Ejercicios de hidrólisis de sales

Ejercicio 1

Ejercicios-hidrolisis-sales

Ejercicio 2

Ejercicio-hidrolisis-acetato-amonico

Ejercicio 3

Ejercicios-hidrolisis-basica-NaClO

Ejercicio 4

Ejercicios-hidrolisis-basica-KCN

Ejercicio 5

Ejercicio-hidrolisis-cloruro-amonio-grado-hidrolisis

La hidrólisis también ocurre en las disoluciones amortiguadoras, como puedes ver en los siguientes ejercicios.

Ejercicios: pH y constante de acidez

Ejercicio 1

En este ejercicio comprobarás como la fuerza de un ácido depende de su constante de acidez:

Ejercicio1-constantes-acidez

Ejercicio 2

El comportamiento de un ácido depende del disolvente con el que interacciona:

Ejercicio2-constantes-acidez-acidos-fuertes

Ejercicio 3

Ejercicio3-constantes-acidez-agua

Ejercicio 4

Los ácidos fuertes se disocian completamente, por lo que el cálculo del pH es casi inmediato, pues la concentración de protones que proporciona el agua suele ser despreciable.

Ejercicio4-constante-acidez-acidos-fuertes

Ejercicio 5

Los ácidos débiles se disocian parcialmente, por lo que plantearemos un equilibrio a partir del cual podemos determinar, según el caso, la constante de acidez, el grado de disociación o la concentración de las distintas especies y su pH.

Ejercicio5-constantes-acidez-acido-monoprotico-debil

Ejercicio 6

Ejercicio6-constante-acidez-acido-hipocloroso

Ejercicio 7

Ejercicio7-constantes-acidez-acido-acetico

Ejercicio 8

Ejercicio8-constante-acidez-acido-benzoico

De manera similar se resolverán los problemas con bases en disolución.

Disoluciones de ácidos fuertes y débiles

Ácidos fuertes

Los ácidos fuertes son aquellos que en disolución acuosa están disociados completamente:

acidos-fuertes

Al considerar que se disocian completamente no se plantea un equilibrio en ellos. Sus bases conjugadas son muy débiles, por lo que no se produce (o se considera despreciable) la reacción inversa. En este caso las concentraciones de H3O+ y OH, y por tanto el pH, se pueden calcular directamente a partir de la concentración de ácido.

Se consideran ácidos fuertes el HClO4, los hidruros HI, HBr y HCl, el H2SO4 (cuando pierde el primer protón) y el HNO3. Todos ellos son más fuertes que el ion H3O+.

Tabla-constantes-acidez

Ácidos débiles

Estos ácidos son más débiles que el ion H3O+ y no se disocian completamente de modo que en medio acuoso se establece un equilibrio entre el ácido y su base conjugada:

acido-debil

Si consideramos que la concentración de H2O se mantiene invariable, la podemos incluir dentro de la constante:

constante-acidez

Así definimos la constante de ionización del ácido débil o constante de acidez Ka, a partir de la cual podremos determinar las concentraciones de cada una de las especies en el equilibrio.

  • Cuanto mayor sea la constante de acidez más disociado estará y mayor serán las concentraciones de los iones A y H3O+. El pH será más ácido y su base conjugada será más débil.
  • Cuanto menor sea la constante de acidez menores serán la disociación y las concentraciones de los iones A y H3O+. El pH no será tan ácido y su base conjugada será más fuerte.

En la práctica, es muy útil expresar las constantes de acidez como valores de pKa, definidos como:

pKa

Cuanto más fuerte es un ácido, es decir, cuanto mayor es Ka, menor valor tiene pKa.

Ácidos Polipróticos

Son aquellos ácidos capaces de desprender dos o más protones, mediante disociaciones sucesivas, en cada una de las cuales se ioniza un protón. Si alguna de estas disociaciones no es completa se produce un equilibrio con su propia constante de acidez:

disociacion-acido-fosforico

La base conjugada de cada etapa se convierte en el ácido de la siguiente. Observa que la constante de acidez decrece al tiempo que se producen las sucesivas disociaciones. Determinar las concentraciones de las diferentes especies en el equilibrio requiere plantear un sistema de ecuaciones a partir de cada una de las constantes de acidez implicadas.

Ejemplos

constantes-acidez

Un poco de práctica para entenderlo mejor con unos ejercicios.

NOTA: Algunos valores de las constantes varían ligeramente de una referencia bibliográfica a otra, por lo que puede haber pequeñas discrepancias en las entradas de este blog entre distintos apartados o ejercicios, ya que las fuentes consultadas pueden ser distintas en cada caso.