Teorías ácido-base e hidrólisis

a) FALSA.

Según Brønsted-Lowry, un ácido y su base conjugada se diferencian en un único protón ($\text{H}^+$):$$\text{H}_3\text{O}^+ \;\rightleftharpoons\; \text{H}_2\text{O} + \text{H}^+ \qquad\qquad \text{H}_2\text{O} \;\rightleftharpoons\; \text{OH}^- + \text{H}^+$$La base conjugada del $\text{H}_3\text{O}^+$ es el $\text{H}_2\text{O}$, y el ácido conjugado del $\text{OH}^-$ es también el $\text{H}_2\text{O}$. Entre $\text{H}_3\text{O}^+$ y $\text{OH}^-$ hay dos protones de diferencia, así que no forman un par conjugado. Los pares correctos son $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$ y $\text{H}_2\text{O}/\text{OH}^-$ (el agua es anfótera).

b) FALSA.

Un ácido fuerte está totalmente disociado, de modo que $[\text{H}_3\text{O}^+] = c_\text{ácido}$. Al añadir agua, los moles de $\text{H}_3\text{O}^+$ se mantienen pero el volumen aumenta: la concentración disminuye y el pH aumenta (se acerca a 7).

Por ejemplo, con $\text{HCl}$ $0{,}1\ \text{M}$:$$\text{pH} = -\log 0{,}1 = 1 \quad\xrightarrow{\text{diluir 10 veces}}\quad [\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}01\ \text{M},\ \ \text{pH} = 2$$c) VERDADERA.

El $\text{NaCl}$ y el $\text{KCl}$ son sales de ácido fuerte ($\text{HCl}$) y base fuerte ($\text{NaOH}$, $\text{KOH}$). En agua se disocian por completo:$$\text{KCl}(s) \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{K}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq)$$El $\text{Cl}^-$ es la base conjugada de un ácido fuerte y el $\text{K}^+$ el ácido conjugado de una base fuerte: los dos son demasiado débiles para reaccionar con el agua (no se hidrolizan). Por tanto no aportan $\text{H}_3\text{O}^+$ ni $\text{OH}^-$, y la disolución sigue siendo neutra: $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-] = 10^{-7}\ \text{M}$ y pH $= 7$ a $25\ ^\circ\text{C}$.

d) VERDADERA.

Para un ácido débil $\text{HA}$ de concentración inicial $c$ que se disocia en una fracción $\alpha$:$$\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$$$K_a = \frac{(c\alpha)(c\alpha)}{c(1-\alpha)} = \frac{c\,\alpha^2}{1-\alpha} \;\approx\; c\,\alpha^2 \quad\Longrightarrow\quad \alpha \approx \sqrt{\frac{K_a}{c}}$$$K_a$ solo depende de la temperatura; si $c$ disminuye, $\alpha$ tiene que aumentar para que el cociente siga valiendo $K_a$. Es lo que predice también Le Chatelier: al diluir, el equilibrio se desplaza hacia donde hay más partículas disueltas, es decir, hacia la disociación.