10.- reacciÓn de hidrÓlisis

UNIDAD DIDÁCTICA 7: ÁCIDOS Y BASES (2ª PARTE)

APARTADO 10 - REACCIÓN DE HIDRÓLISIS

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 7:

ÁCIDOS Y BASES

PARTE 2: pH DE LAS DISOLUCIONES DE SALES. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. INDICADORES.

10.- REACCIÓN DE HIDRÓLISIS

ESTUDIA / APRENDE

Qué ocurre con los aniones y cationes provenientes de las sales disueltas en agua según

procedan de ácidos fuertes o débiles y de bases fuertes o débiles.

Qué son y cómo se escriben las reacciones de hidrólisis.

El pH de las disoluciones de sales provenientes de ácido fuerte y base fuerte.

El cálculo de la constante de hidrólisis, el pH y el grado de hidrólisis en las disoluciones de

sales que provienen de: a) ácido fuerte y base débil; b) ácido débil y base fuerte y c) ácido

débil y base débil.

En este apartado encontramos los problemas más habituales que suelen entrar sobre ácidos y bases. Tienes que fijarte bien en el hecho de que las disoluciones de sales no tienen por qué ser neutras, puesto que todo va a depender de los iones que la formen y, por tanto, del ácido y de la base de los que procedan dichos iones.

Como vimos en el tema del enlace químico, cuando una sal (compuesto iónico) se disuelve en agua, sus iones se liberan de la red cristalina.

En general, al disolver una sal en agua y debido a su disociación tenemos:

BA B+ + A–

Los iones liberados de la red iónica se rodean de moléculas de agua (proceso de solvatación o hidratación).

En principio cabría pensar que la disolución de una sal neutra en agua debe dar lugar a disoluciones neutras (pH = 7). Sin embargo, el comportamiento de la disolución respecto a su neutralidad, acidez o basicidad depende de las propiedades de los iones presentes en la disolución.

Esto es debido a que en el agua también están presentes, en cantidad pequeñísima, otros iones: el ion hidronio y el ion hidroxilo.

Entre los iones presentes en la disolución: A–, B+, H3O+ y OH–; se establecen los siguientes equilibrios:

A– + H2O HA + OH–

B+ + 2H2O BOH + H3O+




2

VEAMOS QUÉ OCURRE CON EL EQUILIBRIO DEL CATIÓN B+:

Si la base BOH es una base fuerte, el catión B+, ácido conjugado de BOH, es un ácido más débil que el agua y entonces el equilibrio está totalmente desplazado hacia la izquierda, de forma que:

B+ + H2O no reacciona

Por el contrario, si la base BOH es una base débil, el catión B+ es un ácido más fuerte que el agua y el equilibrio:

B+ + 2H2O BOH + H3O+

se desplaza hacia la derecha, proporcionando iones hidronio H3O+ a la disolución, con el consiguiente aumento de la acidez de la misma y la disminución del pH.

Un catión cuya base conjugada sea débil reacciona con el agua dando iones hidronio H3O+. Un catión cuya base conjugada sea fuerte, no reacciona con el agua.

VEAMOS AHORA LO QUE OCURRE CON EL EQUILIBRIO DEL ANIÓN A–:

Si el ácido HA es un ácido fuerte, el anión A–, base conjugada del ácido HA, es una base más débil que el agua, y entonces el equilibrio está totalmente desplazado hacia la izquierda, de forma que:

A– + H2O no reacciona

Por el contrario si el ácido HA es un ácido débil, el anión A– es una base más fuerte que el agua y el equilibrio:


se desplaza hacia la derecha, proporcionando iones hidróxido OH– a la disolución, con la consiguiente disminución de la acidez de la misma y el aumento del pH.

Un anión cuyo ácido conjugado sea débil, reacciona con el agua dando iones OH–.

Un anión cuyo ácido conjugado sea fuerte, no reacciona con el agua.

A estas reacciones entre el agua y los distintos tipos de sales se les denomina tradicionalmente como REACCIONES DE HIDRÓLISIS, aunque como hemos visto no son más que reacciones ácido-base, perfectamente interpretadas según la teoría de Brönsted-Lowry.

A veces se contempla una sal pensando en el ácido y la base de los cuales procede. Por ejemplo, el NH4Cl es una sal de ácido fuerte y base débil, ya que se obtiene de la combinación entre el HCl (ácido fuerte) y el NH3 (base débil).

Así, se pueden dividir las sales en cuatro tipos:

A - SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE

El cloruro de sodio o el nitrato de calcio son ejemplos de este tipo de sales. En estos casos ni el catión ni el anión experimentan hidrólisis, pues provienen del NaOH y del HCI (que son fuertes) en el caso del cloruro de sodio y del Ca(OH)2 y el HNO3 (también fuertes) en el caso del nitrato de calcio. La disociación de este tipo de sales, por tanto, no modifica el pH del agua; son, pues, disoluciones neutras (pH = 7).

Las sales que contienen cationes que proceden de bases fuertes y aniones procedentes de ácidos fuertes originan disoluciones neutras. Esto es debido a que ni los cationes ni los aniones experimentan el fenómeno de la hidrólisis con el agua.

B - SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE

El cianuro de sodio, el acetato de calcio o el carbonato de potasio son ejemplos de este tipo de sales.

El cianuro de sodio proporciona cationes Na+, que no sufren hidrólisis y aniones CN– que si la sufren:

CN– + H2O HCN + OH–




3

Como resultado de la reacción aumenta la concentración de iones hidróxido [OH–] en la disolución, lo que se traduce en un aumento del pH.

Lo mismo ocurre con el acetato de calcio Ca(CH3COO)2: los iones calcio, que provienen de una base fuerte, no reaccionan con el agua, pero sí los iones acetato

CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–

Y con el carbonato de potasio, el K+ no sufre la hidrólisis pero el carbonato sí:

CO3= + H2O HCO3

– + OH–

Las sales que contienen cationes que proceden de bases fuertes y aniones procedentes de un ácido débil originan disoluciones básicas. Esto es debido a que los cationes no experimentan el fenómeno de la hidrólisis con el agua y los aniones sí.

A la constante del equilibrio se le denomina constante de hidrólisis Kh

Así, podemos ver cuál es la constante de hidrólisis para el ion cianuro, Kh(CN–) :

CN– + H2O HCN + OH–

3 W W

h

a3 3

HCN OH HCN OH H O HCN K KK CN

K HCNCN CN H O CN H O

La constante de hidrólisis para el ion acetato, Kh(CH3COO–):


3 3 3 3 W W

h 3

a 33 3 3 3 3

CH COOH OH CH COOH OH H O CH COOH K KK CH COO

K CH COOHCH COO CH COO H O CH COO H O

La constante de hidrólisis para el ion carbonato, Kh(CO3=):

CO3= + H2O HCO3

– + OH–

3 3 3 3 W Wh 3

3 3 3 3 3 a 3

HCO OH HCO OH H O HCO K KK CO

CO CO H O CO H O K HCO

En general, para cualquier anión A–: A– + H2O HA + OH–

W

h

a

HA OH KK A

K HAA

Llamamos grado de hidrólisis (dado en tanto por uno) al cociente entre el número de moles hidrolizados y el número de moles de sal presentes inicialmente en la disolución.

nº de moles hidrolizados

nº de moles iniciales de sal

Para expresar el grado de hidrólisis en tanto por ciento, tendremos que multiplicar este valor por 100.




4

EJEMPLO:

Sabiendo que la constante de ionización del ácido cianhídrico es Ka(HCN) = 6,2 · 10–10 mol/L, calcula el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de cianuro de sodio 0,01 M.

La disolución del NaCN en agua proporciona cationes sodio Na+ que no reaccionan con el agua y aniones cianuro CN– que al ser una base más fuerte que el agua reacciona con ésta.

CN– + H2O HCN + OH– Con:

145W

h 10a

HCN OH K 1,0 10K CN 1,6 10 M

K HCN 6,2 10CN

Si despreciamos la contribución de la autoprotólisis del agua a la presencia de iones hidróxido en el equilibrio, Kh(CN-) >> KW, la concentración de las distintas especies son:

CN– (aq) + H2O (l) HCN (aq) + OH– (aq)

Concentración Inicial 0,01 M — —

Cambios – x + x + x

Concentración Final 0,01 – x x x

Sustituyendo:

5h

x xK CN 1,6 10 M

0,01 x

Como [CN–]0 >> Kh(CN–) podemos realizar la aproximación 0,01 M — x 0,01 M

2

5 5 4h

xK CN 1,6 10 M x 0,01 1,6 10 x 4,0 10 M

0,01

Despejando [H3O+]:

14 1411W

3 4

KH = 2

xO

1,0 10 1,0 10O ,5 10 M

4,0 10H

Con lo que el pH de la disolución es: pH = —log [H3O+] = —log (2,5 · 10–11) = 10,60

EI grado de hidrólisis es:

4nº de moles de CN hidrolizados 4,0 10 M0,04

nº de moles iniciales de CN 0,01M

Si queremos dar el grado de disociación en tanto por ciento habría que multiplicar por 100: = 4%

C - SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL

Una sal como el cloruro de amonio NH4Cl proporciona aniones CI–, que procede de un ácido fuerte y no reaccionan con el agua, y cationes NH4

+ que procede de una base débil, el NH3, y sí reaccionan:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

De esta forma se origina un aumento de la concentración de iones hidronio [H3O+] en la disolución, lo que se traduce en una disminución del pH.

Las sales que contienen aniones procedentes de un ácido fuerte y cationes que proceden de una base débil originan disoluciones ácidas. Esto es debido a que los aniones no experimentan el fenómeno de la hidrólisis con el agua y los cationes sí.




5

La constante de hidrólisis Kh(NH4+) para el equilibrio es:

3 3 3 3 3 W W

h 4

b 34 4 4

NH H O NH H O OH NH K KK NH

K NHNH NH OH NH OH

En general, para cualquier catión B+: B+ + H2O BOH + H3O+

3 W

h

b

BOH H O KK B

K BOHB

EJEMPLO:

Sabiendo que la constante de disociación del amoniaco es Kb(NH3)= 1,8·10–5M, calcula el pH y el % de hidrólisis de una disolución acuosa de cloruro de amonio 0,01 M.

Al disolverse el cloruro de amonio en agua proporciona aniones cloruro y cationes amonio:

NH4Cl NH4+ + Cl–

En este caso los cationes amonio sí experimentarán el fenómeno de la hidrólisis, puesto que proceden de una base débil (el amoniaco), mientras que los aniones cloruro no lo experimentarán, puesto que proceden de un ácido fuerte (el ácido clorhídrico):

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Para calcular la constante de este equilibrio, utilizamos la fórmula anteriormente expuesta:

143 3 10W

h 4 5b 34

NH H O K 10K NH 5,56 10

K NH 1,8 10NH

La concentración de las distintas especies son:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Concentración antes de la hidrólisis 0,01 – –

Cambios – x + x + x

Concentración final 0,01– x x x

Sustituyendo en la constante de hidrólisis:

2

3 3 10h 4

4

10 6 63

NH H O x x xK NH 5,56 10

0,01 x 0,01NH

x 0,01 5,56 10 2,37 10 H O 2,37 10

pH = –logH3O+ = –log (2,37·10–6) = 5,6

El % de hidrólisis se calcula hallando el valor de y multiplicándolo por 100:

+ 644

+ 4

4 2

nº de moles de NH hidrolizados 2,37 102,37 10

nº de moles iniciales de NH 0,01

% hidrólisis 2,37 10 100 2,37 10 % 0,0237%




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D - SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL

Sea una sal AB que se forma a partir de un ácido HA débil y de una base BOH también débil. Esta sal, al disolverse en agua proporciona aniones A–, que se hidrolizan, y cationes B+, que también se hidrolizan:


B+ + 2 H2O BOH + H3O+

El carácter ácido o básico de la disolución depende de la naturaleza de los iones: es decir, la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.

Los equilibrios anteriores tienen que cumplir las siguientes ecuaciones:

W

h

a

HA OH KK A

K HAA

3 W

h

b

BOH H O KK B

K BOHB

Si la constante de hidrólisis del anión es mayor que la del catión, la disolución será básica (puesto que es el anión el que sufre mayor grado de hidrólisis).

Si la constante de hidrólisis del catión es mayor que la del anión, la disolución será ácida, (puesto que es el catión el que sufre mayor grado de hidrólisis).

Sumando las dos reacciones anteriores, tenemos la reacción completa de hidrólisis:

A– + B+ + H2O HA + BOH

W

h

a b

HA BOH KK AB

K HA K BOHA B

Si dividimos la constante de disociación del ácido Ka(HA) entre la constante de disociación de la base Kb(BOH), tenemos:

3a

b

A H O BOHK HA

K BOH HA B OH

Si el ácido HA y la base BOH son débiles y sus constantes de disociación son parecidas, podemos aproximar que las concentraciones de los iones A– y B+ son iguales y que las concentraciones de las moléculas HA y BOH, también lo son; por lo que nos queda:

2

3 3a

b W

H O H OK HA

K BOH KOH

Ecuación que permite calcular la concentración de iones hidronio en la disolución, para el caso en que los valores de Ka y Kb sean parecidos:

2 a

3 W

b

K HAH O K

K BOH

a

3 W

b

K HAH O K

K BOH

De la ecuación anterior podemos extraer las conclusiones a las que ya habíamos llegado anteriormente:

- Si Ka(HA) > Kb(BOH) [H3O+] > 10–7 M, la disolución tiene carácter ácido y su pH < 7.

- Si Ka(HA) < Kb(BOH) [H3O+] < 10–7 M, la disolución tiene carácter básico y su pH > 7.




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EJERCICIOS RESUELTOS

¿Por qué las disoluciones de acetato de amonio son neutras? Ka(CH3COOH)=1,8·10–5; Kb(NH3)=1,8·10–5

Vamos a resolver este ejercicio aplicando paso a paso lo que hemos ido viendo en la teoría de este subapartado al caso particular del acetato de amonio:

Sea una sal AB (NH4CH3COO) que se forma a partir de un ácido HA débil (CH3COOH) y de una base BOH también débil (NH3). Esta sal, al disolverse en agua proporciona aniones A– (CH3COO–) que son una base más fuerte que el agua, y cationes B+ (NH4

+), que son un ácido más fuerte que el agua. Por ello entre los aniones y los cationes produce una transferencia de protones con el agua.

A– + H2O HA + OH– CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–

B+ + 2H2O BOH + H3O+ NH4+ + H2O NH3 + H3O+

El carácter ácido o básico de la disolución depende de la naturaleza de los iones.

Los equilibrios anteriores tienen que cumplir las siguientes ecuaciones:

W

h

a

HA OH KK A

K HAA

3 W

h 3

a 33

CH COOH OH KK CH COO

K CH COOHCH COO

3 W

h

b

BOH H O KK B

K BOHB

3 3 W

h 4

b 34

NH H O KK NH

K NHNH

Sumando las dos reacciones anteriores, tenemos la reacción completa de hidrólisis:

A– + B+ + H2O HA + BOH

CH3COO– + NH4+ CH3COOH + NH3

Con:

W

h

a b

HA BOH KK AB

K HA K BOHA B

3 3 W

h 4 3

a 3 b 33 4

CH COOH NH KK NH CH COO

K CH COOH K NHCH COO NH

Si dividimos la constante de disociación del ácido Ka(HA) entre la constante de disociación de la base Kb(BOH), tenemos:

3a

b

A H O BOHK HA

K BOH HA B OH

3 3 3a 3

b 3 3 4

CH COO H O NHK CH COOH

K NH CH COOH NH OH

Si el ácido HA y la base BOH son débiles y sus constantes de disociación son parecidas (como es el caso del ácido acético y del amoniaco), podemos aproximar que las concentraciones de los iones A–, [CH3COO–], y B+, [NH4

+], son iguales y que las concentraciones de las moléculas HA, [CH3COOH], y BOH, [NH3], también lo son; por lo que nos queda:

2

3 3a

b W

H O H OK HA

K BOH KOH

2

3 3a 3

b 3 W

H O H OK CH COOH

K NH KOH

Ecuación que permite calcular la concentración de iones hidronio en la disolución.

a

3 W

b

K HAH O K

K BOH

a 3

3 W

b 3

K CH COOHH O K

K NH




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De la ecuación anterior podemos extraer la conclusión de que las disoluciones de acetato de amonio son neutras, debido a que las constantes de disociación del ácido acético y del amoniaco son iguales.

Ka(HAc) = Kb(NH3) = 1,8 10–5 mol/L

Veámoslo:

a 3 7

3 W W

b 3

K CH COOHH O K K 10 pH 7

K NH

Indica el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de: cloruro de potasio, hidróxido de sodio, acetato sódico, cloruro de amonio.

Al disolver una sal, en agua y debido a su disociación proporciona iones que en algunos casos reaccionan con el agua.

CLORURO DE POTASIO

El KCl proporciona cationes K+ y aniones Cl– que son ácidos y bases más débiles que el agua, es decir, provienen de bases KOH y ácidos HCl que son fuertes y por tanto no experimentan el fenómeno de la hidrólisis. La disociación de este tipo de sales no modifica el pH de la disolución, por tanto en agua pura dan lugar a disoluciones neutras.

HIDRÓXIDO DE SODIO

El NaOH es una base fuerte y por tanto está totalmente disociada en agua dando lugar a iones OH– y por ello a disoluciones fuertemente básicas.

ACETATO DE SODIO

El acetato de sodio se disocia en cationes Na+, que es un ácido más débil que el agua y no reaccionan, y aniones CH3COO– que es una base más fuerte que el agua (el CH3COOH es un ácido débil) y reaccionan con ella.


Como resultado de la reacción aumenta la concentración de iones hidróxido [OH–] en la disolución, lo que se traduce en un aumento del pH y el carácter básico de la misma.

CLORURO DE AMONIO

El cloruro de amonio NH4Cl proporciona aniones Cl–, que es una base más débil que el agua y no reaccionan, y cationes NH4

+ que es un ácido más fuerte que el agua (el NH3 es una base débil) y reaccionan con ella.

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

De esta forma se origina un aumento de la concentración de iones hidronio [H3O+] en la disolución, lo que se traduce en una disminución del pH, con el consiguiente carácter ácido de la disolución.

Calcula las concentraciones de H3O+, OH–, y el pH de una disolución de acetato de sodio 0,01M.

Ka = 1,75 10–5.

Al disolverse el acetato de sodio en agua proporciona aniones acetato y cationes sodio:

NaCH3COO CH3COO– + Na+

Mientras que los cationes sodio no experimentan el fenómeno de la hidrólisis, los aniones acetato sí:



Concentración final 0,01 – x x x




9

1410W

h 3 5

a 3

K 1,0 10K CH COO 5,71 10 M

1,75 10K CH COO

2 2310 6

3

6

CH COOH OH x x5,71 10 M x 2,39 10

0,01 x 0,01CH COO

OH 2,39 10

Como: 3 WH OHO K

149

3 6WK

H = 4,182OH

1,0 10O 10 M pH 8,38

,39 10

Calcula la constante de hidrólisis, la concentración de iones H3O+, OH– y el pH de una disolución de

cloruro de amonio 0,001 M, en la que la constante de disociación del amoniaco es Kb = 1,8 10–5

Al disolverse el cloruro de amonio en agua proporciona aniones cloruro y cationes amonio:

NH4Cl NH4+ + Cl–

En este caso los cationes amonio sí experimentarán el fenómeno de la hidrólisis, mientras que los aniones cloruro no lo experimentarán:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+


Concentración final 0,001–x x x

1410W

h 4 5b 3

K 1,0 10K NH 5,56 10 M

K NH 1,8 10

2 23 310 7

4

73

NH H O x x5,56 10 x 7,46 10

0,001 x 0,001NH

H O 7,46 10 pH 6,13

148

7W

3

1,0 101,34 10

7,36 10

KOH =

OH

La constante de disociación del amoniaco vale: 1,8 10–5. Calcula:

1) La concentración de iones H3O+ de una disolución NH4CI, 1,8 M.

2) El grado de hidrólisis.

3) El pH de esta disolución.

Como vimos en el problema anterior, en la disociación: NH4Cl NH4+ + Cl–

se produce la hidrólisis de los cationes amonio:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+


Concentración final 1,8 – x x x

1410W

h 4 5b 3

K 1,0 10K NH 5,56 10 M

K NH 1,8 10




10

2 23 310 5

4

53

NH H O x x5,56 10 x 3,16 10

1,8 x 1,8NH

H O 3,16 10 pH 4,5

Para calcular el grado de disociación:

55nº de moles de CN hidrolizados x 3,16 10 M

1,76 10nº de moles iniciales de CN 1,8 1,8

Si queremos dar el grado de disociación en tanto por ciento habría que multiplicar por 100: = 0,00176%

Calcula el pH y Ia concentración de todos los iones presentes en una disolución acuosa 0,01 M de cianuro de amonio. Datos: Kb (NH3) = 1,8·10–5 mol/L y Ka (HCN) = 6,2 .10–10 mol/L.

Una sal como el cianuro de amonio, NH4CN, proporciona aniones CN– que son bases más fuertes que el agua y cationes NH4

+ que son ácidos más fuertes que el agua, sufriendo ambos el fenómeno de la hidrólisis.

CN– + H2O HCN + OH– y

NH4+ + H2O HCN + NH3

Siendo la reacción global:

CN– + NH4+ HCN + NH3

Cuya constante de equilibrio de hidrólisis es:

143 W

h 4 10 5a b 34

HCN NH K 1,0 10K NH CN 0,896

K HCN K NH 6,2 10 1,8 10CN NH

La concentración de las especies presentes en el equilibrio son:

CN– + NH4+ HCN + NH3

Concentración Inicial 0,01 M 0,01 M — —

Cambios – x – x + x + x

Concentración Final 0,01 – x 0,01 – x x x

Sustituyendo en la ecuación de la constante del equilibrio:

23

h 4 2

4

HCN NH xK NH CN 0,896

CN NH 0,01 x

22 2 4 2 2 5 2 2

2 2 5

x 0,896 0,01 x x 0,896 10 0,02x x x 8,96 10 1,792 10 x 0,896x

0,104x 1,792 10 x 8,96 10 0

Multiplicando por 102 ambos miembros de la igualdad para operar más fácilmente:

2 310,4x 1,792x 8,96 10 0

De donde resulta que: x = 4,86·10–3 M y por tanto:

34CN NH 0,01 0,00486 5,14 10 M

33HCN NH x 4,86 10 M

Para calcular la concentración de iones hidronio, partimos de la constante de disociación del ácido:

33 310 10

a 33

H O CN H O 5,14 10 MK HCN 6,2 10 M H O 5,856 10

HCN 4,86 10 M




11

Por tanto:

H3O+ = 5,856·10–10 M

pH = –logH3O+ = –log (5,856·10–10) = 9,23

La disolución es básica como era de prever pues: Kb (NH3) > Ka (HCN)

La concentración de iones hidróxido en la disolución es:

145

10W

3

1,0 101,708

KO 10 MH =

5H 10O ,856

El mismo resultado obtenemos si calculamos la concentración de iones hidróxido a partir de la constante de ionización de la base:

– 3 5 35 5

b

4 –

33

–

3

5,14 10 1,8 10 4,86 10K 1,8 10 1,702 10 M

4,86 10 5,14 10

NH OH OHOH

NH

Que es prácticamente el mismo valor teniendo en cuenta los redondeos realizados.

CONTESTA Y REPASA

Razona y pon un ejemplo que explique si al disolver una sal en agua:

a) Se puede obtener una sal de pH básico. b) Se puede obtener una sal de pH ácido. c) Se puede obtener una sal de pH neutro.

Escribe las reacciones de hidrólisis de las siguientes especies e indica si el pH resultante será ácido, básico o neutro:

a) NaCN

b) NH4Cl

Se preparan disoluciones acuosas de los siguientes compuestos: yoduro de potasio, nitrito de sodio, bromuro de amonio y fluoruro de sodio.

a) Escribe los correspondientes equilibrios de disociación y los posibles equilibrios de hidrólisis resultantes para los cuatro compuestos en disolución acuosa. b) Justifica el carácter ácido, básico o neutro de cada una.

Datos: Ka ácido nitroso = 7,2·104; Ka = ácido fluorhídrico = 6,6·104; Kb amoniaco =

1,8·105. (PAU. Comunidad de Madrid. Junio 2011)

Calcula el pH de una disolución acuosa de fluoruro de potasio 1,0 M.

Ka (ácido fluorhídrico) = 7,2 ⋅ 10–4.

(PAU.C. F. Navarra, 2007)

Calcula el pH de una disolución 0,1M de acetato de sodio. [Ka(HAc)=1,8x10–5mol/L]

Calcula la constante de hidrólisis, el grado de hidrólisis y el pH de una disolución de cloruro de amonio 0,1 M, sabiendo que la Kb del hidróxido de amonio vale 1,810–5

Nombra los siguientes compuestos e indica si disoluciones acuosas de los mismos serían ácidas, básicas o neutras. Justifica las respuestas mediante las ecuaciones iónicas que corresponden en cada caso: a) KBr; b) Li2CO3; c) Na2S; d) NH4NO3

(PAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2010)

10.- reacciÓn de hidrÓlisis

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