Hidrólisis de Sales y pH de sus Soluciones

Algunas sales cuando se ven parecen similares pero cuando se disuelven en agua no se verán similares, por ejemplo, K ₂ CO ₃ , NH ₄ Cl, NaHCO ₃ , Na ₃ PO ₄ , Na ₂ HPO _4, NaH ₂ PO ₄ estas sales se ven de color blanco, pero estos aparecen en diferentes colores cuando se disuelven en agua destilada debido a la hidrólisis de la sal. Los términos básicos relacionados con la hidrólisis de sal son

• Sal: Es un compuesto que se obtiene cuando un ácido y una base reaccionan y esta sal obtiene un anión del ácido y un catión de la base y este proceso se llama neutralización
  Ácido + Básico = Sal + Agua
• PH : es una medida de cuán ácido o básico es un compuesto y el rango de PH generalmente es de 0 a 14. El
  valor de PH de 7 indica que es una solución neutra y por debajo de 7 indica que es una solución ácida y por encima de 7 indica que ^es una solución básica, y el rango de PH es diferente para diferentes indicadores. Por ejemplo, tome papel tornasol, tiene un rango de PH de 5.5 a 8.3.
•   K (Constante de equilibrio): Es el producto de la concentración de productos elevados a sus potencias dividido por la concentración de reactivos elevados a sus potencias.

Hidrólisis de sal

El proceso de catión o anión o ambos iones presentes en una sal reaccionan con agua para producir una solución ácida, básica o neutra se llama hidrólisis de sal. Hay 3 tipos de hidrólisis posibles. Son hidrólisis completa, sin hidrólisis, hidrólisis limitada.

• Hidrólisis completa: La hidrólisis completa consta de dos tipos. Son hidrólisis completa de sal ácida e hidrólisis completa de sal básica. Aprendamos sobre estos dos tipos en detalle,

1. Hidrólisis completa de sal ácida: si el anión es más ácido que su base conjugada y el agua es más básica que su base conjugada, entonces la solución es ácida. Aquí se libera H ⁺ por lo que es una solución ácida.
2. Hidrólisis completa de sal básica: si el catión es más básico que su ácido conjugado y el agua es más ácida que su base conjugada, entonces la solución es ácida. Aquí se libera OH ^– por lo que es una solución básica.

• Sin hidrólisis: Sin hidrólisis consta de dos tipos. Son la hidrólisis de sales ácidas y la hidrólisis de sales básicas. Aprendamos sobre estos dos tipos en detalle,

1. Hidrólisis de sales ácidas: si el anión es menos básico que sus pares conjugados y el agua es menos ácida que su par conjugado.
   Ejemplo: Cl ^– + H ₂ O ⇢ HCl + OH ^–
2. Hidrólisis de sal básica: si el catión es menos ácido que sus pares conjugados y el agua es menos básica que su par conjugado.
   Ejemplo: K ⁺ + H ₂ O ⇢ KOH + H ⁺

• Hidrólisis limitada: cuando los cationes o aniones no son tan fuertes en comparación con sus pares conjugados, se producirá una hidrólisis relativa a la fuerza y, en consecuencia, la solución puede ser ácida o básica.
  Iones que experimentan una hidrólisis limitada: los cationes de bases débiles dan como resultado la solución ácida. Los aniones de ácidos débiles dan soluciones básicas.

Hay 4 tipos de sal posibles. Aprendamos sobre estos cuatro tipos en detalle,

• Tipo 1: Sales de ácidos fuertes con bases fuertes

1. Cationes de bases fuertes : como Li ⁺ , Na ⁺ , k+, Rb+, Cs+.
2. Aniones de ácidos fuertes: como Cl-, Br-, I-, NO ₃ ^– , SO ^-2 ₄ , ClO ^–

Solución de NaCl en agua:

NaCl + H ₂ O -⇢ Na ⁺ + H ⁺ + OH ^– + Cl ^–

Aquí, Na+ y Cl- son electrolitos fuertes, por lo que no se combinarán en agua, pero H+ y OH- se combinan para formar H ₂ O. La reacción es la siguiente: H ⁺ +OH ^– ⇢ H ₂ O
hidrólisis aniónica y la naturaleza de la solución es neutra. ^{El PH} de la solución es 7.

• Tipo 2: Sales de ácidos fuertes con bases débiles

1. Cationes de bases débiles : como NH ₄ ⁺ , Zn ⁺² , Fe ⁺³ , Cu ⁺² , Al ⁺³ ,
2. Aniones de ácidos fuertes : como Cl-, Br-, I-, NO ₃ ^– , SO ₄ ^-2 , ClO ^–

Por ejemplo, consideremos NH ₄ Cl en agua:

NH ₄ Cl + H ₂ O ⇢ NH ₄ ⁺ + H ⁺ + OH ^– + Cl ^–

Aquí Cl- es un electrolito fuerte por lo que no se combinará en agua pero NH ₄ ⁺ es un electrolito débil que se combina con OH- y forma NH ₄ OH. La reacción es la siguiente: NH ₄ ⁺ + OH ^– + H ⁺ ⇢ NH ₄ OH + H ⁺
Aquí, cuando se libera H+ en el agua, se puede decir que se producirá hidrólisis catiónica y también se puede decir que la solución resultante será ácida. Entonces, el PH resultante ^será menor que 7. Sea C la concentración inicial de cloruro de amonio y, en el equilibrio, sea Ch la concentración de hidrrust de amonio. Entonces, la concentración de cloruro de amonio en el equilibrio es C(1 – h).

	NH 4 Cl ⇢	NH 4 OH	+ H +
Inicialmente,	C	–	–
En equilibrio,	C(1-h)	Ch	Ch

Sea K _h la constante de equilibrio de la reacción (aquí h indica que el cloruro de amonio sufre hidrólisis) 

K _h = (NH ₄ OH) (H ⁺ )/(NH ₄ Cl)  [sea esta la ecuación 1]

K _h = (Ch)(Ch) / C(1 – h) [Nota: el cloruro de amonio es un electrolito débil, por lo que h será insignificante, por lo que 1 – h =1]. 

Entonces k _h = Ch ² [sea esta la ecuación 2]

Para hidrrust de amonio, NH ₄ OH ⇢ NH ₄ ⁺ + OH-

Sea K _b la constante de equilibrio de la reacción (aquí b indica hidrrust de amonio como base)

K _b = (NH ⁺ ₄ )(OH-)/(NH ₄ OH) [sea esta la ecuación 3]

Ahora multiplique las ecuaciones 1 y 3 y luego K _h × K _b = K _w

Entonces, K _h =K _w /K _b [sea esta la ecuación 4]

Ahora iguale las ecuaciones 2 y 4,

Kw _/ Kb ₌ Canal ² 

h = √(k _h /C) [sea esta la ecuación 5]

[H ⁺ ][OH ^– ] = K _w  => [ OH ^– ] = K _w /[H ⁺ ]

Ya que, [H ⁺ ] = Ch => [OH ^– ] = K _w /Ch

Ahora sustituya la ecuación 5 en esta expresión anterior, luego   

[OH ^– ] = Kw/√(k _h C)

Ahora sustituya la ecuación 4 en esta expresión, luego    

[ OH ^– ] = √(K _w K _segundo /C)

Ahora, si multiplicamos con -log en ambos lados, entonces

-log [ OH ^– ] = 1/2 [-logk _W – logk _b + logC]

POH = 1/2 [P ^Kw + P ^{Kb +} logC]

P ^H = 14 -1/2 [P ^Kw + P ^Kb + logC]

(sabemos que P ^Kw = 14)

P ^H = 7 – 1/2 [P ^Kw + logC]

• TIPO 3: Sales de ácidos débiles con bases fuertes

1. Cationes de bases fuertes: como Li ⁺ , Na ⁺ , k ⁺ , Rb ⁺ , Cs ⁺
2. Aniones de ácidos débiles: como F ^– , CN ^– , S ^-2 , CH3COO ^– , CO ₃ ^-2

Por ejemplo, consideremos CH ₃ COOK en agua:

CH ₃ COCCIÓN +H ₂ O⇢CH ₃ COO ^– +H ⁺ +OH ^– +K ⁺

[Aquí K+ es un electrolito fuerte por lo que no se combinará en agua pero CH3COO- es un electrolito débil que se combina con H+ y forma CH ₃ COOH]. Aquí la reacción es la siguiente:   

CH ₃ COO ^– +OH ^– +H ⁺ ⇢CH ₃ COOH+OH ^–  

Aquí, a medida que se libera OH- en el agua, se producirá una hidrólisis aniónica y, por lo tanto, la solución resultante será básica. Entonces, el PH resultante ^será mayor que 7.
Sea C la concentración inicial de acetato de potasio y, en el equilibrio, sea Ch la concentración de ácido acético.
Entonces, la concentración de acetato de potasio en el equilibrio es C(1 – h). 

	CH 3 COCINAR⇢	CH3COOH _ _	+ OH-
Inicialmente	C	–	–
En equilibrio	C(1-h)	Ch	Ch

Sea K _h  la constante de equilibrio de la reacción (aquí h indica que el acetato de potasio sufre hidrólisis) 

K _h = (CH ₃ COOH)(OH-)/(CH ₃ COOK) [sea esta la ecuación 6]

Kh ₌ (Ch)(Ch)/ C(1 – h)

[Nota: el ácido acético es un electrolito débil, por lo que h será insignificante, por lo que 1 – h = 1]

Entonces k _h = Ch ² [sea esta la ecuación 7]

Para ácido acético: CH ₃ COOH ⇢ CH ₃ COO ^– + H ⁺

Sea K _a la constante de equilibrio de la reacción (aquí a indica ácido acético como ácido)

K _a = (CH ₃ COO-)(H+)/(CH ₃ COOH) [sea esta la ecuación 8]

NOTA: [H ⁺ ][OH ^– ] = K _w

Ahora multiplica las ecuaciones 6 y 8,

K _h × K _un = K _w

K _h = K _w /K _a   [sea esta la ecuación 9]

Ahora iguale las ecuaciones 7 y 9,

K _w / K _a = canal ²

h = √(k _h /c) [sea esta la ecuación 10]

[H ⁺ ][OH ^– ] = K _w

[H ⁺ ] = Kw _/ [OH ^– ]

Como [OH ^– ] = Ch, 
[H ⁺ ] = K _w /Ch

Ahora sustituya la ecuación 10 en esta expresión, luego      

[H+] = K _w /√(k _h c) 

Ahora sustituya la ecuación 4 en esta expresión, luego  

[H ⁺ ] = √(K _w K _a /C)

Ahora multiplique con -log en ambos lados y luego

-log [H ⁺ ] = 1/2 [-logK _w – logk _a + logC]

 P ^H = 1/2 [P ^Kw + P ^ka + logC]

Ya que, P ^Kw = 14

PH = 7 ⁺ 1/2 [P ^Ka + logC]

Para POH ⁼ 14 – ^PH

P ^OH = 14 – 1/2 [P ^Kw + P ^Ka + logC] (ya que P ^Kw = 14)

POH = 7 ^– 1/2 [P ^Ka + logC]

• TIPO 4: Sales de ácidos débiles y bases débiles

1. Cationes de bases débiles : como NH ⁺ ₄ , Zn ⁺² , Fe ⁺³ , Cu ⁺² , Al ⁺³
2. Aniones de ácidos débiles : como F ^– , CN-, S ^-2 , CH3COO-, CO ₃ ^-2

Por ejemplo, consideremos el cianuro de amonio en agua,  

NH ₄ CN + H ₂ O ⇢ NH ⁺ ₄ + H ⁺ + OH ^– + CN ^–

Aquí, tanto NH ₄ ⁺ como CN ^– son electrolitos débiles, por lo que NH ₄ ⁺ se combina con OH ^y forma NH ₄ OH y CN ^– se combina con H ⁺ y forma HCN. La reacción es la siguiente: NH ₄ ⁺ + OH ^– + H ⁺ + CN ^– ⇢ NH ₄ OH + HCN.

Aquí, como no se liberan H ⁺ ni OH- en el agua, podemos decir que se producirá hidrólisis tanto catiónica como aniónica. Sea C la concentración inicial de cianuro de amonio y, en el equilibrio, sea Ch la concentración de hidrrust de amonio y cianuro de hidrógeno.
Entonces, en una concentración de equilibrio de cianuro de amonio, sea C (1 – h)

	NH 4 +	+ CN-	NH 4 OH	+HCN
Inicialmente	C	C	–	–
En equilibrio	C(1-h)	C(1-h)	Ch	Ch

K para la reacción es K = (NH ₄ OH)(HCN)/(NH ₄ ⁺ )(CN ^– ) [sea esta la ecuación 11]

K = (Canal) × (Canal)/ C(1 – h) × C(1 – h) 

Nota: el hidrrust de amonio es un electrolito débil, por lo que h será insignificante, por lo que 1 – h =1

Como, K = h ²   

Entonces, h = √k [sea esta la ecuación 12]

Para hidrrust de amonio, NH ₄ OH ⇢ NH ₄ ⁺ + OH ^–

Sea K _b la constante de equilibrio de la reacción (aquí b indica hidrrust de amonio como base)

K _b = (NH ₄ ⁺ )(OH ^– )/(NH ₄ OH) [sea esta la ecuación 13] 

Para cianuro de hidrógeno, HCN ⇢ H ⁺ + CN ^–

Sea K _a la constante de equilibrio de la reacción (Aquí a indica cianuro de hidrógeno como ácido)

K _a = (H ⁺ )(CN ^– )/(HCN) [sea esta la ecuación 14]

Multiplicando la ecuación 11, 13 y 14 obtenemos k × k _a × k _b = [H ⁺ ][OH ^– ] = K _w 

k = k _w /k _a k _b [sea ésta la ecuación 15] 

Ahora de la ecuación 14, 

[H ⁺ ] = K _a Ch/C(1 – h) 

Nota: el cianuro de hidrógeno es un electrolito débil, por lo que h será insignificante, por lo que 1 – h = 1

Entonces, [H ⁺ ] = K _a h

Ahora sustituya la ecuación 12,

[H ⁺ ] = K _a √k

Ahora sustituya la ecuación 15,

[H ⁺ ] = √k _w k _un /k _segundo

Ahora aplique -log en ambos lados, 

P ^H = 1/2 P ^Kw + 1/2 P ^Ka – 1/2 P ^{K _b}

PH = 7 ⁺ 1/2 (P ^Ka – P ^Kb )

1. Aquí, si ka = kb entonces P ^H = 7 Implica que la solución es neutra.
2. Si k _a es mayor que k _b , entonces P ^H es menor que 7. Implica que la solución es ácida.
3. Si k _a es menor que k _b , entonces P ^H es mayor que 7. Implica que la solución es básica.

Problemas de muestra 

Pregunta 1: ¿ZnSO ₄ sufre hidrólisis catiónica o hidrólisis aniónica o ambas o ni ambas?

Responder:           

Sabemos que las sales de ácido fuerte con base débil sufren hidrólisis catiónica. 

Si la solución de ZnSO ₄ se disuelve en agua:

ZnSO ₄ + H ₂ O ⇢ Zn ⁺² + H ⁺ + OH ^– + SO ₄ ^-2

Aquí SO ₄ ^-2  es un electrolito fuerte por lo que no se combinará en agua pero Zn ⁺² es un electrolito débil que se combina con OH ^y forma Zn(OH) ₂ 

La reacción es la siguiente: Zn ⁺² + OH ^– + H ⁺ ⇢ Zn(OH) ₂ + H ⁺

Aquí, a medida que se libera H ⁺ en el agua, podemos decir que se producirá una hidrólisis catiónica y también podemos decir que la solución resultante será ácida. 

Pregunta 2: Calcular el PH ^de 50 ml de NaOH 0,1 M + 50 ml de CH ₃ COOH 0,1. ( ^PKa de CH3COOH ₌ 4.8) 

Solución:

	CH3COOH _ _	+NaOH⇢	CH 3 COONa	+ H2O _
Inicialmente	5 milimoles	5 milimoles	–	–
reaccionado	5 milimoles	5 milimoles	5 milimoles	5 milimoles
Restante	0 milimoles	0 milimoles	5 milimoles	5 milimoles

Sal de base fuerte con ácido débil que en agua se hidroliza aniónicamente.

PH para una sal ^de ácido débil y base fuerte

PH = 7 + 1/2 [PKa + logC ^]

= 7 + 1/2(4.8 + log10 – 1)

= 8,9        

Pregunta 3: Entre KCl, CH ₃ COONa, ZnSO ₄ , NaOH, los siguientes no sufren hidrólisis catiónica ni aniónica. 

Responder:

Las sales de ácido fuerte con base fuerte no sufren hidrólisis catiónica ni aniónica, aquí en las opciones dadas solo KCl es sal de ácido fuerte con base fuerte.

Solución de KCl en agua: KCl + H ² _O ⇢ K ^{+ +} H + + OH ^– + Cl ^– 

Aquí K ⁺ y Cl ^– son electrolitos fuertes por lo que no se combinarán en agua, pero H ⁺ y OH ^– se combinan para formar H ₂ O. La reacción es la siguiente: H ⁺ + OH ^– ⇢ H2O

Este tipo de sales no sufre hidrólisis catiónica ni aniónica y la naturaleza de la solución es neutra, por lo que la respuesta es KCl    

Pregunta 4: ¿A qué se debe la hidrólisis de sales en el agua? 

Responder:

Naturaleza anfiprótica: Sustancia que acepta y dona protones y el agua puede donar tanto
H ⁺ como OH ^– y la reacción es la siguiente: H ₂ O ⇢ H ⁺ + OH ^– 

Pregunta 5: Calcule el grado de hidrólisis y el pH de 0,02 M CH ₃ COONH ₄ . Si [Kb ₍ NH ₃ ) = 1,8 × 10 ^-5 Ka(CH ₃ COOH) = 1,8 × 10 ^-5 ]  

Responder:

CH ₃ COONH ₄ es una sal de ácido débil y base débil. 

k = kw _/ k _un k _segundo

= (10 – 10)/(1,8 × 1,8 × 10 – 10) 

= 3,1 × 10 ^-5

k = h ² 

h = √k   

h = √(3,1 × 10 ^-5 ) = 5,56 × 10 ^-3   

%h = 0,56%

Como K _a = K _b, por lo tanto, será una solución neutra de P ^H = 7 

Pregunta 6: La constante de ionización ácida de Zn ⁺² es 2,0 × 10 ^-10 . ¿Cuál es el pH de una solución 0,001 M de ZnCl ₂ (log 2 = 0,3)?     

Responder:

Zn(OH) ₂ + 2HCl _⇢ZnCl2 

Zn(OH) ₂  es base débil y HCl ácido fuerte.

Entonces, ZnCl ₂ es una sal de ácido fuerte y base débil. Para la sal de ácido fuerte y base débil,

 K _segundo × K _a = K _w , entonces, K _segundo = K _w / K _a 

 Kb = (10 ^-14 )/(2 × ₁₀ ^-10 ) 

Kb = ₅ × 10 ^-5

Entonces, PKb ₌ 4.3

PH ⁼ 7 – 1/2P _Kb – 1/2logC 

PH ⁼ 7 – 2,15 – 1/2log10 – 3  

PH = ^4,85 + 3/2 = 6,35                                                                                                                

Pregunta 7: ¿Cuál es el PH ^de una solución acuosa 0,50 M (NaCN)? P _Kb de CN es 4,70. (registro 2 = 0,3) 

Responder:

La solución de NaCN es una sal de base fuerte y ácido débil.

P _Ka + P _Kb = 14, Entonces, P _Ka = 9.3   

PH = 7 ⁺ 1/2 [P _Ka + logC] 

PH = 7 + 1/2[9.3 + log5 × ^{10 -1} ]

= 7 + 4,65 – 0,3/2

= 11,65 – 0,15

= 11,5