ANALISIS QUIMICO CUALITATIVOHIDRÓLISIS DE LAS SALES

Es la reacción de los iones de una sal disuelta con los iones hidronio y oxidrilo del agua (es una reacción inversa a la neutralización).

Esta reacción origina cambios del pH de las soluciones por lo que es importantísimo su estudio.

HIDRÓLISIS DE LAS SALES

A) Hidrólisis de sales formadas por reacción entre una base fuerte y un ácido débil.

Salvo algunas, todas son electrolitos fuertes, sin importar de que ácido o base se originan.

EJEMPLO: KCN en agua. KCN → K+ + CN-

+ H2O ↔ OH- + H+

HCN

CN- + H2O ↔ HCN + OH-

CASOS DE HIDRÓLISIS DE LAS SALES

Las rxnes sigue hasta que el oxidrilo acumulados y el ion hidronio que vienen del ácido débil alcancen Kw. Es notorio que el pH> 7 (básico).

B) Hidrólisis de sales formadas por reacción de una base débil y un ácido fuerte.

Aquí tiene lugar la fijación de iones oxidrilo del agua y las concentraciones del ion hidronio se van acumulando.

Ejemplo: NH4

+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

Las soluciones son ácidas. Este tipo de hidrólisis lo presentan algunos cationes

del grupo III ya que sus hidróxidos son bases muy débiles.

C) Hidrólisis de sales formadas por reacción de ácido y base débiles

Se ven ligados los iones hidronio y oxidrilo del agua

CH3COONH4 → NH4+ + CH3COO-

+ + H2O ↔ OH- + H+

NH3 + H2O CH3COOH

La solución será neutra si la base y el ácido formado, se ionizan por igual

La hidrólisis avanza en gran medida: ha 2 procesos.

D) Hidrólisis de sales formadas por reacciones de ácido y base fuerte.

No se someten a hidrólisis. No fijan los iones hidronio y oxidrilo, por lo que el pH no cambia. El pH de las soluciones de estas sales es igual al del agua pura (pH = 7)

En resumen:FORMADO DE SAL HIDROLISIS RINDE LA SOLUCION

BASE ACIDO Fuerte Débil Se produce Básica (pH>7) Débil Fuerte Se produce Acida (pH<7) Débil Débil Se produce (muy energ.) Depende de K Fuerte Fuerte No se produce Neutra (pH=7)

La causa de la hidrólisis es el desplazamiento del equilibrio del agua a consecuencia de la formación de compuestos poco disociados. Si estos compuestos no se producen, tampoco se producen la hidrólisis. Cuanto más débil sean los puntos formados, tanto más se desplazara el equilibrio del agua y mayor será el grado de hidrólisis. La hidrólisis se controla. Controlando el pH. 

Suponga que se disuelve en agua la sal soluble NaA (derivada del ácido débil monoprótico HA).

La rxn e hidrólisis es:

A-+ H2O HA + OH-

  Esta rxn es un equilibrio de constante Kh:

Kh= [HA] [OH-] ……........... (1)

[A-]

CALCULO DE LA CONSTANTE DE HIDRÓLISIS, DEL GRADO DE HIDRÓLISIS Y pH.

Pero Kh= [HA] ([OH-] [H+])= Kw = kw

[A-] [H+] [A-] [H+] Ka [HA]  Kh= Kw = [HA] [OH-]

Ka [A-]  

[OH-] = kw [A-] ……………….. (2) Ka [HA] Si conocemos Kw, Ka, CA- (agregado como NaA)

conoceremos OH- y por ende el pH.

Balance de masas para A:

CA = CA- = [A-] + [HA-] [HA] =CA- - [A-] ... (3)

  Balance de cargas:

[H+] + [Na+] = [A-] + [OH-]

Resolviendo el problema:

[Na+] = CA-

  [H+] + CA- = [A-] + [OH-]

  [A-] = CA- + [H+] - [OH-] ………………… (4)

(4) en (3) [HA] = CA- - (CA- + [H+] - [OH-])= [OH-] - [H+]

[HA] = [OH-] - [H+] ………………………… (5)

(5) y (4) en (2): [OH-] =Kw (CA + [H+] - [OH-] )

Ka [OH-] - [H+]  [OH-]= Kw ( CA + kw/ [OH-] - [OH-] ) ….(6)

Ka [OH-] – kw/ [OH-]

La solución de una ecuación cúbica!!!!

Como la solución es básica: [OH-] >> [H+] En (6):

[OH-] = Kw ( CA- - [OH-] )

Ka [OH-]   [OH-]2 = Kw (CA- - [OH-]) ……. (7)

Ka Se reduce a una ecuación cuadrática.

Hacemos aproximaciones

Si el grado de hidrolisis es pequeño (h<<1), [OH-] es pequeño frente CA- (suficientemente grande):

[OH-]2= Kw CA- [OH-]= ( Kw CA- ) 1/2

Ka Ka (8)

[H+] = Kw = ( Kw Ka ) ½ [OH-] CA-

 

De (8) y la definición de h, deducimos que:

De la expresión de h deducimos:•La hidrólisis es proporcional al [OH-] obtenido.•Cuanto mayor sea Kw (cuanto mayor sea temp.), mayor hidrólisis.•Cuanto menor sea CNaA (mas diluida la solución), mayor

hidrólisis.

Resolviendo la ecuación cuadrática (7) se tiene:

Problema: si el CH3COOH tiene Ka = 1.8 x10-5, calcule el pH de una solución preparada 0.1 M CH3COONa

Problema

Sales como Na2Co3 y Na3PO4 también se hidrolizan y dan soluciones básicas y su tratamiento es similar en todo aspecto a las rxns de hidrólisis del anión de un acido monoprotico.

  Na2A en H2O: A2- + H2O ↔ HA- + OH-

Kh= [OH-] [HA-] [A2-]

Hidrólisis de Aniones no protonados de ácidos poliproticos

Na3Z en H2O: Z3- + H2O ↔ HZ 2- + OH-

Kh = [OH-] [HZ2-] [Z3-]

Para Na2A   Kh = [OH-] [HA-] . [H+] = Kw [A2-] [H+] K2

  Para Na y Z: Kh = kw K3

H2A ↔ HA- + H+ K1

  HA- ↔ A2- + H+ K2

  Para la mayoría de los casos la hidrólisis de

las aniones monoprotonados HA- y HZ2-

carece de importancia cuando los aniones principales de las soluciones son A2- y Z3-.

NOTA:

La hidrólisis de los aniones no protonados de ácidos polipróticos puede tratarse como la de aniones de ácidos monopróticos y puede llevarse a ecuaciones similares:

Para Na2A [OH-] = Kw ( C A2- - [OH-])½

K2

Para Na3Z [OH-] = Kw ( C Z3- - [OH-])½

K3

Se resuelve la ecuación cuadrática o se hacen aproximaciones.

  Problema: calcular el pH de la solución 0.1

M de Na2CO3

Dato: K2 = 6,0 x 10-11