4. Hidrólisis de sales y Acción Reguladora

4.1 HIDRÓLISIS DE SALES

• 4.1.1 Introducción
• 4.1.2 Parte Experimental

4.2 ACCIÓN REGULADORA

• 4.2.1 Introducción
• 4.2.2 Parte Experimental

4.3 Formulario

4.1.1 Hidrólisis de Sales - IntroducciÓn:

La hidrólisis es la reacción del agua con una sustancia. Entre las sustancias que pueden sufrir esta reacción se encuentran numerosas sales, que al ser disueltas en agua, sus iones constituyentes reaccionan con los H₃O⁺ o con los OH^-, procedentes de la disociación del agua. Esto produce un desplazamiento del equilibrio de disociación del agua y como consecuencia se modifica el pH de la disolución. Cuanto más débiles son el ácido o la base mayor es la hidrólisis. Este comportamiento ácido básico de las disoluciones acuosas de algunas sales neutras, se debe a que al menos uno de sus iones reacciona con el agua. La hidrólisis, según la teoría de Brönsted y Lowry es simplemente una reacción ácido base:

Ácido + Base → Sal + Agua

HA + BOH → AB + H₂O

El carácter ácido, básico o neutro de la disolución resultante está ligado al carácter, o fortaleza, del ácido o/y de la base de los que la sal AB proceda, ya que la sal se ionizará completamente en disolución:

AB → A^- + B⁺

Si el ácido tenía carácter débil el anión se hidroliza regenerando el ácido, y por tanto incrementando la concentración de iones OH^-, lo que explica el carácter básico de la disolución:

A^- + H₂O → HA + OH^-

Si la base tenía carácter débil el catión se hidroliza regenerando la base, y por tanto incrementando la concentración de iones H⁺, lo que explica el carácter ácido de la disolución:

B⁺ + H₂O → BOH + H⁺

Ambas reacciones tienen una constante llamada constante de hidrólisis. En general se puede resumir, que el carácter ácido básico aproximado de la disolución dónde se haya producido la hidrólisis de una sal, será el siguiente:

• Neutro para el caso de sales formadas a partir de ácido fuerte más base fuerte.
• Ligeramente básico para el caso de sales formadas a partir de ácido débil y base fuerte.
• Ligeramente ácido para el caso de sales formadas a partir de ácido fuerte y base débil.
• En el caso de sales formadas a partir de ácido débil más base débil, el caracter ácido básico de la disolución dependerá de la fortaleza relativa de los ácidos o bases de los cuales provengan.

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4.1.2 Hidrólisis de Sales - Parte Experimental:

Para realizar esta práctica vamos a preparar disoluciones acuosas a partir de las cinco sales siguientes: (A) Na₂SO₄, (B) K₂CO₃, (C) NH₄Cl, (D) CH₃-COONa, y (E) Al₂(SO₄)₃.

Las disoluciones las prepararemos utilizando cinco tubos de ensayo uno para cada sal, bien limpios, donde disolveremos la punta de una espátula de la sal correspondiente en 10 ml de agua destilada.

Seguidamente prepararemos cinco trocitos de papel indicador que situaremos sobre un “vidrio de reloj” o una “placa de toque”, bien identificados con las mismas letras A-E correspondientes a cada sal.

A continuación, y con la ayuda de una varilla de vidrio, iremos añadiremos unas gotas de cada una de las cinco disoluciones anteriormente preparadas sobre el trozo de papel indicador correspondiente.

 

Nota importante: Hay que enjuagar perfectamente la varilla con agua, y secarla, entre ensayo y ensayo.

Finalmente, observaremos los cambios de color de los papeles indicadores e interpretaremos los resultados de cada ensayo. Anotaremos todos estos datos en la Tabla I.

Tabla I

disolución	sal	color del papel indicador	carácter de la disolución
A	Na2SO4	Verde claro	Neutro
B	K2CO3	Azul oscuro	Básico
C	NH4Cl	Verde amarillento	Ligeramente ácido
D	CH3-COONa	Verde oscuro	Ligeramente básico
E	Al2(SO4)3	Naranja	Ácido

Las reacciones que justifican el carácter ácido base de las disoluciones anteriores son las siguientes:

A	Na2SO4	Es una sal de ácido fuerte y base fuerte. Los iones Na+ y SO42- no reaccionan con el agua y la disolución es neutra.
B	K2CO3	Es una sal de ácido débil y base fuerte. La disolución es básica.
		CO32- + H2O →← HCO3- + OH-
C	NH4Cl	Es una sal de ácido fuerte y base débil. La disolución es ácida.
		NH4+ + H2O →← NH3 + H3O+
D	CH3-COONa	Es una sal de ácido débil y base fuerte. La disolución es básica.
		CH3COO- + H2O →← CH3COOH + OH-
E	Al2(SO4)3	Es una sal de ácido fuerte y base débil. La disolución es ácida.
		[Al(H2O)6]3+ + H2O →← [Al(H2O)5OH]2+ + H3O+
		(El Al3+ hidratado, [Al(H2O)6]3+, se comporta como ácido cediendo H+).

Una vez que hemos analizado el carácter ácido base de las disoluciones A-E mediante el papel indicador, vamos a volver a analizarlas utilizando algunos de los indicadores colorimétricos recogidos en la Tabla II.

Tabla II

Nº Indicador-Nombre	Intervalo de Viraje	COLOR
		Forma Ácida	Forma Básica
1 - Verde de bromocresol	3,8 - 5,4	Amarillo	Azul
2 - Rojo de metilo	4,2 - 6,3	Rojo	Amarillo
3 - Rojo de cresol	7,2 - 8,8	Amarillo	Rojo
4 - Timolftaleína	9,3 - 10,5	Incoloro	Azul
5 - Amarillo de Alizarina-R	10 - 12,1	Amarillo	Rojo
6 - Azul de bromofenol	3,0 - 4,6	Amarillo	Azul-Violeta
7 - Rojo de clorofenol	4,8 - 6,4	Amarillo	Rojo
8 - Índigo Carmín	11,4 - 13	Azul	Amarillo

Teniendo en cuenta las diferentes letras y números asignados a las disoluciones (A-E) e indicadores (l-8), recogidos en las Tablas I y II, respectivamente, vamos a realizar los ensayos que se especifican en la Tabla III, utilizando dos tubos de ensayo para cada disolución que llenaremos con unos 2 ml aproximadamente. Anotaremos: los cambios de color, cuál es el intervalo de pH que podemos deducir, y de nuevo nuestra conclusión sobre el carácter ácido base de las disoluciones. A continuación se muestran las fotografías de los diferentes ensayos:

Tabla III

ENSAYO		COLOR	El pH es		CONCLUSIÓN
DISOLUCIÓN	INDICADOR		mayor de	menor de
(2 ml)	(2-3 gotas)
A (Na2SO4)	3	Amarillo pálido		7,2	Neutro, o levemente ácido
A (Na2SO4)	2	Amarillo	6,3
B (K2CO3)	4	Azul oscuro	10,5		Básico
B (K2CO3)	8	Azul claro		11,4
C (NH4Cl)	1	Azul verdoso		5,4	Ácido
C (NH4Cl)	2	Amarillo Anaranjado	4,2
D (CH3-COONa)	3	Rojo	8,8		Básico
D (CH3-COONa)	4	Incoloro		9,3
E (Al2(SO4)3)	1	Amarillo verdoso	3,8		Ácido
E (Al2(SO4)3)	2	Rojo Anaranjado		4,2

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4.2.1 Acción Reguladora - Introducción:

Las disoluciones que contienen un ácido débil y una sal de ese mismo ácido, o bien una base débil y una sal de la misma base, son conocidas con el nombre de disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón.  Las disoluciones reguladores tienen la capacidad de mantener prácticamente constante el pH inicial, incluso después de que se les adicione pequeñas cantidades de ácidos o bases. Dos ejemplos típicos son las disoluciones acuosas constituidas por mezclas de ácido acético (CH₃COOH) y acetato sódico (CH₃COONa),  y las de amoniaco (NH₃) y cloruro amónico (NH₄Cl).

Veamos como funciona la primera, para lo cual tenemos que tener presente que reacción de equilibrio está siendo responsable del pH de la disolución:

CH₃COOH + H₂O →← CH₃COO^- + H₃O⁺

Si añadimos una pequeña cantidad de ácido, aumentamos la concentración de protones [H₃O⁺] y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, consumiéndose algo de iones CH₃COO^-, que se combinan con los protones en exceso, con lo que en la nueva situación de equilibrio apenas ha variado la [H₃O⁺] y por lo tanto el pH.

De forma análoga, si añadimos una pequeña cantidad de base, se combina con los protones y disminuye su concentración. Entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha, consumiéndose algo de ácido acético, con lo que se restituyen los iones H₃O⁺ y se mantiene casi constante su concentración.

Vamos a comprobar como funciona una disolución tampón calculando cómo varía el pH de una disolución tampón de ácido acético 0,7 M y acetato sódico 0,7 M cuando se le adiciona 1 mL de ácido nítrico (HNO₃) 1M, que es un ácido fuerte. Siendo la constante de acidez del ácido acético = 1,850·10^-5.

La constante del equilibrio que rige la disolución reguladora es:

K_a =

[CH₃COO^-]x[H₃O⁺] / [CH₃COOH]

Teniendo en cuenta la presencia de una elevada concentración de iones acetato, el ácido acético apenas estará disociado por los que antes de añadir el ácido nítrico las concentraciones de cada uno en la disolución son:

[CH₃COO^-] = 0,7 M   y   [CH₃COOH] = 0,7 M

Por lo tanto, sustituyendo en la constante de acidez:

K_a = 1,85x10^{-5 =}

0,7x[H₃O⁺] / 0,7

Obtenemos:

[H₃O⁺] = 1,850·10^-5, y así el pH = 4,733

Si adicionamos 1mL de HNO₃ 1M, estaremos adicionando 0,001 moles de HNO₃ que reaccionará con 0,001 moles de CH₃COO^- para formar 0,001 moles de CH₃COOH. Asumiendo que el cambio de volumen tras la adición es muy pequeño, podemos calcular rápidamente por sustracción directa las nuevas concentraciones de ácido acético y acetato presentes en la disolución:

[CH₃COO^-] = 0,699 M    [CH₃COOH] = 0,701 M

sustituyéndolas en la ecuación de la constante de acidez:

K_a = 1,85x10^{-5 =}

0,699x[H₃O⁺] / 0,701

obtenemos:

[H₃O⁺] = 1,855.10^-5   y finalmente:   pH = 4,731

Observamos que el pH solamente ha variado en 2 milésimas, y por lo tanto prácticamente se ha mantenido constante.

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4.2.2 Acción Reguladora - PARTE EXPERIMENTAL

Cogeremos cinco tubos de ensayo limpios y adicionaremos lo siguiente:

1. En los tubos 1, 2, y 3 adicionaremos 5 ml de una disolución reguladora, formada al mezclar volúmenes iguales (15 ml) de dos disoluciones acuosas de ácido acético 0,5M y acetato sódico 0,5M, y cuyo pH deberá ser 4,74. El tubo 1 lo prepararemos por duplicado para posteriormente adicionarle dos indicadores colorimétricos diferentes.

 

2. En los tubos 4 y 5 adicionaremos 5 ml de agua destilada.

3. En los tubos 2 y 4, añadiremos 1 ml de HCl 0,1 M.

4. En los tubos 3 y 5, añadiremos 1 ml de NaOH 0,1 M.

Siguiendo las instrucciones que se indican en la Tabla IV, añadiremos a cada tubo unas gotas del indicador correspondiente. Las características de estos indicadores se encuentran recogidas en la Tabla II. Anotaremos las coloraciones observadas así como las conclusiones oportunas.

 

Tabla IV

TUBO	5 ml de:	1 ml de:	INDICADOR	COLOR	El pH es		CONCLUSIONES
					> de	< de
1	Dis. Reg.	-	6	Azul	4,6		El pH se encuentra entre 4,6 y 4,8
1	Dis. Reg.	-	7	Amarillo		4,8
2	Dis. Reg.	HCl	6	Azul	4,6		No varía
3	Dis. Reg.	NaOH	7	Amarillo		4,8	No varía
4	H2O	HCl	6	Amarillo		3,0	Ácido
5	H2O	NaOH	5	Rojo	12,1		Básico

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4.3. Formulario de Auto-evaluación

Aquí se encuentra el formulario de preguntas que debes rellenar y enviar por correo electrónico a tu profesor:

Documento Word

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