Hidrólisis de sales
El bicarbonato de sodio de la cocina o del botiquín es una sal, igual que la sal en grano que se echa al encebollado. Sin embargo, una solución de bicarbonato es claramente básica (por eso se usa en casa para calmar las agruras o la acidez estomacal), mientras que una de sal de cocina es neutra. Ambas son sales y ambas se disuelven en agua dando iones: lo que marca la diferencia es qué hacen esos iones una vez sueltos.
Por qué una sal puede no ser neutra
En el laboratorio del colegio se miden con un pH-metro tres soluciones $0{,}1\text{ M}$ de $\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{NH_4Cl}$ y $\mathrm{CH_3COONa}$. Los valores de pH son aproximadamente $7{,}0$, $5{,}1$ y $8{,}9$. ¿Por qué sales que no contienen inicialmente iones $\mathrm{H^+}$ ni $\mathrm{OH^-}$ modifican la acidez del agua pura?
Se dispone en el laboratorio de dos matraces con disoluciones acuosas de la misma concentración: una de cloruro de sodio, $\mathrm{NaCl}$, y otra de nitrito de potasio,…
Se dispone en el laboratorio de dos matraces con disoluciones acuosas de la misma concentración: una de cloruro de sodio, $\mathrm{NaCl}$, y otra de nitrito de potasio, $\mathrm{KNO_2}$, a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.
- a) Escribe las ecuaciones de disociación en agua de ambas sales e identifica los iones espectadores que no experimentan hidrólisis.
- b) Justifica el carácter ácido, básico o neutro de cada una de las dos disoluciones resultantes sabiendo que $K_\mathrm{a}(\mathrm{HNO_2})=4{,}5\cdot 10^{-4}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$. Considera ideales las disoluciones.
En el laboratorio de química general se han etiquetado cuatro vasos de precipitados numerados del 1 al 4, y cada uno contiene una disolución acuosa $0{,}10\text{ M}$ a…
En el laboratorio de química general se han etiquetado cuatro vasos de precipitados numerados del 1 al 4, y cada uno contiene una disolución acuosa $0{,}10\text{ M}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ de las siguientes sustancias: $\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CH_3COONa}$, $\mathrm{NH_4Cl}$ y $\mathrm{KNO_3}$. El esquema del conjunto experimental se muestra a continuación:
- a) Clasifica cada una de las cuatro sales indicando la naturaleza fuerte o débil del ácido y la base de los que procede, y señala cuáles experimentan hidrólisis.
- b) Sabiendo que $K_\mathrm{a}(\mathrm{CH_3COOH})=1{,}8\cdot 10^{-5}$, $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3})=1{,}8\cdot 10^{-5}$ y $K_\mathrm{w}=1{,}0\cdot 10^{-14}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, ordena las cuatro disoluciones de menor a mayor valor de pH justificando la respuesta. Considera ideales las disoluciones.
Hidrólisis de cationes: sales de ácido fuerte y base débil
El nitrato de amonio, $\mathrm{NH_4NO_3}$, es un compuesto ampliamente empleado en soluciones fertilizantes a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$. a) Formula los procesos de…
El nitrato de amonio, $\mathrm{NH_4NO_3}$, es un compuesto ampliamente empleado en soluciones fertilizantes a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.
- a) Formula los procesos de disociación e hidrólisis iónica en agua correspondientes a esta sal, indicando las especies que actúan como ácido o base de Brønsted-Lowry.
- b) Deduce razonadamente si el pH de la solución acuosa resultante será menor, igual o mayor que $7$. Dato a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3})=1{,}8\cdot 10^{-5}$. Considera ideales las soluciones.
Hidrólisis de aniones: sales de base fuerte y ácido débil
Sales de ácido débil y base débil
Una solución de acetato de amonio tiene $\mathrm{pH} \approx 7{,}0$, mientras que una de fluoruro de amonio es ligeramente ácida. ¿Qué decide el carácter final cuando el catión y el anión pueden reaccionar a la vez con el agua?
Equilibrios individuales y equilibrio global
Cada ion se hidroliza por su cuenta, y la suma de ambos equilibrios da el equilibrio global de la sal. La constante global es el producto de las dos: $K_\mathrm{h} = K_\mathrm{a}(\text{catión})\cdot K_\mathrm{b}(\text{anión})$ dividido entre $K_\mathrm{w}$, ya que el $\mathrm{H_3O^+}$ del catión y el $\mathrm{OH^-}$ del anión se neutralizan entre sí y esa neutralización desplaza ambos equilibrios.
En estas sales el análisis es cualitativo: se calculan $K_\mathrm{a}$ del catión y $K_\mathrm{b}$ del anión (con $K_\mathrm{w}$) y se comparan. Si son parecidas, la solución queda cerca de la neutralidad; cuanto mayor es la diferencia, más se aparta el pH de $7$ hacia el lado de la constante mayor.
Volvamos al principio: el bicarbonato de sodio ($\mathrm{NaHCO_3}$) libera $\mathrm{Na^+}$ (espectador) y $\mathrm{HCO_3^-}$. La hidrólisis básica de este anión ($\mathrm{HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 + OH^-}$, con $K_\mathrm{b} = K_\mathrm{w}/K_\mathrm{a1} \approx 2{,}3 \cdot 10^{-8}$) predomina sobre su disociación ácida ($K_\mathrm{a2} = 4{,}8 \cdot 10^{-11}$), así que la solución es claramente básica ($\mathrm{pH} \approx 8{,}3$).