2.4.3: Descripción general de las propiedades ácido-base de la sal

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Algunas sales, como el bicarbonato amónico (NH ₄ HCO ₃), contienen cationes y aniones que pueden sufrir hidrólisis.

Objetivos de aprendizaje

Predecir el pH de una solución de una sal que contiene cationes y aniones, ambos de los cuales participan en la hidrólisis.

Puntos Clave

Las sales básicas son el resultado de la neutralización de una base fuerte con un ácido débil.
Las sales ácidas son el resultado de la neutralización de un ácido fuerte con una base débil.
_{Para las sales en las que tanto el catión como el anión son capaces de hidrólisis, compare los valores de K a y K _b para determinar el pH resultante de la solución.}

Términos Clave

reacción de neutralización: una reacción entre un ácido y una base en la que se forman agua y una sal
hidrólisis: una reacción con agua en la que se rompen los enlaces químicos
sal: en química ácido-base, uno de los productos en una reacción de neutralización

Resumen de Sales Ácidas y Básicas

Como hemos comentado, las sales pueden formar soluciones ácidas o básicas si sus cationes y/o aniones son hidrolizables (capaces de reaccionar en agua). Las sales básicas se forman a partir de la neutralización de una base fuerte y un ácido débil; por ejemplo, la reacción del hidróxido de sodio (una base fuerte) con ácido acético (un ácido débil) dará agua y acetato de sodio. El acetato de sodio es una sal básica; el ion acetato es capaz de desprotonar el agua, elevando así el pH de la solución.

Las sales ácidas son lo contrario de las sales básicas; se forman en la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base débil. El ácido conjugado de la base débil hace que la sal sea ácida. Por ejemplo, en la reacción de ácido clorhídrico (un ácido fuerte) con amoníaco (una base débil), se forma agua, junto con cloruro de amonio. El ion amonio contiene un protón hidrolizable, lo que lo convierte en una sal ácida.

Sales en las que ambos iones hidrolizan

A continuación se presenta un escenario más complicado en el que una sal contiene un catión y un anión, ambos capaces de participar en la hidrólisis. Un buen ejemplo de tal sal es el bicarbonato amónico, NH ₄ HCO ₃; como todas las sales de amonio, es altamente soluble, y su reacción de disociación en agua es la siguiente:

NH4CO3 (s) →NH+4 (ac) +HCO-3 (ac) NH4CO3 (s) →NH4+ (ac) +HCO3− (aq)

Sin embargo, como ya hemos comentado, el ion amonio actúa como un ácido débil en solución, mientras que el ion bicarbonato actúa como una base débil. Las reacciones son las siguientes:

NH+4 (ac) +H2O (l) H3O+ (ac) +NH3 (ac) Ka = 5,6 x 10-10NH4+ (ac) +H2O (l) H3O+ (ac) +NH3 (ac) Ka = 5,6 x 10-10

HCO-3 (ac) +H2O (l) H2CO3 (ac) +OH- (ac) kB=2,4 × 10-8HCO3- (ac) +H2O (l) H2CO3 (ac) +OH- (ac) Kb = 2,4 × 10-8

Debido a que ambos iones pueden hidrolizarse, ¿una solución de bicarbonato amónico será ácida o básica? Podemos determinar la respuesta comparando los valores _de K a y K _b para cada ion. En este caso, el valor de K _b para bicarbonato es mayor que el valor de K _a para amonio. Por lo tanto, el bicarbonato es un poco más alcalino que el amonio es ácido, y una solución de bicarbonato amónico en agua pura será ligeramente básica (pH > 7.0). En resumen, cuando una sal contiene dos iones que hidrolizan, compara sus valores _de K a y K _b:

Si K _a > K _b, la solución será ligeramente ácida.
Si K _b > K _a, la solución será ligeramente básica.

Hidrólisis de sales: Este video examina la hidrólisis de una sal ácida, una sal básica y una sal en la que ambos iones se hidrolizan.

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