6- O pH de soluções de sais

          Quando um sal se dissolve na água, o pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da natureza do sal:

• Se for um sal de ácido forte e base forte, o pH é próximo de 7 (neutro), e nenhum dos íons hidrolisam. Ex: NaCl, K₂SO₄.

• Se for um sal de ácido fraco e base forte, a solução é básica (pH > 7), pois somente o ânion hidrolisa, aumentando a concentração de íons OH^-. Ex: NaF, K(CH₃COO).

• Se for um sal de ácido forte e base fraca, a solução é ácida (pH < 7), pois somente o cátion hidrolisa, aumentando a concentração de íons H₃O⁺. Ex: NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃.

• No caso de um sal de ácido e base fracos, ambos os íons sofrerão hidrólise. Para se determinar o pH da solução, precisaremos conhecer os valores de K_h para o ânion e para o cátion. Se o K_h para hidrólise do cátion (que tende a tornar a solução ácida) for maior do que o K_h para hidrólise do ânion (que tende a tornar a solução básica), a solução será ácida, por causa de um pequeno excesso de íons H₃O⁺. E vice-versa.

          7- O efeito tampão

          Uma solução tampão (ou simplesmente tampão) é uma solução que sofre apenas pequena variação de pH quando a ela são adicionados íons ou H⁺ ou OH^-. É uma solução que contém um ácido e sua base conjugada, em concentrações aproximadamente iguais. Um bom exemplo é uma solução de ácido acético e íons acetato em concentrações quase iguais. De que maneira a combinação CH₃COOH / CH₃COO^- tampona a solução? Considere o seguinte equilíbrio:

CH₃COOH_(aq)    CH₃COO^-_(aq) + H⁺_(aq)

          Se as concentrações de ácido acético e de acetato são aproximadamente iguais, podemos facilmente deslocar o equilíbrio para qualquer um dos sentidos da reação. A adição de H⁺ torna mais prótons disponíveis para os íons acetato capturarem, o que provoca um deslocamento para a esquerda, no sentido do consumo de H⁺, para que [H⁺] se mantenha constante. Já a adição de OH^- aumenta o consumo de íons H⁺, e assim, desloca o equilíbrio para a direita, no sentido da formação de mais íons H⁺, para que [H⁺] se mantenha constante.

          Para se calcular o pH de uma solução tampão fazemos o seguinte: Vamos supor um tampão de ácido acético e acetato:

          [CH₃COO^-][H⁺] / [CH₃COOH] = K_a    [H⁺] = K_a . [CH₃COOH] / [CH₃COO^-]

          Agora, se tomarmos o logaritmo negativo de ambos os lados, temos:

          -log[H⁺] = -logK_a -log ([CH₃COOH] / [CH₃COO^-])    pH = pK_a -log ([CH₃COOH] / [CH₃COO^-])

          Como na solução tampão as concentrações de ácido e de base conjugada são praticamente iguais, tem-se que que pH = pK_a -log 1. Mas log 1 = 0, então:

          Dado que Ka para o ácido acético é 1,8 x 10^-5, temos que pH = pKa = -log (1,8 x 10^-5) = 4,74

          Se forem adicionadas pequenas quantidades de H⁺ ou de OH^- a esta solução, o resultado será a conversão de algum CH₃COOH a CH₃COO^- ou vice-versa. Entretanto, a relação entre as concentrações de ácido acético acetato não muda muito. Se forem adicionados íons OH^-, por exemplo, esses íons (base) tenderão a capturar prótons do meio, ou seja, converterão ácido acético em acetato, através da reação  CH₃COOH + OH^- CH₃COO^- + H₂O. Logo, a concentração de ácido acético é diminuída e a concentração de acetato é aumentada. Portanto, se no início tem-se que [CH₃COOH] = [CH₃COO^-] = 1,00 mol/L, a adição de 0,1 mol de OH^- por litro mudará a relação para:

[CH₃COOH] / [CH₃COO^-] = (1,0 - 0,1) / (1,0 + 0,1) = 0,82

          E como log 0,82 = 0,09, isto significa que o novo pH será 4,74 - 0,09 = 4,83.

          Como podemos ver, a adição de 0,01 mol de base aumentou o pH da solução de 0,09 unidades. Enquanto [CH₃COOH] tiver a mesma ordem de grandeza de [CH₃COO^-], a relação entre os dois permanecerá bastante próxima de 1,00. Assim, o pH mudará pouco pela adição de ácido ou base à solução. Logicamente, temos o melhor tampão quando [CH₃COOH] = [CH₃COO^-].

          8- Produto de solubilidade

          Um grande número de reações utilizadas em análise qualitativa inorgânica envolve a formação de precipitados. Precipitado é uma substância que se separa de uma solução, formando uma fase sólida. O precipitado pode ser cristalino ou coloidal e pode ser removido da solução por filtração ou centrifugação. Forma-se um precipitado quando uma solução torna-se supersaturada com uma substância em particular. A solubilidade de uma subst6ancia depende de vários fatores, como temperatura, pressão, concentração de outros materiais na solução e da composição do solvente. Entretanto, apenas a temperatura afeta consideravelmente um sistema, com relação à solubilidade das substâncias envolvidas. Na grande maioria das vezes, o aumento da temperatura provoca o aumento da solubilidade das substâncias (o sulfato de cálcio é um exemplo em que ocorre o oposto).

          Considere um sólido iônico, MA, pouco solúvel, formado de íons M⁺ e A^-. Suponha que uma certa quantidade suficiente de MA seja dissolvida em água para produzir uma solução saturada contendo algum MA sólido (numa solução saturada o soluto atinge o seu limite de solubilidade no solvente e, portanto, a adição de mais soluto faz com que este permaneça na forma cristalina, não dissolvida, se a temperatura for mantida fixa). O equilíbrio estabelecido é descrito por:

MA_(s) M⁺ + A^-_(aq)

          A condição desse equilíbrio é: [M⁺][A^-] / [MA] = K_ps

          [M⁺][A^-] é o produto iônico e K_ps (ou K_s) é a constante do equilíbrio, chamada produto de solubilidade. Entretanto, essa expressão pode ser simplificada. O sistema é heterogêneo e a concentração de uma substância sólida pura obviamente não varia, visto que concentração é a quantidade de um soluto dissolvido em um solvente. Se a substância continua sólida m contato com o solvente, significa que ela não se dissolveu nesse solvente e, portanto, não pode ser considerado nos cálculos de concentração e equilíbrio. Logo, se [MA] é constante, podemos dizer que K_ps = [M⁺][A^-]. No equilíbrio, portanto, o produto iônico é igual ao produto de solubilidade:

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Química 2000 - Wagner Xavier Rocha, 1999