Hidrólise de sais

Introdução

Hidrólise é uma reação de decomposição de uma substância que ocorre pela água. A hidrólise salina é a inversa da reação de neutralização, que ocorre quando um sal reage em meio aquoso, normalmente resultando em íons. Esses íons podem mudar o pH da solução, deixando-a mais ácida ou mais básica, ou seja, dependendo da quantidade de H+ ou OH-, o pH não permanecerá neutro. Será mais ácida quando ocorre a decomposição de um cátion, e de um ânion, a solução será mais básica.

Os sais que irão reagir com a água podem ser classificados em três tipos: sais ácidos, que possuem hidrogênios ionizáveis na sua molécula; sais básicos, que apresentam hidroxila na sua molécula; e sais neutros, os quais não possuem nenhum dos dois citados anteriormente. As soluções resultantes também dependem da força do ácido ou base que deu origem ao sal, como mostrado a seguir:

• Sais derivados de ácidos e bases fortes: formam soluções de pH neutro quando dissolvidos em água, pois os íons derivados do sal não reagem com os íons da água.
• Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes: o ânion combina-se com os íons hidrogênios provenientes da água, formando um ácido fraco e deixando as hidroxilas livres na solução. Ou seja, o pH da solução será mais alcalino.
• Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas: ocorre o inverso do anterior, pois o cátion combina-se com a hidroxila, deixando os hidrogênios livres e, consequentemente, a solução com caráter ácido.
• Sais derivados de ácidos e bases fracas: quando a hidrólise for do cátion, resultará na formação de uma base não dissociada. Já quando for de ânion, resultará em um ácido fraco. Os íon hidrogênio e hidroxila restantes recombinam-se parcialmente para formar água. O que irá definir o resultado da reação são os valores das constante de dissociação, onde:

• Se ka>kb, a solução será ácida;
• Se ka
• Se ka=kb, a solução será neutra.

Para o caso de sais derivados de ácidos fracos e bases fortes, o equilíbrio global do ânion, a constante de equilíbrio desse processo (constante de hidrólise) e o pH (onde c é a concentração total do ânion e pK a constante de dissociação)  podem ser demonstrados pelas seguintes equações:

A- + H2O → HA + OH- ;        ;          [pic 1][pic 2]

Já para o caso de sais derivados de ácidos fortes e bases fracas, o equilíbrio global de hidrólise, a constante de hidrólise e o pH (onde c é a concentração total do cátion e pK a constante de dissociação) podem ser expressos como:

M+ + H2O → MOH + H+;        ;         [pic 3][pic 4]

        A seguir, segue alguns exemplos de sais e suas aplicações:

• Cloreto de sódio (NaCl) → É obtido através da evaporação e cristalização da água do mar nas salinas. Esse sal faz parte do dia a dia na culinária, também sendo utilizado no soro fisiológico ou caseiro e na obtenção de gás cloro, do hipoclorito de sódio e do hidróxido de sódio.
• Carbonato de sódio (Na2CO3) → Sua principal utilização é na produção de vidro, mas também participa da produção de corantes, no tratamento de piscinas, na produção de sabão e detergentes, entre outros.
• Bicarbonato de sódio (NaHCO3) → Utilizado principalmente em antiácidos estomacais. Tem grande importância na culinária, pois participa como fermento de massas, sendo utilizado também em extintores de incêndio, em cremes para clareamentos dentários, entre outros.
• Carbonato de cálcio (CaCO3) → É o principal componente do mármore. Também é utilizado para produzir cal virgem, cimento, na agricultura e, na natureza, encontra-se em conchas, corais e cascas de ovos, entre outros.
• Sulfato de cálcio (CaSO4) → É usado como matéria-prima do giz e, na forma hidratada, como gesso.
• Nitrato de sódio (NaNO3) → É utilizado na produção de fertilizantes e da pólvora negra, e conservante de carnes enlatadas e defumadas.
• Fluoreto de sódio (NaF) → è utilizado em algumas pastas de dente e enxaguante bucais, pois o fluoreto participa da formação do esmalte dental.
• Nitrato de potássio (KNO3) → Esse sal tem utilidade na conservação dos embutidos de carne, na composição de fertilizantes, dinamites e da pólvora negra.
• Carbonato de lítio (Li2CO3 ) → Esse sal é empregado como antidepressivos.
• Iodeto de potássio (KI) → A utilização desse sal é como fonte de iodo para a tireoide.        

Nos experimentos desta prática, serão avaliadas as alterações de pH decorrentes das reações de hidrólise de sais. Realizando cada etapa com o devido cuidado e com observações e registros de cada uma delas.

Materiais e métodos

Materiais gerais e reagentes:

• Tubos de ensaio
• Estante de tubos de ensaio
• Peagâmetro
• Acetato de sódio 0,1mol/L
• Cloreto de amônio 0,1mol/L
• Bicarbonato de sódio 0,1mol/L
• Carbonato de sódio 0,1mol/L
• Acetato de amônio 0,1mol/L
• Alaranjado de metila
• Béqueres
• Fenolftaleína
• Vermelho de metila
• Azul de bromotimol

Procedimento:

1. Foi colocado aproximadamente 20 gotas das soluções de acetato de sódio, cloreto de amônio, bicarbonato de sódio, carbonato de sódio e acetato de amônio em tubos de ensaio, sendo que para cada solução foi necessário 4 tubos de ensaio.
2. Em cada tubo de ensaio de cada solução foi colocado duas gotas dos indicadores alaranjado de metila, fenolftaleína, vermelho de metila e azul de bromotimol.
3. O pH de cada solução foi calculado baseado na coloração obtida com os indicadores ácido-base e os resultados foram interpretados.
4. O pH de cada solução foi calculado utilizando um pHmetro e os resultados foram anotados na tabela.
5. Foram adicionados 50mL de uma solução de cloreto de amônio 0,1mol/L em um béquer e seu pH foi calculado.
6. Foram adicionados 50mL de uma solução de acetato de sódio 0,1mol/L em um béquer e seu pH foi calculado.
7. Foram adicionados 50mL de uma solução de acetato de amônio 0,1mol/L em um béquer e seu pH foi calculado.
8. Foram adicionados 50mL de água destilada em um béquer e seu pH foi calculado. Em seguida, foram adicionadas algumas pitadas de cloreto de sódio na água destilada e o pH foi calculado novamente. Os pH’s foram comparados e o resultado foi anotado na tabela.

Resultados e discussão

Para a primeira parte da prática, acrescentou-se a quatro tubos de ensaio 20 gotas da solução indicada (o grupo referente ficou responsável por Nh4OH e CH3COON H4) e adicionaram-se duas gotas do indicador em questão, gerando a seguinte tabela:

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