Grade 11 → Equilíbrio ↓
Hidrólise de sais
A química é uma disciplina fascinante que explica a natureza e o comportamento das substâncias. Um fenômeno interessante é o processo de hidrólise de sais. Compreender o conceito de hidrólise de sais é importante para explicar muitos processos químicos e equilíbrios na natureza e na indústria.
O que é hidrólise?
Hidrólise literalmente significa "reação com água". Em termos químicos, refere-se ao processo em que a água reage com um composto para decompô-lo em outras substâncias. Quando falamos em hidrólise de sais, referimo-nos à reação química que ocorre quando o sal se dissolve em água, frequentemente formando soluções ácidas ou alcalinas.
Introdução aos sais
Sais são compostos iônicos compostos de íons positivamente carregados chamados cátions, e íons negativamente carregados chamados ânions. Esses íons podem se originar de ácidos e bases. Por exemplo, o cloreto de sódio (NaCl
) é um sal composto de íons de sódio (Na +
) e íons cloreto (Cl -
).
Equação geral para a formação de sais:
Ácido + Base → Sal + Água
Tipos de hidrólise de sais
Quando os sais se dissolvem em água, eles podem sofrer hidrólise, o que pode causar uma alteração no nível de pH da solução. A natureza dos íons presentes no sal determina se a solução se torna ácida, alcalina ou neutra.
1. Sais de ácidos fortes e bases fortes
Sais formados de ácidos fortes e bases fortes, como NaCl
(cloreto de sódio), geralmente não sofrem hidrólise. Isso ocorre porque tanto o cátion quanto o ânion são estáveis e não reagem com a água. Portanto, a solução permanece neutra com um pH em torno de 7.
2. Sais de ácidos fracos e bases fortes
Considere o sal acetato de sódio (CH 3 COONa
). Ele é derivado do ácido acético fraco (CH 3 COOH
) e da base forte hidróxido de sódio (NaOH
).
Quando o CH 3 COONa
se dissocia na água, o íon acetato (CH 3 COO -
pode reagir com a água, produzindo íons hidroxila (OH -
):
CH3COO - + H2O ⇌ CH3COOH + OH -
Esse processo resulta em uma solução alcalina com um valor de pH maior que 7.
3. Sais de ácidos fortes e bases fracas
O cloreto de amônio (NH 4 Cl
) é um exemplo de sal formado pelo ácido forte ácido clorídrico (HCl
) e pela base fraca amônia (NH 3
).
Com cloreto de amônio, o íon amônio (NH 4 +
) sofre hidrólise:
NH 4 + + H 2 O ⇌ NH 3 + H 3 O +
A presença de íons H 3 O +
desloca o pH para o lado ácido, por isso a solução é ácida e tem um valor de pH inferior a 7.
4. Sais de ácidos fracos e bases fracas
Sais obtidos de ácidos fracos e bases fracas têm um comportamento mais complexo. Esses sais (por exemplo, acetato de amônio (CH 3 COONH 4
)) podem ser hidrolisados tanto no lado do cátion quanto no ânion.
Dependendo dos valores de K_a
e K_b
do ácido e da base originais, a solução pode ser ácida, básica ou neutra.
Equilíbrio químico na hidrólise
O equilíbrio químico desempenha um papel importante na dissolução de sais. No equilíbrio, a velocidade da reação direta (dissociação dos íons na água) é igual à velocidade da reação inversa (recombinação dos íons).
Considere a hidrólise do acetato de sódio. Em solução, o seguinte equilíbrio dinâmico é estabelecido:
CH3COO - + H2O ⇌ CH3COOH + OH -
A posição desse equilíbrio pode ser afetada por alterações na concentração, temperatura ou pressão, conforme determinado pelo princípio de Le Chatelier.
Fatores que afetam a hidrólise de sais
Vários fatores podem afetar a extensão da hidrólise em uma solução:
Presença de ácido ou álcali em excesso
Adicionar um ácido ou base externo a uma solução pode alterar a posição do equilíbrio. Por exemplo, adicionar HCl
à mistura de hidrólise do acetato de sódio deslocará o equilíbrio para a esquerda, suprimindo a hidrólise e reduzindo a concentração de íons OH -
.
Efeito da concentração de íons
Segundo o princípio de Le Chatelier, aumentar a concentração de um dos íons envolvidos no equilíbrio pode alterar a reação. Por exemplo, adicionar íons de sódio pode diminuir a extensão da hidrólise do íon acetato.
Exemplo de hidrólise com representação visual
Para entender como a hidrólise funciona, considere um béquer com uma solução salina. Abaixo está uma representação esquemática:
Aplicações práticas
Compreender a hidrólise de sais é importante tanto teórica quanto praticamente. Aqui estão alguns exemplos:
Tampão
A hidrólise desempenha um papel importante na criação de soluções tampão, que são soluções que podem resistir a mudanças no pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas. Por exemplo, o íon acetato do acetato de sódio atua como um tampão no sangue e em outros sistemas biológicos.
Química do solo
A acidez ou alcalinidade do solo pode ser afetada pela hidrólise dos sais presentes nele. Isso afeta a disponibilidade de nutrientes para as plantas e a produtividade agrícola.
Exemplos para prática
Aqui estão algumas perguntas para testar sua compreensão:
- Quando o cloreto de potássio (
KCl
) é dissolvido em água, preveja o pH da solução. - Identifique se a solução de
Nh 4 NO 3
em água é ácida, básica ou neutra.
Conclusão
A hidrólise de sais é um conceito fundamental em química que nos ajuda a entender como os compostos reagem com a água e como isso afeta seu comportamento e propriedades. Esta compreensão é essencial para explicar uma variedade de processos naturais e industriais. Ao analisar a hidrólise de sais, obtemos informações sobre o equilíbrio dos íons na solução e como isso afeta o nível de pH e o equilíbrio químico geral.