Hidrólise Salina Exercícios

O que realmente acontece na hidrólise salina (e por que os livros não contam isso)

A maioria dos exercícios de hidrólise salina que você encontra na internet segue o mesmo modelo chato: sal forte + ácido forte = neutro, sal de ácido fraco + base forte = básico, e por aí vai. Funciona para provas de múltipla escolha, mas quando você entra num laboratório ou se depara com um problema real, a coisa não é tão linear assim. Eu já vi alunos travarem em exercícios que envolvem sais como o fluoreto de amônio (NH4F) porque o livro tratava tudo como se tivesse apenas um equilíbro acontecendo. Na prática, você tem dois equilíbrios simultâneos competindo. O NH4+ tende a acidificar e o F- tende a alcalinizar. O pH final depende de qual constante é maior. Se Ka do NH4+ for aproximadamente igual a Kb do F-, o pH fica perto de 7. Se não forem iguais, você escolhe qual vence. Isso não é ensinado direito em nenhum material didático que eu vejo por aí.

hidrólise salina exercícios — como abordar na prática

O primeiro passo que eu recomendo é esquecer o macete de decorar categorias de sais. Aprenda a pensar em termos de pares conjugados. Quando você dissolve um sal em água, ele se dissocia completamente nos íons. Aí você pergunta: esse íon reage com água? Para responder, olhe o par ácido-base conjugado do íon em questão. Se o íon é a base conjugada de um ácido fraco, ele hidrolisa. Se é o ácido conjugado de uma base fraca, ele também hidrolisa. Se veio de ácido forte ou base forte, ignore. Vou dar um exemplo concreto. Considere o acetato de sódio (CH3COONa). Ele se dissocia em Na+ e CH3COO-. O Na+ vem do NaOH, que é base forte, então não hidrolisa. O CH3COO- é a base conjugada do ácido acético, que é fraco (Ka 1,8 × 10^-5). Então o acetato reage com a água: CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-. A constante de hidrólise Kh é Kw/Ka. Substituindo os valores: Kh = 1,0 × 10^-14 / 1,8 × 10^-5 = 5,56 × 10^-10. Se a concentração inicial do sal for 0,1 mol/L, você monta a tabela de equilíbrio e chega a uma concentração de OH- de aproximadamente 7,45 × 10^-6 mol/L, o que dá pOH 5,13 e pH 8,87. A solução é básica. Isso é exatamente o que acontece no preparo de soluções tamponas de acetato.

Agora o exercício que sempre causa dor de cabeça: sais de ácido fraco e base fraca. O acetato de amônio (CH3COONH4) é o exemplo clássico. Tanto o NH4+ quanto o CH3COO- hidrolisam. A fórmula aproximada do pH é pH = 7 + ½(pKa - pKb), onde pKa é do ácido e pKb é da base. No caso do acetato de amônio, pKa do ácido acético é 4,76 e pKb da amônia é 4,75, então o pH é basicamente 7. Quase neutro. Mas e se você tiver o formiato de amônio? Aí o pH muda porque o pKa do ácido fórmico é diferente. É aí que muitos exercícios pegam os alunos de surpresa. Um problema real que eu enfrentei foi com um exercício que envolvia cloreto de amônio (NH4Cl) a uma concentração altíssima, algo em torno de 5 mol/L. A abordagem padrão com a fórmula simplificada dava um pH de cerca de 4,63. Mas quando medimos na prática, o pH era um pouco mais baixo. O motivo? A aproximação de que a atividade dos íons é igual à concentração quebra em soluções concentradas. Você precisa usar atividades ou corrigir pela força iônica. Em exercícios de graduação avançada, isso aparece de vez em quando. A correção pelo modelo de Debye-Hückel resolve, mas na maioria dos casos só pedir para usar a constante termodinâmica ajustada já é suficiente.

Exercícios resolvidos passo a passo

Vou passar três exercícios que cobrem os cenários mais comuns e que aparecem com frequência em listas de hidrólise salina exercícios.

Exercício 1: sal de ácido fraco com base forte

Calcule o pH de uma solução 0,05 mol/L de cianeto de sódio (NaCN) a 25°C. Dados: Ka do HCN = 6,2 × 10^-10. O CN- é a base conjugada do HCN. A constante de hidrólise é Kh = Kw/Ka = 1,0 × 10^-14 / 6,2 × 10^-10 = 1,61 × 10^-5. Montando o equilíbrio: CN- + H2O HCN + OH-. Pelo método de aproximação, [OH-] = raiz de (Kh × C) = raiz de (1,61 × 10^-5 × 0,05) = raiz de 8,05 × 10^-7 = 8,97 × 10^-4 mol/L. pOH = 3,05 e pH = 10,95. Solução bastante básica, como esperado.

Exercício 2: sal de ácido forte com base fraca

Calcule o pH de uma solução 0,1 mol/L de nitrato de amônio (NH4NO3) a 25°C. Dados: Kb da NH3 = 1,8 × 10^-5. O NH4+ é o ácido conjugado da amônia. Kh = Kw/Kb = 1,0 × 10^-14 / 1,8 × 10^-5 = 5,56 × 10^-10. Equilíbrio: NH4+ + H2O NH3 + H3O+. [H3O+] = raiz de (Kh × C) = raiz de (5,56 × 10^-10 × 0,1) = raiz de 5,56 × 10^-11 = 7,46 × 10^-6 mol/L. pH = 5,13. Solução ácida, consistente com a hidrólise do cátion.

Exercício 3: sal de ácido fraco e base fraca

Determine o pH de uma solução 0,2 mol/L de acetato de amônio (CH3COONH4) a 25°C. Dados: Ka do ácido acético = 1,8 × 10^-5 e Kb da amônia = 1,8 × 10^-5. Neste caso, ambos os íons hidrolisam. Usando a fórmula pH = 7 + ½(pKa - pKb), onde pKa = -log(1,8 × 10^-5) = 4,74 e pKb = -log(1,8 × 10^-5) = 4,74. O resultado é pH = 7 + ½(4,74 - 4,74) = 7,00. A solução é neutra porque as constantes do par conjugado são idênticas. Se os valores fossem diferentes, o pH se desviaria proporcionalmente da diferença entre eles.

Se você está procurando material complementar com mais questões para praticar hidrólise salina exercícios, dá uma olhada nas listas do Prof. Antonio Carlos da Universidade Federal de Minas Gerais, que tem uma coleção boa organizada por nível de dificuldade. O site da Universidade de São Paulo também pubblica listas similares nos materiais de apoio de química geral. Uma última observação prática: ao resolver esses exercícios, preste atenção nas unidades e nas temperaturas. Todas as constantes que usei aqui valem a 25°C. Se a temperatura mudar, o valor de Kw muda também, e isso afeta diretamente o Kh e consequentemente o pH calculado. Em exames, já vi questão pedirem o pH de um sal a 60°C sem avisar que Kw seria diferente. O valor de Kw a 60°C é aproximadamente 9,6 × 10^-14, quase dez vezes maior que a 25°C. Isso altera significativamente o resultado final, e quem não presta atenção nisso perde pontos fáceis.