, e adição de pequena quantidade de base ao tampão.

A adição de um ácido forte ao tampão aumenta a concentração do íon hidrônio, H3O+. Como o ácido acético é um ácido fraco, o ânion acetato possui grande afinidade pelo próton (H+). Dessa forma, eles reagem e mais ácido acético é formado:

H³CCOO-(aq) + H³O⁺¹(aq) ⇌ H³CCOOH(aq) + H²O(l)

O pH do meio não sofre grandes alterações, mas, se mais ácido for adicionado a ponto de todo ânion acetato ser consumido, o efeito tampão se encerrará.

Já a adição de pequenas quantidades de uma base forte fará com que os íons OH provenientes da base sejam neutralizados pelos íons H+ oriundos da ionização do ácido acético. Assim, a [H+] irá diminuir, deslocando a reação no sentido da ionização do ácido. A variação de pH será ínfima, e a concentração de H+ será praticamente constante.

Como no primeiro caso, se mais base for adicionada a ponto de todo o ácido ser consumido, o efeito tampão se encerrará.

MISTURA DE BASE FRACA COM SEU ÁCIDO CONJUGADO

Esse tampão será formado pela mistura de uma base fraca com um sal que apresente o mesmo cátion da base.

Considere um tampão formado por Mg(OH)2, uma base fraca e pelo sal MgCl2. Observe que ambos apresentam o cátion Mg2+. Como a dissociação da base é muito baixa uma vez que esta é fraca, os íons Mg2+ são praticamente todos oriundos da dissociação do sal.

A dissociação desta base e deste sal são representadas por:

Considere as seguintes situações: adição de pequena quantidade de um ácido forte ao tampão, e adição de pequena quantidade de base ao tampão.

A adição de pequenas quantidades de um ácido forte fará com que os íons H+ oriundos da sua ionização sejam neutralizados pelos íons OH- oriundos da dissociação do Mg(OH)2, levando a um deslocamento da reação para o sentido de dissociação da base.

Como a concentração de íons OH- permanece constante, a variação de pH, caso ocorra, será muito pequena. Como nos demais casos, no caso de se continuar adicionando ácido, o efeito tampão cessará.

Com a adição de uma base forte, haverá mais íons OH-disponíveis no meio, que irão reagir com os íons magnésio do sal, produzindo mais Mg(OH)2.

O aumento de Mg(OH)2 no meio compensa o aumento de íons OH-; assim, o pH não irá sofrer alterações significativas. O efeito tampão cessará, como nos demais casos, caso todos os íons Mg2+forem consumidos.

CÁLCULO DO pH OU pOH DE UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO

Henderson e Hasselbalch foram os cientistas responsáveis por desenvolver uma expressão que permitisse calcular o pH ou o pOH de uma solução tampão formada por ácido fraco/sal de mesmo ânion ou por base fraca/sal de mesmo cátion:

OBSERVAÇÃO

O pKa e pKb podem ser calculados a partir da seguinte relação:

pKa = – log Ka ou pKb = – log Kb

EXERCÍCIO RESOLVIDO

01. Certos sais podem produzir soluções básicas, quando dissolvidos em água. Escolha, dentre os sais abaixo, aquele
que se enquadra na proposição acima.

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

Resolução: B

O sal que irá apresentar solução com caráter básico será
aquele que foi formado por um ácido fraco e uma base forte,
que é o caso do Na²CO³:

Na²CO³⁽ˢ⁾ → 2 Na+(aq) + CO³ -² (aq)
H²O  →  H⁺  +  OH-        
Na²CO³⁽ˢ⁾ + H²O⁽ˡ⁾ → 2 Na⁺ + OH⁻ + H²CO³

Como o cátion sódio é proveniente de uma base forte, não sofre hidrólise. Já o íon carbonato, que é proveniente de um ácido fraco, tenderá a se unir com os íons H+, formando ácido carbônico, H²CO³

Isso fará com que se tenha em solução íons OH- livres, que conferirão um caráter básico à solução.