Teorías ácido-base e hidrólisis

a) El pH será ácido ($\text{pH} < 7$).

El cloruro de amonio procede del ácido clorhídrico (fuerte) y del amoniaco (base débil). Al disolverse, se disocia totalmente:$$\text{NH}_4\text{Cl} \longrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{Cl}^-$$Analizamos cada ion:

• $\text{Cl}^-$: base conjugada de un ácido fuerte, luego es una base nula. No se hidroliza; es un espectador.
• $\text{NH}_4^+$: ácido conjugado de una base débil, luego es un ácido débil pero no nulo. Sí se hidroliza:

$$\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+$$Esa reacción libera $\text{H}_3\text{O}^+$, de modo que $[\text{H}_3\text{O}^+] > [\text{OH}^-]$ y el pH es menor que 7.

Cuantitativamente, con $K_b(\text{NH}_3) = 1{,}8\cdot 10^{-5}$:$$K_a(\text{NH}_4^+) = \frac{K_w}{K_b} = \frac{10^{-14}}{1{,}8\cdot 10^{-5}} = 5{,}6\cdot 10^{-10}$$Una disolución $0{,}1$ M tendría $[\text{H}_3\text{O}^+] = \sqrt{5{,}6\cdot 10^{-10}\cdot 0{,}1} = 7{,}5\cdot 10^{-6}$ M, es decir, $\text{pH} = 5{,}13$.

b) El $\text{HSO}_4^-$ actúa como ácido.

En el equilibrio propuesto, el ion hidrogenosulfato cede un protón al agua y se transforma en sulfato:$$\text{HSO}_4^- \;-\; \text{H}^+ \;\longrightarrow\; \text{SO}_4^{2-}$$Según Brønsted-Lowry, la especie que dona protones es el ácido. Los pares conjugados de este equilibrio son:$$\underbrace{\text{HSO}_4^-}_{\text{ácido 1}} + \underbrace{\text{H}_2\text{O}}_{\text{base 2}} \rightleftharpoons \underbrace{\text{SO}_4^{2-}}_{\text{base 1}} + \underbrace{\text{H}_3\text{O}^+}_{\text{ácido 2}}$$Ahora bien, el $\text{HSO}_4^-$ es anfótero: en otro contexto puede captar un protón y actuar de base, regenerando el ácido sulfúrico (aunque, como el $\text{H}_2\text{SO}_4$ es un ácido fuerte en su primera disociación, ese carácter básico es muy débil).$$\text{HSO}_4^- + \text{H}_3\text{O}^+ \rightleftharpoons \text{H}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}$$Por eso el enunciado especifica "en el equilibrio": el papel depende de la reacción concreta.

c) El pH disminuye (se acerca a 7 desde arriba).

El amoniaco es una base débil y su disolución tiene $\text{pH} > 7$:$$\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$$Al añadir agua, todas las concentraciones disminuyen, incluida la de hidroxilos:$$[\text{OH}^-] \downarrow \;\Longrightarrow\; \text{pOH} \uparrow \;\Longrightarrow\; \textbf{pH} \downarrow$$Como en el caso de los ácidos, el grado de disociación aumenta al diluir (ley de Ostwald), pero no lo suficiente para compensar la dilución: la concentración absoluta de $\text{OH}^-$ baja igualmente.

En el límite de dilución infinita, el pH tendería a 7, nunca por debajo: una base no puede acidificar el agua.