Hidrólisis de sales 23-9-05

Teoría de Bronsted-Lowry Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.

Ácidos débiles CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO - [H3O+ [CH3COO - Ka = [H3O+ = Ka. [CH3COOH  [CH3COO - Si las concentraciones de [CH3COOH] y [CH3COO  ] son iguales el [ H+] = Ka Entonces pH = pKa

pH y pKa H2O CH3COOH  H+ + CH3COO  Ka = [CH3COO ] [ H+] / [CH3COOH] [ H+] = Ka. [CH3COOH] [CH3COO ] Si las concentraciones de [CH3COOH] y [CH3COO  ] son iguales el [ H+] = Ka Entonces pH = pKa

Reacción Ka pKa pH HSO4-  SO42-+ H+ 1.3x10-2 1.88 AcH  Ac- + H+ Si las concentraciones de [AH] y [A ] son iguales el pH = pKa Reacción Ka pKa pH [ácido]=[base] HSO4-  SO42-+ H+ 1.3x10-2 1.88 AcH  Ac- + H+ 1.8x10-5 4.74 CO3H2  CO3H- + H+ 4.2x10-7 6.38 H2PO4-  HPO42-+ H+ 6.2x10-8 7.21

Bases débiles B + H2O BH+ + OH- x [BH+ [OH- Kb = [B x . x Kb = Ci-x x [BH+ [OH- Kb = [B x . x Kb = Ci - x

pOH y pKb NH3 + H2O NH4+ + OH- [NH4+ [OH- Kb = [NH3 [OH-]=Kb. [NH3 Si las concentraciones de [NH3] y [NH4+ ] son iguales el [ OH-] = Kb Entonces pOH = pKb

Características ácido-base de diferentes aniones en agua Características Ejemplo Ácido Neutro bases conjugadas de ácidos fuertes Básicos bases conjugadas de ácidos débiles otros iones carboxilatos

Fuerza relativa de pares conjugados ácido -base

NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas HNO2 (ac) + H2O NO2- (ac) + H3O + (ac) NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Par conjugado OH - : base conjugada del H2O NO2- : base conjugada del HNO2

A- (ac) + H2O (l) HAc (ac) + HO - (ac) Básicos Los aniones que provienen de ácidos débiles NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Los aniones que provienen de ácidos fuertes Neutros HSO3 - (ac) + H2O (l) SO3 2- (ac) + H3O+ (ac) HSO3 - (ac) + H2O (l) H2SO3 (ac) + HO - (ac) Àcido conjugado Aniones anfóteros depende de Ka y Kb del iòn Base conjugada

Cálculo de las constantes de disociación de ácidos y bases conjugados NH3 + H2O NH4 + + HO - [NH4 + ] [OH -] [NH3] Kb= 1,8 x 10-5 NH4 + + H2O H3O + + NH3 [H3O + ] [NH3] [NH4 +] Ka= 5,6 x 10-10

[H3O + ][NH3] [NH4 +] [NH4+] [OH -] [NH3] Ka . Kb = Ka . Kb = [H3O + ] [OH -] Kw Ka . Kb = Para cualquier par ácido-base conjugado

Kw = Ka . Kb Ka = Kw Kb Kb = Kw Ka Para bases conjugadas Para ácidos conjugados provenientes de base débil Kb = Kw Ka Para bases conjugadas provenientes de ácido débil

Algunos pares conjugados ácido-base

Propiedades ácido-base de soluciones salinas Sales Aniones Cationes Tipos de sales 1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte solubles. 2.- Sales de base fuerte y ácido débil solubles. 3.- Sales de bases débiles y ácidos fuertes solubles. 4.- Sales de bases débiles y ácidos débiles solubles.

1- SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE NaCl (s)  Na+ (ac) + Cl (ac) H2O (l) + H2O (l)  OH (ac) + H3O+ (ac) Las soluciones de este tipo de sales son neutras (pH= 7), porque ni su catión, ni su anión reaccionan con el agua.

2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES H2O CH3COONa (s)  Na+ (ac) +CH3COO  (ac) H2O (l) + H2O (l)  OH (ac) + H3O+ (ac) Si hidrolizamos el anión: CH3COO  (ac) + H2O (l)  CH3COOH (ac) + OH (ac) Base fuerte Kb = [CH3COO H] . [OH] [CH3COO  ]

2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES Si se multiplica el numerador y el denominador de esta expresión por [H3O+], se tiene: Kw Kb = [CH3COOH] . [OH] . [H3O+] . [CH3COO ] . [H3O+]

2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES Entonces en el caso particular de estas sales, la expresión de Kb será: Kb = Kw = [CH3COOH] . [OH] = 1 x 1014 = 5,6 x 1010 Ka [CH3COO ] 1,8 x 105 Esta reacción provocará un exceso de OH y la solución se hará básica (pH > 7).

3- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES. H2O NH4Cl (s)  Cl (ac) + NH4+ (ac) H2O (l) + H2O (l)  OH (ac) + H3O+ (ac) Si hidrolizamos el catión: NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac)

3- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES. NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) Ka =Kw = [NH3] . [H3O+] = 5,6 x 1010 M Kb [NH4+] Esta reacción provocará un exceso de H3O+ y la solución se hará ácida (pH < 7).

4.- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS DÉBILES SOLUBLES. Por ello se habla de tres casos, según sean los valores de las constantes de ionización del ácido y la base. Esto es: a.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: Kb = Ka El pH es aproximadamente 7. b.- Sales de bases débiles y ácidos débiles par las cuales: Kb > Ka El pH es ligeramente mayor a 7. c.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: Kb < Ka El pH es ligeramente menor a 7.

a.- Kb = Ka CH3COO NH4  NH4+ (ac)+ CH3COO  (ac) NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb CH3COO  (ac) + H2O (l)  CH3COOH (ac) + OH (ac) Kb =K w /Ka Ka = 1,8 x 10-5 Kb =1,8 x 10-5 Esta reacción no provocará excesos ni de H3O+ , ni de OH. La solución será neutra (pH = 7).

b.- Kb > Ka NH4CN  NH4+ (ac)+ CN  (ac) NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH1 =K w /Kb CN  (ac) + H2O (l)  HCN (ac) + OH (ac) Kb =K w /Ka Ka = 4 x 1010 Kb =1,8 x 10-5 Kb > Ka Esta reacción provocará exceso de OH. La solución será básica (pH > 7).

c.- Kb < Ka NH4F  NH4+ (ac)+ F  (ac) NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb F  (ac) + H2O (l)  HF (ac) + OH (ac) Kb =K w /Ka Ka = 7,2 x 104 Kb = 1,8 x 10-5 Esta reacción provocará exceso de H3O+ . La solución será ácida (pH< 7).

Hidrólisis de iones metálicos AlCl3(s) Al(H2O)63+ + 3 Cl- Al(H2O)63+ + H2O  Al (OH)(H2O)52+ + H3O+ [ Al (OH)(H2O)52+ ]. [ H3O+ ] Ka = ________________________ = 1.3 x 10-5 [Al(H2O)63+ ] El pH será ácido.

Bibliografia Capítulo 14. Química. Atkins-Jones Capítulo 15. Química. R Chang Capítulo 15. Umland -Bellama