Produto da Solubilidade em Ácidos e Bases


Quando uma substância é colocada em presença de H20 pode dar origem a um equilíbrio químico. Ao adicionar um sal qualquer (BA) a um recipiente contendo H20, vão ocorrer dois processos espontâneos:

pH = -log [H+] = log = colog [H+J]

pOH = -log [OH-] = log roH,  = colog [OH-]

Produto da Solubilidade

Onde: pH = Potencial hidrogeniônico pOH = Potencial hidroxiliônico

Logo, aplicando os logaritmos decimais, na expressão: [H+] . [OH-] = 10-H tem-se: log [H+] + log [OH-] = -14 (- 1) + (-log[OH-]) = 14 pH + pOH = 14

A:     Dissolução:
BA (sólido) -> B+ + A~ (ambos em solução)

B:     Precipitação:
B+ + a- (solução) -> BA (sólido)

No início a Vd (velocidade de dissolução) é maior do que Vp (velocidade de precipitação). Com o passar do tempo Vd diminui e Vp aumenta até se igualarem. É neste ponto que a solução se torna saturada, atingindo o Equilíbrio da Dissolução. O equilíbrio dinâmico sendo atingido, pode-se aplicar a Lei de Ação das Massas, na fase aquosa: [B+][A-J]

Desta forma o pH e pOH são números que indicam a acidez, basicidade ou a neutralidade da solução. De acordo com a escala de pH e pOH, podemos considerar:

POH       14   13    12    11     10    9      8      7      65       43      2      1       O      pOH

[H*] decrescente e [OH ] crescente
[H*] crescente e [OH ] decrescente

O valor do Kps é constante para cada substância a uma determinada temperatura. Vejamos, por exemplo, soluções aquosas, a 25°C.

Observações: Os valores do Kps somente permanecem constantes, em soluções saturadas de eletrolitos pouco solúveis. Quando os eletrolitos são pouco solúveis, liberando poucos íons em meio aquoso, estabelece uma condição ideal para que possa adquirir o equilíbrio. Os valores de Kps são determinados experimentalmente, sendo extremamente pequenos, por serem eletrolitos fracos. Nas equações que se seguem, os sais e os produtos fortes serão reescritos dissociados em seus íons.

Solução ácida

O valor do Kps varia com a temperatura. Se a dissolução for endotérmica, aumentando-se a temperatura, aumenta-se a solubilidade, aumentando o valor do Kps; caso a dissolução seja exotérmica, as observações anteriores serão contrárias. Em resumo, para a equação genérica BA –> B + A, temos:

NaCN + HOH

HCN + NaOH

quando: [B+][A~] < Kps quando: [B+][A~] = Kps quando: [B+][A~] > Kps

Quando um sal é colocado em H20, ocorre a dissociação em eletrolitos e verificamos experimentalmente que a solução aquosa poderá ser ácida, básica ou neutra, devido a liberação de íons H+ ou OH-. Portanto: Hidrólise de um sal é a reação entre o sal e a água produzindo o ácido e a base correspondentes.

A reação:
SAL + H20
ACIDO + BASE

Praticamente não há ionização do ácido nem da base. A solução terá caráter praticamente neutro.

Sais de ácido forte e base forte

Não sofrem hidrólise e resultam soluções neutras. Exemplo: NaQ em água.

Observações:
1. quem sofre hidrólise não é o sal, mas apenas o íon correspondente ao ácido ou base fracos.
2. o íon que hidrolisa liberta, em água, o íon de carga de menor sinal (o H+ ou OH~).

Para que a interpretação seja melhor não podemos esquecer de alguns detalhes:

um sal é um composto iônico.
a água é predominantemente molecular.
um ácido ou uma base fraca é predominantemente molecular.
um ácido ou uma base forte é predominantemente iônico.

3. a hidrólise pode mudar o pH da solução:
Quando libera H+, solução ácida pH < 7. Quando libera OH~, solução básica pH > 7.
Quando o sal é formado por um ácido e uma base igualmente forte ou igualmente fraco, a solução será no final neutra, isto é, de pH = 7, como na água pura.

O grau de hidrólise segue a definição de grau de ionização, já visto anteriormente, ou seja:
n° de móis hidrolisados
n° de móis iniciais

Devemos primeiramente considerar:
a)        sempre a equação iônica de hidrólise.
b)        [H20] é praticamente constante, portanto já está incluído no Kh.

Tomaremos como exemplo a hidrólise de sal de ácido forte e base fraca. Entretanto, essa determinação pode ser feita diretamente na fórmula molecular, desde que se conheçam algumas regras. O número de oxidação de cada átomo constituinte da molécula de uma substância é igual a zero. Exemplo: substância simples hidrogênio (H2). O par eletrônico é fraternalmente compartilhado, não sendo, portanto, “doado” a nenhum dos átomos, já que não há diferença de eletronegatividade.

Conclusão:

Nas fórmulas para o cálculo de Kh temos sempre:
no numerador      ->   Kw = ICh14 (25°C).
no denominador   —»   K da substância(s) fraca(s).

Oxidação Práticas

Você acabou de aprender a determinar o NOX de um átomo utilizando-se da fórmula eletrônica ou da fórmula O número de oxidação de um íon simples (íon monoatômico) é igual à carga desse íon.

Em determinados compostos, alguns elementos bastante eletronegativos ou bastante eletropositivos apresentam seus átomos ou íons simples com número de oxidação constante. A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos constituintes de uma molécula é sempre igual a zero.

Quinta regra

A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos constituintes de um íon complexo (íon poliatômico) é sempre igual à carga do íon.