Teorías ácido-base e hidrólisis

(b) NaOH: base fuerte. Está totalmente disociada:$$\text{NaOH} \longrightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$$$[\text{OH}^-] = 0{,}1\ \text{M}$, $\text{pOH} = 1$ y $\text{pH} = 13$. Es la disolución más básica.

(d) NH₃: base débil. Solo una pequeña parte reacciona con el agua:$$\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$$La disolución es básica, pero $[\text{OH}^-] \ll 0{,}1\ \text{M}$, así que su pH es menor que el del NaOH (con el valor habitual $K_b \approx 1{,}8\cdot 10^{-5}$, $[\text{OH}^-] \approx \sqrt{K_b\,c} = 1{,}3\cdot 10^{-3}\ \text{M}$ y pH $\approx 11{,}1$).

(c) NaCl: sal neutra. Procede de un ácido fuerte (HCl) y una base fuerte (NaOH). Sus iones, $\text{Na}^+$ y $\text{Cl}^-$, son ácido y base conjugados muy débiles y no reaccionan con el agua (no se hidrolizan): $\text{pH} = 7$.

(a) NH₄Cl: sal ácida. Se disocia por completo en $\text{NH}_4^+$ y $\text{Cl}^-$. El $\text{Cl}^-$ no se hidroliza, pero el $\text{NH}_4^+$ es el ácido conjugado de una base débil (el $\text{NH}_3$) y sí se hidroliza:$$\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+$$Se generan $\text{H}_3\text{O}^+$ y la disolución es ácida: pH $< 7$ (con $K_a = K_w/K_b \approx 5{,}6\cdot 10^{-10}$, pH $\approx 5{,}1$).

Orden de menor a mayor pH:$$\text{NH}_4\text{Cl}\ (\text{ácida}) < \text{NaCl}\ (\text{neutra}) < \text{NH}_3\ (\text{base débil}) < \text{NaOH}\ (\text{base fuerte})$$