Hidròlisi de sals: identifica l’ió actiu i calcula el pH

Dissoldre una sal en aigua no garanteix una dissolució neutra. Alguns ions reaccionen amb l’aigua i alteren el pH; d’altres poden tractar-se com a espectadors en el model habitual. La primera decisió és identificar els ions, no introduir la concentració directament en una fórmula d’àcid fort.

Treballarem a 25 °C, amb Kw=1,00·10⁻¹⁴ i dissolucions prou diluïdes per aproximar activitats mitjançant concentracions. Les sals es dissocien completament i els equilibris febles es tracten amb les constants indicades. Les espècies genèriques i les dades són originals.

De la sal a l’espècie que reacciona

Una sal formada pel catió d’una base forta i l’anió d’un àcid fort, com NaCl en el tractament introductori, no presenta una hidròlisi àcid-base apreciable. En aigua sense altres processos, el model dona pH aproximadament 7 a 25 °C.

En canvi, l’anió A⁻ d’un àcid feble HA actua com a base: A⁻+H₂O⇌HA+OH⁻. La seva constant és Kb(A⁻)=Kw/Ka(HA).

El catió BH⁺ d’una base feble B actua com a àcid: BH⁺+H₂O⇌B+H₃O⁺. La constant corresponent és Ka(BH⁺)=Kw/Kb(B). Les dues constants relacionades pertanyen a una parella conjugada a la mateixa temperatura.

No assignis Ka de l’àcid progenitor directament a la seva base conjugada. Tampoc confonguis dissociació completa de la sal amb reacció completa de l’ió amb l’aigua: són processos diferents.

Primer exercici: una sal d’una base feble

Considera BHCl de concentració analítica 0,100 mol/L. La base B té Kb=1,00·10⁻⁵. El clorur és espectador en el model i el catió BH⁺ pot cedir un protó a l’aigua.

La constant àcida del catió és Ka=10⁻¹⁴/10⁻⁵=1,00·10⁻⁹. Si x és la concentració de BH⁺ que reacciona, [B]=x, [H₃O⁺]≈x i [BH⁺]=C−x, quan l’autoionització de l’aigua és negligible.

Així, Ka=x²/(C−x). Amb l’aproximació x≪C, x≈√(KaC)=√(10⁻⁹·0,100)=1,00·10⁻⁵ mol/L. El pH és aproximadament 5,00.

Comprova la petita dissociació: x/C=10⁻⁴, és a dir, un 0,010%. També [OH⁻]≈Kw/[H₃O⁺]=10⁻⁹ mol/L, molt inferior a l’hidroni calculat. Totes dues comprovacions sostenen les aproximacions utilitzades.

La dissolució és àcida malgrat que hem començat amb una sal, i malgrat que B sigui una base. L’espècie present inicialment en concentració significativa és el seu àcid conjugat BH⁺.

Segon exercici: una sal d’un àcid feble

Considera ara NaA, també de concentració 0,100 mol/L, on l’àcid HA té Ka=1,00·10⁻⁵. El sodi és espectador i A⁻ reacciona amb l’aigua produint OH⁻.

La constant bàsica és Kb(A⁻)=Kw/Ka(HA)=1,00·10⁻⁹. La mateixa estructura algebraica dona [OH⁻]≈√(KbC)=1,00·10⁻⁵ mol/L.

El pOH és aproximadament 5,00. Com que a 25 °C pH+pOH=14,00, obtenim pH≈9,00. La fracció d’A⁻ que reacciona també és aproximadament 0,010%.

Els resultats dels dos exercicis són simètrics perquè hem escollit constants conjugades i concentracions iguals. Aquesta simetria no és una regla per a dues sals arbitràries: si canvien les constants o les concentracions, cal tornar a calcular.

Observa també que la força d’un àcid feble i la de la seva base conjugada evolucionen en sentit contrari. Com més gran és Ka, més petit és Kb=Kw/Ka, a temperatura fixada.

Tercer exercici: compara la base amb la seva sal

Prepara, per separat, una dissolució 0,100 mol/L de B i una altra 0,100 mol/L de BHCl, mantenint Kb(B)=1,00·10⁻⁵ i la temperatura de 25 °C.

Per a B, l’equilibri és B+H₂O⇌BH⁺+OH⁻. L’aproximació inicial dona [OH⁻]≈√(10⁻⁵·0,100)=1,00·10⁻³ mol/L. Per tant, pOH≈3,00 i pH≈11,00.

La fracció que reacciona és aproximadament 1%, força petita però més gran que en el primer exercici. Si resolem la quadràtica x²+Kb·x−KbC=0, obtenim x≈9,95·10⁻⁴ mol/L i pH≈10,998.

Per a BHCl ja hem obtingut pH≈5,00. Tenir la mateixa concentració analítica no implica el mateix pH: una dissolució comença principalment amb la base B i l’altra amb l’àcid conjugat BH⁺.

Tampoc són dues dissolucions reguladores només perquè les seves fórmules estan relacionades. Un tampó requereix quantitats adequades de les dues espècies conjugades; una dissolució aïllada d’una base o de la seva sal no és automàticament un tampó eficaç.

Quan no serveix una única arrel quadrada

Si tots dos ions poden reaccionar apreciablement amb l’aigua, cal considerar tots dos equilibris. No n’hi ha prou amb declarar una sal àcida o bàsica pel nom d’un sol component.

Si la concentració és extremament baixa, l’autoionització de l’aigua pot ser comparable amb la contribució de la sal. Una aproximació que prediu una dissolució àcida amb menys hidroni que l’aigua pura, sense considerar l’aigua, necessita revisió.

La temperatura també importa. La neutralitat correspon a [H₃O⁺]=[OH⁻], i el pH neutre és pKw/2. El valor set d’aquesta pràctica deriva de la temperatura i de Kw declarats, no d’una definició universal.

Consulta el repàs d’àcids i bases per connectar parelles conjugades i equilibri. El formulari de Química ajuda a ordenar constants, sense implicar que es permeti portar-lo a una prova.

Font conceptual: OpenStax, hidròlisi de sals. Les espècies genèriques i els exercicis d’aquesta activitat són propis.

Preguntes freqüents

Totes les sals donen pH 7?

No. Alguns ions reaccionen amb l’aigua i produeixen dissolucions àcides o bàsiques.

Quina constant faig servir per a la base conjugada d’un àcid feble?

La seva constant bàsica és Kb=Kw/Ka, amb les constants a la mateixa temperatura.

Una base feble i la seva sal tenen el mateix pH a igual concentració?

No. La base i el seu àcid conjugat reaccionen de manera diferent amb l’aigua.

Escriu l’ió actiu abans de calcular el pH

Tapa les solucions i escriu les reaccions de BH⁺ i A⁻ amb l’aigua. Després decideix si l’arrel quadrada calcula hidroni o hidròxid. Aquesta identificació evita obtenir un pH correcte algebraicament però corresponent a l’espècie equivocada.

Per continuar, consulta Química per a les Illes Balears, amb el contingut, el preu i les condicions actuals de compra. Contrasta també les instruccions de la convocatòria que et correspon.