Teorías ácido-base e hidrólisis

a) Carácter de cada disolución.

$\text{NH}_4\text{Cl}$ $\to \text{NH}_4^+ + \text{Cl}^-$. El $\text{Cl}^-$ es la base conjugada del $\text{HCl}$, ácido fuerte: no se hidroliza. El $\text{NH}_4^+$ es el ácido conjugado del $\text{NH}_3$, base débil: cede un protón al agua y libera $\text{H}_3\text{O}^+$. Su constante:$$K_a(\text{NH}_4^+) = \frac{K_w}{K_b(\text{NH}_3)} = \frac{10^{-14}}{1{,}8\cdot 10^{-5}} = 5{,}6\cdot 10^{-10}$$Disolución ácida ($\text{pH} < 7$).

$\text{KCN}$ $\to \text{K}^+ + \text{CN}^-$. El $\text{K}^+$ procede del $\text{KOH}$, base fuerte: no se hidroliza. El $\text{CN}^-$ es la base conjugada del $\text{HCN}$, ácido débil: toma un protón del agua y libera $\text{OH}^-$:$$K_b(\text{CN}^-) = \frac{K_w}{K_a(\text{HCN})} = \frac{10^{-14}}{1{,}26\cdot 10^{-5}} = 7{,}9\cdot 10^{-10}$$Disolución básica ($\text{pH} > 7$). (El valor de $K_a(\text{HCN})$ del enunciado es mucho mayor que el tabulado, unos $5\cdot 10^{-10}$; con el real el $\text{CN}^-$ sería una base bastante más fuerte, pero la conclusión es la misma.)

$\text{NaCl}$ $\to \text{Na}^+ + \text{Cl}^-$. Los dos iones proceden de un electrolito fuerte ($\text{NaOH}$ y $\text{HCl}$): ninguno se hidroliza. Disolución neutra ($\text{pH} = 7$ a $25\ ^\circ\text{C}$).

$\text{CH}_3\text{COONa}$ $\to \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{Na}^+$. El $\text{Na}^+$ no se hidroliza. El ion acetato es la base conjugada del ácido acético, débil:$$K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-) = \frac{10^{-14}}{1{,}76\cdot 10^{-5}} = 5{,}7\cdot 10^{-10}$$Disolución básica ($\text{pH} > 7$).

b) Reacciones de hidrólisis.

Solo se hidrolizan los iones que proceden de un ácido o una base débil: $\text{NH}_4^+$, $\text{CN}^-$ y $\text{CH}_3\text{COO}^-$. El $\text{NaCl}$ no tiene reacción de hidrólisis.$$\text{NH}_4^+(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{NH}_3(aq) + \text{H}_3\text{O}^+(aq)$$$$\text{CN}^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{HCN}(aq) + \text{OH}^-(aq)$$$$\text{CH}_3\text{COO}^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH}(aq) + \text{OH}^-(aq)$$En la primera el $\text{NH}_4^+$ actúa como ácido de Brønsted (cede $\text{H}^+$ al agua); en las otras dos, el anión actúa como base (acepta $\text{H}^+$ del agua). Las tres están muy poco desplazadas a la derecha (constantes del orden de $10^{-10}$), pero bastan para alejar el pH de 7.