Aula Kps

1. Hidrólise salina,
solução-tampão e kps
Apostila 4 – mód. 10
2° EM – Prof.ª Layzza Soffner

2. Por que a pia de mármore ou os nossos
dentes não se dissolvem na água?

3.  Quando dissolvemos um ácido em água pura, o pH diminui.
 Já quando dissolvemos uma base na água, o pH aumenta.
E quando dissolvemos um sal na água, o pH se modifica? Ou o meio permanecerá neutro?

4. Hidrólise salina é um processo
reversível, no qual um íon,
provindo de um sal, interage
com a água, podendo causar
mudanças no ph do meio.

5. Quando queremos descrever a hidrólise salina de uma
espécie, seguimos três etapas:
1) Promover a reação entre o sal e a água para formar o ácido e a base que originaram o sal
(processo inverso à neutralização):
Sal + Água → Ácido + Base

6. 2) Reescrever a equação anterior dissociando/ionizando os eletrólitos fortes, já que eles se encontrarão na
forma de íons em solução aquosa.
OBS:
• O sal é um eletrólito forte.
• A água é um eletrólito fraco.
• As bases fortes são as da família 1A e quase todas da 2A (exceto as bases formadas por berílio e magnésio).
• Os hidrácidos fortes são HCl, HBr e HI. Os oxiácidos fortes são aqueles em que a diferença entre o número de oxigênios e
o número de hidrogênios resulta em um valor maior ou igual a 2, como o H2 ou o HNO3

7. 3) Reescrever a equação do item 2 cancelando as espécies que aparecem em ambos os lados da
equação.

8. Hidrólise salina de um sal derivado de base forte e ácido fraco
Tomemos como exemplo a hidrólise salina do cianeto de sódio (NaCN). Seguindo as etapas descritas,
teremos:
1) Reação entre o sal e a água para formar o ácido e a base:
2) Reescrevendo a equação anterior, mas dissociando/ionizando os eletrólitos fortes:
3) Reescrevendo a equação anterior, cancelando as espécies iguais que aparecem em ambos os lados:

9. • Ao dissolver o cianeto de sódio em água, o pH vai aumentar, devido à produção de íons OH-
• O íon CN- é a espécie que sofre a hidrólise.
• O íon Na+ não participou do processo. Sendo assim, é denominado íon espectador.
Concluímos então que, ao dissolver em água um sal derivado de uma base forte e um ácido fraco, o pH aumenta.

10. Hidrólise salina de um sal derivado de base fraca e ácido forte
Vamos agora analisar a hidrólise salina do cloreto de amônio (NH4Cl). Seguindo as etapas, teremos:
1) Reação entre o sal e a água para formar o ácido e a base:
2) Reescrevendo a equação anterior, mas dissociando/ionizando os eletrólitos fortes:
3) Reescrevendo a equação anterior, cancelando as espécies iguais que aparecem em ambos os lados:

11. • Ao dissolver o cloreto de amônio em água, o pH vai diminuir, devido à produção de íons H+
• O íon NH4
+ é a espécie que sofre a hidrólise.
• O íon Cl- é um íon espectador.
Concluímos então que, ao dissolver em água um sal derivado de uma base fraca e um ácido forte, o pH diminui.

12. Hidrólise salina de um sal derivado de base forte e ácido forte
Tomemos agora como exemplo a hidrólise salina do cloreto de sódio (NaCl). Teremos as seguintes etapas:
1) Reação entre o sal e a água para formar o ácido e a base:
2) Reescrevendo a equação anterior, mas dissociando/ionizando os eletrólitos fortes:
3) Reescrevendo a equação anterior, cancelando as espécies iguais que aparecem em ambos os lados:

13. • Não há hidrólise salina ocorrendo, pois não há espécies interagindo com a água na equação final. Na realidade, o
que ocorre é a autoionização da água e a simples dissolução do sal.
• O pH do meio será neutro.
• Os íons Na+ e Cl- são íons espectadores.
Concluímos então que, ao dissolver em água um sal derivado de uma base forte e um ácido forte, o pH será neutro.

14. Hidrólise salina de um sal derivado de base fraca e ácido fraco
Como último exemplo, tomemos a hidrólise salina do cianeto de amônio (NH4CN), seguindo as mesmas
etapas:
1) Reação entre o sal e a água para formar o ácido e a base:
2) Reescrevendo a equação anterior, mas dissociando/ionizando os eletrólitos fortes:
3) Não há espécies para serem canceladas, logo, a equação da hidrólise salina é:

15. Ao dissolver o cianeto de amônio em água, o pH será levemente ácido ou levemente básico, dependendo
das constantes de ionização do ácido (Ka) e da constante de dissociação da base (Kb).Ou seja:
• Os íons NH4
+ e CN- são as espécies que sofrem hidrólise.
• Não há íons espectadores.
Concluímos então que, ao dissolver em água um sal derivado de uma base fraca e um ácido fraco, o
pH pode ser levemente ácido ou básico.

16. Constante de hidrólise
A hidrólise salina é um processo reversível, e por isso há uma constante de equilíbrio envolvida
nessa reação. Essa constante é denominada constante de hidrólise (Kh):
O HCN formado na reação de hidrólise, apesar de apresentar um grau de ionização baixo, é parcialmente
ionizado de acordo com a equação:

17. Substituindo (b) em (a), temos:

18. Através do desenvolvimento apresentado, concluímos que:
• Um sal derivado de uma base forte e um ácido fraco terá a constante de equilíbrio:
Seguindo a mesma dedução lógica para os outros casos, teremos:
• Sal derivado de ácido forte e base fraca:
• Sal derivado de ácido fraco e base fraca:

22. Exercícios para o lar:
Pág.: 331 (Apenas as questões 1 e 2)
Pág.: 332 (Apenas as questões 7 e 10)

23. Solução-Tampão
é aquela que resiste a variações
significativas de pH após a adição
de quantidades pequenas de
ácidos, bases ou água.

24. Como preparar soluções–tampão?
Existem dois tipos de sistema tamponado, os ácidos (pH < 7) e os básicos (pH > 7).

25. Como ocorre a manutenção do pH numa solução-tampão
Tomemos como exemplo uma solução-tampão
formada por ácido cianídrico (HCN) e cianeto de
sódio (NaCN).
1ª) Adição de base à solução–tampão
2ª) Adição de ácido à solução-tampão

26. Como calcular o pH das soluções-tampão??
Cálculo do pH
Aplicando
logaritmo negativo
Algumas considerações:
• Como o HCN é um ácido fraco, ele apresenta um grau de ionização baixo. Portanto, a
sua concentração na situação de equilíbrio é praticamente igual à sua concentração
inicial.
• A concentração de CN- no meio é provinda de duas fontes diferentes: da dissociação
do sal e da ionização do ácido, ambos utilizados no preparo do tampão. Porém, como já
vimos, o ácido fraco se ioniza pouco, gerando pouco CN-. Logo, praticamente todo o CN-
presente no meio veio da dissociação do sal.

27. Através dessas considerações,
chegamos à equação de
Henderson-Hasselbalch:

28. Kps
Exemplo:
Dissolução
Dissociação
Representar em um único esquema
Como o cloreto de prata que se encontra no estado aquoso é completamente dissociado, esse mesmo
esquema pode ser ainda mais bem representado:

29. Relação
qualitativa entre
solubilidade e Kps

30. Relação quantitativa entre solubilidade e Kps
Exemplo 1: Relação entre os íons de 1 : 1
Exemplo 2: Relação entre os íons de 1 : 2 ou 2 : 1
Exemplo 3: Relação entre íons de 1 : 3 ou 3 : 1

31. Previsão de precipitação
A constante do produto de solubilidade (Kps)máxima que
determinada substância pode ser solubilizada, ou seja, o um
indicador do limite de solubilidade.
Quando o produto da concentração dos íons dessa substância
presentes em solução superar o valor da constante do produto
de solubilidade (Kps) substância, teremos:

32. • O Qps é uma medida instantânea da equação de equilíbrio químico;
• É calculada da mesma forma que o Kps (considerando-se as concentrações presentes
das espécies).
Exemplo: Em uma solução, a concentração de íons Ca2+ é igual a 10-6 mol/L e a
concentração dos íons CO3
2- é 10-2 mol/L. Determine se nessa solução existirá a formação
do precipitado de carbonato de cálcio.
Dados: Kps do carbonato de cálcio na temperatura da solução = 10-10

33. Efeito do íon comum sobre a solubilidade
Imagine uma solução contendo certa quantidade de cloreto de prata. O equilíbrio de dissolução para
esse sal está representado a seguir:
Ao adicionar a essa solução
íons cloreto estaremos
aumentando a concentração
desses íons em solução.
o equilíbrio será deslocado
para a esquerda, inibindo a
formação dos íons Ag+ e Cl-,
e precipitando AgCl.
Inibir a formação dos íons
significa diminuir a solubilidade
do cloreto de prata.

34. A presença de um íon comum ao
equilíbrio de dissolução acarreta a
diminuição da solubilidade da
substância a ser dissolvida.

35. Exemplo:
A solubilidade do AgCl em água pura é de 1,3 x 10-5 mol/L. Determine a solubilidade do cloreto de
prata em uma solução 0,02 mol/L de NaCl. Considere o Kps do AgCl igual a 1,7 x 10-10.

36. Exercícios
Praticando o aprendizado (pág.: 330) -> TODAAAA
Desenvolvendo habilidades (pág.: 331) -> TODAAA