QuímicaFácilCuestión · 1 pts

Teorías ácido-base e hidrólisis

Castilla-La Mancha · 2019 · Junio · Opción A
Enunciado
Se dispone de disoluciones acuosas de igual concentración de las siguientes sales: NaCl\text{NaCl} y NH4Cl\text{NH}_4\text{Cl}. ¿Cuál de ellas tendrá mayor pH? Justifica la respuesta escribiendo las correspondientes reacciones de equilibrio.

Dato: Kb(NH3)=1,8⋅10−5K_b(\text{NH}_3) = 1{,}8\cdot 10^{-5}.
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Resultado
  • La de NaCl tiene mayor pH: es neutra (pH = 7), porque ninguno de sus iones se hidroliza.
  • La de NH4Cl\text{NH}_4\text{Cl} es ácida (pH < 7): NH4++H2O⇌NH3+H3O+\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+, Ka=5,6⋅10−10K_a = 5{,}6\cdot 10^{-10}.
Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo
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Estrategia

Para saber si una sal es ácida, básica o neutra se mira de dónde viene cada ion. Los iones que proceden de un ácido o una base fuerte son conjugados tan débiles que no reaccionan con el agua; los que proceden de un ácido o una base débil sí se hidrolizan.
  • NaCl viene de NaOH (base fuerte) y HCl (ácido fuerte): ningún ion se hidroliza.
  • NH4Cl\text{NH}_4\text{Cl} viene de NH3\text{NH}_3 (base débil, lo dice el dato de KbK_b) y HCl (ácido fuerte): el NH4+\text{NH}_4^+ se hidroliza y libera H3O+\text{H}_3\text{O}^+.
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Desarrollo

Disolución de NaCl. La sal se disocia por completo:NaCl (s)→ H2O Na+(aq)+Cl−(aq)\text{NaCl}\,(s) \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{Na}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq)
  • El Cl−\text{Cl}^- es la base conjugada del HCl, un ácido fuerte: es una base despreciable y no capta protones del agua.
  • El Na+\text{Na}^+ es el ácido conjugado del NaOH, una base fuerte: no reacciona con el agua.
Solo queda la autoionización del agua, 2 H2O⇌H3O++OH−2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-, con [H3O+]=[OH−][\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-]: la disolución es neutra, pH = 7 (a 25 °C).

Disolución de NH4Cl\text{NH}_4\text{Cl}. También se disocia por completo:NH4Cl (s)→ H2O NH4+(aq)+Cl−(aq)\text{NH}_4\text{Cl}\,(s) \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{NH}_4^+(aq) + \text{Cl}^-(aq)El Cl−\text{Cl}^- no se hidroliza, pero el NH4+\text{NH}_4^+ es el ácido conjugado de una base débil y cede un protón al agua (hidrólisis ácida):NH4++H2O⇌NH3+H3O+\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+Su constante de acidez se obtiene de la KbK_b del amoniaco:Ka(NH4+)=KwKb(NH3)=1,0⋅10−141,8⋅10−5=5,6⋅10−10K_a(\text{NH}_4^+) = \frac{K_w}{K_b(\text{NH}_3)} = \frac{1{,}0\cdot 10^{-14}}{1{,}8\cdot 10^{-5}} = 5{,}6\cdot 10^{-10}Es pequeña, pero suficiente para que [H3O+]>[OH−][\text{H}_3\text{O}^+] > [\text{OH}^-]: la disolución es ácida, pH < 7.
Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)
(En la simulación se ha tomado una concentración de 0,1 M como ejemplo; el enunciado no la da.)

Conclusión. A igual concentración, la disolución de NaCl tiene mayor pH (7) que la de NH4Cl\text{NH}_4\text{Cl} (ácida).
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Consejo

Escribe la hidrólisis del ion que se hidroliza, no de la sal entera: es NH4++H2O⇌NH3+H3O+\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+, y no «NH4Cl+H2O\text{NH}_4\text{Cl} + \text{H}_2\text{O}». Y justifica también por qué el Cl−\text{Cl}^- y el Na+\text{Na}^+ no reaccionan (conjugados de ácido y base fuertes): el enunciado pide las reacciones de equilibrio.
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