14.4 Hidrólisis de sales

Sales con iones ácidos

Las sales son compuestos iónicos formados por cationes y aniones, cualquiera de los cuales puede sufrir una reacción de ionización ácida o básica con el agua. Por lo tanto, las soluciones salinas acuosas pueden ser ácidas, básicas o neutras, dependiendo de la fuerza ácido-base relativa de los iones constituyentes de la sal. Por ejemplo, al disolver el cloruro de amonio en agua se produce su disociación, descrita por la ecuación

El ion de amonio es el ácido conjugado de la base amoníaco, NH₃; su reacción de ionización ácida (o hidrólisis ácida) está representada por

Como el amoníaco es una base débil, K_b es medible y K_a > 0 (el ion de amonio es un ácido débil).

El ion de cloruro es la base conjugada del ácido clorhídrico, por lo que su reacción de ionización de la base (o hidrólisis de la base) viene representada por

Como el HCl es un ácido fuerte, K_a es inmensurablemente grande y K_b ≈ 0 (los iones de cloruro no sufren una hidrólisis apreciable).

Así, al disolver el cloruro de amonio en agua se obtiene una solución de cationes ácidos débiles (${\text{NH}}_4{}^{+}$) y aniones inertes (Cl⁻), dando lugar a una solución ácida.

Ejemplo 14.15

Cálculo del pH de una solución salina ácida

La anilina es una amina que se utiliza para fabricar tintes. Se aísla como cloruro de anilinio, $[{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_3]\text{Cl},$ una sal preparada por la reacción de la base débil anilina y el ácido clorhídrico. ¿Cuál es el pH de una solución 0,233 M de cloruro de anilinio

$${\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons {\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(aq)+{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_2(aq)$$

Solución

La K_a para el ion de anilinio se deduce de la K_b para su base conjugada, la anilina (vea el Apéndice H):

$$K_{\text{a}}=\frac{K_{\text{w}}}{K_{\text{b}}}=\frac{\mathrm{1,0}\times {10}^{-14}}{\mathrm{4,3}\times {10}^{-10}}=\mathrm{2,3}\times {10}^{-5}$$

A partir de la información proporcionada, se prepara una tabla ICE para este sistema:

Sustituyendo estos términos de concentración de equilibrio en la expresión K_a se obtiene

$$\begin{array}{l}{\text{K}}_a=[{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_2][{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]\text{/}[{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_3{}^{+}]\\ \mathrm{2,3}\times {10}^{\text{–}5}=(x)(x)\text{/}\mathrm{0,233}–x)\end{array}$$

Suponiendo que x << 0,233, la ecuación se simplifica y se resuelve para x:

$$\begin{array}{}\\ \\ \mathrm{2,3}\times {10}^{\text{–}5}=x^2\text{/}\mathrm{0,233}\\ x=\mathrm{0,0023}M\end{array}$$

La tabla ICE define x como la molaridad del ion de hidronio, por lo que el pH se calcula como

$$\text{pH}=–\text{log}[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]=\text{–}\text{log}(\mathrm{0,0023})=\mathrm{2,64}$$

Compruebe su aprendizaje

¿Cuál es la concentración de iones de hidronio en una solución 0,100-M de nitrato de amonio, NH₄NO₃, una sal compuesta por los iones de ${\text{NH}}_4{}^{\text{+}}$ y ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}}.$ ¿Cuál es el ácido más fuerte ${\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}$ o ${\text{NH}}_4{}^{\text{+}}?$

Respuesta:

[H₃O⁺] = 7,5 $\times$ 10⁻⁶ M; ${\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}$ es el ácido más fuerte.

Sales con iones básicos

Otro ejemplo es la disolución de acetato de sodio en agua:

El ion de sodio no sufre una ionización ácida o básica apreciable y no tiene ningún efecto sobre el pH de la solución. Esto puede parecer obvio a partir de la fórmula del ion, que indica que no hay átomos de hidrógeno ni de oxígeno, pero algunos iones metálicos disueltos funcionan como ácidos débiles, como se aborda más adelante en esta sección.

El ion de acetato, ${\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{–}\text{,}$ es la base conjugada del ácido acético, CH₃CO₂H, por lo que su reacción de ionización de la base (o hidrólisis de la base) viene representada por

Como el ácido acético es un ácido débil, su K_a es medible y K_b > 0 (el ion de acetato es una base débil).

La disolución de acetato de sodio en agua produce una solución de cationes inertes (Na⁺) y aniones de base débil ${\text{(CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{–}),$ dando como resultado una solución básica.

Sales con iones ácidos y básicos

Algunas sales están compuestas por iones ácidos y básicos, por lo que el pH de sus soluciones dependerá de la fuerza relativa de estas dos especies. Así mismo, algunas sales contienen un único ion que es anfiprótico, por lo que las fuerzas relativas del carácter ácido y básico de este ion determinarán su efecto sobre el pH de la solución. Para ambos tipos de sales, la comparación de los valores K_a y K_b permite predecir el estado ácido-base de la solución, como se ilustra en el siguiente ejercicio de ejemplo.

La ionización de los iones metálicos hidratados

A diferencia de los iones metálicos del grupo 1 y 2 de los ejemplos anteriores (Na⁺, Ca²⁺, etc.), algunos iones metálicos funcionan como ácidos en soluciones acuosas. Estos iones no solo son solvatados libremente por las moléculas de agua cuando se disuelven, sino que están unidos covalentemente a un número fijo de moléculas de agua para producir un ion complejo (vea el capítulo sobre química de coordinación). Como ejemplo, la disolución del nitrato de aluminio en agua se representa típicamente como

Sin embargo, el ion de aluminio(III) reacciona realmente con seis moléculas de agua para formar un ion complejo estable, por lo que la representación más explícita del proceso de disolución es

Como se muestra en la Figura 14.13, los iones de $\text{Al}{({\text{H}}_{\text{2}}\text{O})}_6{}^{\mathrm{3+}}$ implican enlaces entre un átomo central de Al y los átomos de O de las seis moléculas de agua. En consecuencia, los enlaces O–H de las moléculas de agua enlazadas son más polares que en las moléculas de agua no enlazadas, lo que hace que las moléculas enlazadas sean más propensas a la donación de un ion de hidrógeno:

La base conjugada producida por este proceso contiene otras cinco moléculas de agua enlazadas capaces de actuar como ácidos, por lo que es posible la transferencia secuencial o escalonada de protones, tal y como se representa en algunas ecuaciones a continuación:

Se trata de un ejemplo de ácido poliprótico, que se abordará en una sección posterior de este capítulo.

Figura 14.13 Cuando un ion de aluminio reacciona con el agua, el ion de aluminio hidratado se convierte en un ácido débil.

Aparte de los metales alcalinos (grupo 1) y de algunos metales alcalinotérreos (grupo 2), la mayoría de los demás iones metálicos sufrirán una cierta ionización ácida cuando se disuelvan en el agua. La fuerza ácida de estos iones complejos suele aumentar con el aumento de la carga y la disminución del tamaño de los iones metálicos. A continuación se muestran las ecuaciones de ionización ácida de primer paso para algunos otros iones metálicos ácidos:

Ejemplo 14.18

Hidrólisis de [Al(H₂O)₆]³⁺

Calcule el pH de una solución 0,10-M de cloruro de aluminio, que se disuelve completamente para dar el ion de aluminio hidratado ${[\text{Al}{({\text{H}}_2\text{O})}_6]}^{\mathrm{3+}}$ en solución.

Solución

La ecuación para la reacción y la K_a son:

$$\text{Al}{({\text{H}}_2\text{O})}_6{}^{\mathrm{3+}}(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons {\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(aq)+\text{Al}{({\text{H}}_2\text{O})}_5({\text{OH})}^{\text{2+}}(aq)K_{\text{a}}=\mathrm{1,4}\times {10}^{-5}$$

Una tabla ICE con la información proporcionada es

Sustituyendo las expresiones de las concentraciones de equilibrio en la ecuación de la constante de ionización se obtiene

$$K_{\text{a}}=\frac{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][\text{Al}{({\text{H}}_2\text{O})}_5({\text{OH})}^{\mathrm{2+}}]}{[\text{Al}{({\text{H}}_2\text{O})}_6{}^{\mathrm{3+}}]}$$

$$=\frac{(x)(x)}{\mathrm{0,10}–x}=\mathrm{1,4}\times {10}^{-5}$$

Suponiendo que x << 0,10 y resolviendo la ecuación simplificada se obtiene:

$$x=\mathrm{1,2}\times {10}^{-3}M$$

La tabla ICE definió x como igual a la concentración de iones de hidronio, por lo que el pH se calcula como

$$[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]=0+x=\mathrm{1,2}\times {10}^{-3}M$$

$$\text{pH}=\text{−log}[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]=\mathrm{2,92}(\text{una solución ácida})$$

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es el valor de $[\text{Al}{({\text{H}}_2\text{O})}_5({\text{OH})}^{\mathrm{2+}}]$ en una solución 0,15-M de Al(NO₃)₃ que contiene suficiente ácido fuerte HNO₃ para llevar [H₃O⁺] a 0,10 M?

Respuesta:

2,1 $\times$ 10⁻⁵ M