Hidrólisis. Reacciones ácido-base

INTRODUCCIÓN. CARACTERES EMPIRICOS DE ÁCIDOS Y BASES.

Antiguamente, los científicos clasificaron las sustancias, por entonces conocidas, en ácidos, bases y sales. En principio las clasificaron teniendo en cuenta una serie de propiedades semejantes. En el año 1663 Robert Boyle estableció una serie de propiedades comunes a todos los ácidos. Así, un ácido se definía como una sustancia cuya disolución acuosa:

  • Reacciona con metales activos (zinc) desprendiendo H2.
  • Neutraliza las bases formando sales (pierden sus propiedades).
  • Decolora la disolución violácea de la fenolftaleina y colorea de rojo el tornasol.
  • Disuelven muchas sustancias.
  • En disoluciones diluidas tienen un sabor agrio característico (llamado sabor ácido).

una base se definiría como la sustancia que en disolución acuosa:

  • Colorea de rojo violáceo las disoluciones de fenolftaleina y de azul el papel de tornasol.
  • Neutraliza los ácidos formando sales (pierden las propiedades características al reaccionar con ácidos).
  • Por su suavidad al tacto (hidroliza las proteínas de la piel).
  • Precipita a muchas sustancias que son solubles en los ácidos.
  • Sabor amargo característico.

Una idea errónea expuesta por Lavoisier era que “el oxígeno es un elemento común a todos los ácidos y es la presencia de este la que constituye la acidez”. Sin embargo, posteriormente se demostró que existen ácidos que no poseen oxígeno en su molécula (HCl, HCN, H2S, etc…).

En 1838, Liebig definió los ácidos como “compuestos que contienen hidrógeno atómico, en los que este se puede reemplazar por metales”.

Los ácidos con oxígeno y un elemento no metal se los denomina oxiácidos y se obtienen al adicionar agua a un anhídrido:

N2O5 + H2O -> 2HNO3

SO3 + H2O -> H2SO4

Cl2O7 + H2O -> 2HClO4

Los ácidos formados por un no metal y el hidrógeno se denominan hidrácidos:

Cl2 + H2 -> 2HCl

S + H2 -> H2S

Las bases son compuestos formados por oxígeno, hidrógeno y un elemento metálico, en los cuales el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando un anión OH hidroxilo. Se obtienen adicionando agua a los óxidos:

BaO + H2O -> Ba(OH)2

K2O + H2O -> 2KOH

TEORIAS SOBRE ÁCIDO Y BASE

  • TEORÍA DE ARRHENIUS

Arrhenius hizo la siguiente clasificación:

Ácidossustancias que en disolución acuosa se disocian cediendo protones (H+).

Basessustancias que en disolución acuosa se disocian cediendo iones hidróxido (OH).

Salessustancias que en disolución acuosa se disocian cediendo otros iones.

En general las ecuaciones de disociación son:

Ácido: AH -> A + H+

Base: BOH -> B+ + OH

Ejemplos:

HNO3 -> NO3 + H+ (ac. monoprótico)

H2SO4 -> SO42- + 2H+ (ac. diprótico)

H3PO4 -> PO43- + 3H+ (ac. triprótico)

NaOH -> Na+ + OH

Ca(OH)2 -> Ca2+ + 2OH

El proceso de neutralización consiste en la reacción de un ácido y una base para dar una sal y agua.

(Cl + H+) + (Na+ + OH) -> (Cl + Na+) + H2O

En definitiva se puede escribir generalizando 

H+ + OH -> H2O

Por lo que todas las propiedades de la reacción de neutralización deben ser iguales para cualquier ácido y cualquier base. Por ejemplo el color de neutralización es el mismo independientemente del ácido y de la base que se emplean en la neutralización.

  • TEORÍA DE BRØNSTED-LÖWRY (1938)

Ácidosustancia (molecular o iónica) capaz de ceder protones (H+) a otra sustancia que actúa como base.

Basesustancia (molecular o iónica) capaz de aceptar protones (H+) de un ácido.

Según estas definiciones cuando un ácido (AH) cede un protón, se transforma en una base (A), porque puede darse la reacción inversa donde A acepte un protón:

AH(ácido) -> A + H+

A(base conj.) + H+ -> AH

B(base) + H+ -> BH+

BH+(ácido conj.) -> B + H+

Las parejas ácido y base AH y A se denominan ácido y base conjugados.

Por tanto, los protones cedidos han de ser aceptados por otra sustancia y viceversa, es decir los ácidos y bases conjugados van por parejas.

Por ejemplo

HCl(ácido1) + H2O(base2) -> Cl(base1) + H3O+(ácido2)

NH3(base1) + H2O(ácido2) -> NH4+(ácido1) + OH(base2)

Como podemos ver en testa teoría se tiene en cuenta el disolvente en el que se ha realizado la disociación. Como veremos más adelante, si un ácido es fuerte su base conjugada será débil y viceversa.

Se puede observar que el agua puede actuar como ácido o como base. A estas sustancias que pueden comportarse en muchos casos como ácidos o como bases se les denomina anfóteros, anfipróticos o anfolitos.

Esta teoría en definitiva amplia la de Arrhenius distinguiendose tres tipos de ácidos:

Neutros (HCl), aniónicos (HSO4), y catiónicos (NH4+)

  • TEORÍA DE LEWIS (1923)

Se conocen sustancias que, careciendo de hidrógeno en su molécula como SO3 y CO2, se comportan como ácidos pues en presencia de óxidos básicos, como CaO y K2O y en ausencia de disolvente, por lo que no hay transferencia de protones, reaccionan formando una sal.

CO2 + CaO -> CO3Ca

SO3 + K2O -> SO4K2

A la vista de estos hechos Lewis estableció un nuevo concepto de ácido y de base:

Ácidosustancia (átomo, molécula o ión) capaz de aceptar la compartición de un par de electrones (en un enlace covalente coordinado) que procede de una base.

Basesustancia (átomo, molécula o ión) capaz de ceder un par de electrones en un enlace covalente coordinado.

Por ello un ácido de Lewis debe tener al menos un orbital libre y una base un par de electrones no compartidos.

Esta teoría electrónica de Lewis es la más general, y naturalmente, en ella quedan incluidas las dos anteriores.

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES. CONSTANTE Y GRADO DE DISOCIACIÓN.

No todas las sustancias capaces de actuar como ácidos ceden un protón con la misma facilidad. Los ácidos son tanto más fuertes cuanto mayor tendencia tienen a ceder un protón.

Análogamente, una base será más fuerte cuanto mayor tendencia tenga a aceptar protones. La fuerza de los ácidos y de las bases puede medirse por la magnitud de su reacción con una sustancia de referencia (el H2O en general).

Los ácidos HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, etc. Son ácidos fuertes porque están totalmente disociados, es decir, el equilibrio de disociación se encuentra totalmente desplazado (hacia la derecha) y los valores de sus constantes serán pues muy elevados.

AH + H2O -> A + H3O+

Sin embargo, sus bases conjugadas, Cl, NO3, SO42-, ClO4, etc son muy débiles. 

Por el contrario, los ácidos CH3-COOH, CNH, CO3H2, etc, son ácidos débiles y sus equilibrios de disociación no están tan desplazados hacia la derecha como consecuencia sus constantes de disociación serán más bajas.

Sus bases conjugadas, CH3-COO, CN, CO3=, etc., serán generalmente bases fuertes.

Así pues la medida de la fortaleza de un ácido viene dada por el valor de su constante de disociación que se obtiene aplicando la ley de acción de masas (LAM) al equilibrio de disociación:

Según Arrhenius:

Según Brønsted-Löwry:

Teniendo en cuenta que [H2O] = cte, tenemos que [H3O+] = [H+]

El mismo tratamiento puede hacerse para las bases:

Se llama grado de disociación (α) de un ácido o una base al tanto por uno de él, que se encuentra disociado. Así, en el caso de un ácido, α es el tanto por uno de ácido AH que se encuentra en forma disociada A y H+.

Si el ácido es fuerte, se encontrará totalmente disociado, por lo que α=1.

Si el ácido es débil, se encontrará parcialmente disociado con valores 0< α< 1.

Supongamos un ácido que se encuentra en una concentración inicial C:

AH <–> A + H+

Inicial C <–> 0 + 0

Equilibrio C(1-α) <–> Cα + Cα

Ka = [A]·[H+]/[AH] = c2α2/c(1-α) = cα2/(1-α)

Cuando se trata de ácidos polipróticos la disociación se produce gradualmente, como se se tratara de varios ácidos y cada proceso de equilibrio tiene una correspondiente constante de ionización.

Ej.

H3PO4 <–> H2PO4 + H+

Ka1 = [H2PO4]·[H+]/[H3PO4] = 1.1·10-2 mol/l

H2PO4 <–> HPO4= + H+

Ka1 = [HPO4=]·[H+]/[H2PO4] = 7.5·10-8 mol/l

HPO4= <–> PO43- + H+

Ka1 = [PO43-]·[H+]/[HPO4=] = 5.0·10-13 mol/l

CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL AGUA

Como ya se ha mencionado, existen sustancias que se pueden comportar como ácidos o bases, dependiendo frente a quien actúen, estas sustancias se denominan como ya hemos visto sustancias anfóteras, anfipróticas o anfolitos.

Ej.

Al(OH)3 <–> AlO2 + H3O+ (ácido)

Al(OH)3 <–> Al3+ + 3OH (base)

En el caso del agua se da la reacción de autoprotólisis

H2O + H2O <–> H3O+ + OH

A1 + B<–> A2 + B1

Con aparatos muy sensibles, muestran que aún el agua pura presenta una pequeña conductividad.

K’w = [H3O+]·[OH]/[H2O]2 -> Kw = K’w [H2O]2 = [H3O+]·[OH]

Kw cte del producto ionico del agua

El valor de Kw a 25ºC es de 10-14

En el agua pura cada ión H3O+ que se forma está acompañado de un ión OH por lo que [H3O+] = [OH] y [H3O+] = [OH] = = 10-7

Así pues:

Disoluciones neutras:

[H3O+] = [OH] = 10-7

Disoluciones ácidas:

[H3O+] > 10-7 y [OH] < 10-7

[H3O+] > [OH]

Disoluciones básicas:

[H3O+] < 10-7 y [OH] > 10-7

[OH] > [H3O+]

CONCEPTO Y ESCALA DE pH

La medida de la acidez de una disolución se puede hacer como acabamos de ver mediante la concentración de los iones hidronio.

Sin embargo, se acostumbra a utilizar el pH para medir la acidez de una disolución. Fue propuesto por Sörensen quien definió el pH como el “logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio contenidos en una disolución”.

pH = log(1/[H3O+]) = – log [H3O+]

en agua pura [H3O+] = [OH] = 10-7

pH = -log 10-7 = 7 disolución neutra

si la disolución es ácida: [H3O+] > 10-7 pH < 7

si la disolución es básica: [H3O+] < 10-7 pH > 7

Se define de igual forma el pOH como:

pOH = log(1/[OH]) = – log [OH]

y puesto que: 

[H3O+]·[OH] = 10-14

-log[H3O+] – log [OH] = 14

pH + pOH = 14

Esta misma notación se utiliza también frecuentemente para las constantes de equilibrio, en particular las de disociaciones de ácidos o bases débiles, hidrólisis, etc.

pKa =-log Ka pKb =-log Kb

Algunos ejemplos de cálculo de pH y utilización de α

EFECTO NIVELADOR Y DIFERENCIADOR DE UN DISOLVENTE

Los ácidos como el HI, HBr, HCl, HClO4, HNO3, H2SO4, etc están disociados prácticamente en un 100% en disoluciones acuosas no demasiado concentradas. Podríamos concluir que todos estos ácidos tendrían la misma fuerza, lo cual no parece muy razonable si atendemos a las diferencias estructurales existentes entre ellos. La razón reside en el hecho de que el agua se comporta como una base fuerte frente a estos ácidos, reteniendo con intensidad el protón cedido. 

El agua en este sentido, nivela las fuerzas de todos estos ácidos fuertes, es por tanto un disolvente nivelador.

Definimos la constante de acidez intrínseca como:

AH <–> A + H+

KAHa = [A]·[H+]/[AH]

La del disolvente

DH + H+<–> DH2+

KDHb = [DH2+]/[DH]·[H+]

La constante de acidez real será:

AH +DH <–> A + DH2+

Ka = [A]·[DH2+]/[AH]·[DH] = KAHa·KDHb

De la misma forma se obtiene: Kb = KBb·KDHa

Ejemplo:

A1H ; KA1Ha = 105

A2H ; KA2Ha = 10-2

A3H ; KA3Ha = 10-4

DH ; KDHb = 1010 (agua)

—————————–

Ka1 = 1015

Ka2 = 108

Ka3 = 106

Todos son ácidos fuertes

Es el efecto nivelador del disolvente

Ejemplo:

A1H ; KA1Ha = 105

A2H ; KA2Ha = 10-2

A3H ; KA3Ha = 10-4

DH ; KDHb = 102 (metanol)

—————————–

Ka1 = 107 ac. fuerte

Ka2 = 1 ac. normal

Ka3 = 10-2 ac. debil

Este es el efecto diferenciador de un disolvente como el metanol frente a estos ácidos.

HIDRÓLISIS. GRADO DE HIDRÓLISIS.

Literalmente hidrólisis significa rotura mediante agua. Sabemos que cuando un ácido y una base reaccionan entre sí se forma una sal mas agua:

AH +BOH <–> AB + H2O

Cabria pensar que si el proceso es reversible, es decir, que cuando una sal se disuelve en agua pueda aparecer en el medio algún ácido o base asignandole cierto pH.

AB + H2O <–> AH + BOH

Esta reacción se da únicamente con determinas sales, pudiéndose presentar cuatro casos distintos:

  1. sal de ácido fuerte-base fuerte:

ClNa no se hidroliza ni el catión ni el anión

ClNa <–> Cl + Na+

Cl + H2O (no) <–> ClH + OH

Na+ + H2O (no) <–> NaOH + H+

Al no poder hidrolizarse ni el catión ni el anión el pH será neutro.

  1. sal de ácido fuerte-base débil:

ClNH4 sal de catión hidrolizable

ClNH4 <–> Cl + NH4+

Cl + H2O (no) <–> ClH + OH

NH4+ + H2O <–> NH4OH + H+

Kh = [NH4OH]·[H+]/[NH4+] [H2O] = cte

Multiplicando por [OH]

Kh = [NH4OH]·[H+]·[OH]/[NH4+]·[OH] = [NH4OH]·Kw/[NH4+]·[OH] = Kw/Kb

Kh = Kw/Kb cuanto más fuerte sea la base menos se hidroliza

NH4OH <–> NH4+ + OH

Kb = [NH4+]·[OH]/[NH4OH]

  1. sal de ácido debil-base fuerte:

CNK sal de anión hidrolizable

CNK <–> CN + K+

K+ + H2O (no) <–> KOH + H+

CN + H2O <–> CNH + OH

Kh = [CNH]·[OH]/[CN] [H2O] = cte

Multiplicando por [H+]

Kh = [CNH]·[OH]·[H+]/[CN]·[H+] = [CNH]·Kw/[CN]·[H+] = Kw/Ka

Kh = Kw/Ka cuanto más fuerte sea el ácido menos se hidrolizará

CNH <–> CN + H+

Ka = [CN]·[H+]/[CNH]

  1. sal de ácido débil-base débil:

CH3COONH4 sal de catión y anión hidrolizables

CH3COONH4 -> CH3COO + NH4+

CH3COO + H2O -> CH3COOH + OH

NH4+ + H2O -> NH4OH + H+

————

CH3COO + NH4+ + H2O -> CH3COOH + NH4OH

Kh = [NH4OH]·[ CH3COOH]/ [CH3COO] [NH4+] [H2O] = cte

Multiplicando por [OH] y [H+]

Kh = [CH3COOH]·[NH4OH]·[H+]·[OH]/[ CH3COO][NH4+]·[H+]·[OH]

= Kw/Ka·Kb

El grado de hidrólisis (α) es el tanto por uno de sal que se encuentra hidrolizada.

Si α = 1 la sal está totalmente hidrolizada

Si α = 0 no hay hidrólisis

La relación que existe entre el grado de hidrólisis y la constante de hidrólisis es:

Ac + H2O <–> AcH + OH

Equilibrio C(1-α) <–> Cα + Cα

Kh = cα2/(1-α)

El grado de hidrólisis y por tanto la hidrólisis de una sal aumenta con la temperatura, con la dilución y con la mayor debilidad bien del ácido o de la base correspondiente

DISOLUCIONES REGULADORAS Y AMORTIGUADORAS DE pH

Se llaman también disoluciones tampón o buffer y su misión es mantener invariable(cte) el pH de la disolución que las contienen frente a diluciones y adición de ácidos o bases.

Estas disoluciones están constituidas por mezclas de:

-Ácido débil + sal de ácido débil-base fuerte: CH3COOH + CH3COONa

-Base débil + sal de ácido fuerte-base débil: NH4OH + ClNH4

Veamos como actúa una disolución reguladore para manterner el pH de una disolución:

Disolución Reguladora CH3COOH/CH3COONa

Disociación del ácido acético

CH3COOH -> CH3COO + H+

Ka = [CH3COO]·[H+]/[CH3COOH]

(desplazado a la izquierda)

Disociación del acetato sódico

CH3COONa -> CH3COO + Na+

(desplazado a la derecha)

la disociación del ácido se puede considerar muy desplazada a la izquierda como consecuencia de la presencia del CH3COO– procedente del CH3COONa.

Por otro lado el proceso de hidrólisis del CH3COO

CH3COO + H2O -> CH3COOH + OH

Está muy desplazada a la izquierda debido a que coexiste en el medio CH3COOH

Si se agrega un ácido fuerte, los protones procedentes de la disociación del mismo desaparecen del medio porque reaccionan con los iones acetato formando ácido acético poco disociado, los iones CH3COO constituyen la llamada reserva alcalina de la disolución.

CH3COO + H+ -> CH3COOH

Por otra parte si se agrega una base fuerte, los iones OH desaparecen neutralizandose con el ácido acético, las moleculas de CH3COOH constituyen la reserva ácida de la disolución.

CH3COOH + OH -> CH3COO + H2O

Vamos a ver cual es el pH de esta disolución reguladora:

Ka = [CH3COO]·[H+]/[CH3COOH]

[H+] = Ka·[CH3COOH]/[CH3COO]

pH = -log Ka –log[CH3COOH]/[ CH3COO]

= pKa + log([CH3COO]/[ CH3COOH])

en general

pH = pKa + log([sal]/[ácido])

ejemplos

b) disolución reguladora NH4OH/ClNH4

-disociación de la base:

NH4OH -> NH4+ + OH

Kb = [NH4+]·[OH]/[ NH4OH]

(desplazado a la izquierda debido a la presencia de NH4+ procedente de la disociación total del ClNH4

ClNH4 -> NH4+ + Cl

(desplazado a la derecha)

El proceso de hidrólisis del NH4+

NH4+ + H2O -> NH4OH + H+

Está muy desplazada a la izquierda debido a que coexiste en el medio NH4OH

Si se agrega un ácido fuerte, tiene lugar el proceso:

NH4OH + H+ -> NH4+ + H2O

los iones NH4+ constituyen la llamada reserva alcalina de la disolución.

Si se agrega una base fuerte:

NH4+ + OH -> NH4OH

las moleculas de NH4+ constituyen la reserva ácida de la disolución.

Vamos a ver cual es el pH de esta disolución reguladora:

Kb = [NH4+]·[OH]/[NH4OH]

[OH] = Kb·[NH4OH]/[NH4+]

pOH = -log Kb –log[NH4OH]/[NH4+]

= pKb + log([NH4+]/[NH4OH])

14 –pH = pKb + log([NH4+]/[NH4OH])

pH = 14 – pKb + log([NH4OH]/[NH4+])

en general

pH = 14 – pKb + log([base]/[sal])

ejemplos

INDICADORES ÁCIDO BASE

Un indicador ácido-base es una sustancia orgánica que cambia de colar cuando cambia el pH del medio en que se encuentra. Son generalmente ácidos o bases débiles cuyo equilibrio de disociación está desplazado hacia la izquierda o a la derecha dependiendo de la [H+] y que presentan distinto color en forma básica y ácida.

InH <–> In + H+

Forma ac (color1) Forma basica(color2)

El cambio de color se llama viraje del indicador y se produce en un intervalo de pH de unas dos unidades (intervalo de viraje).

Indicador Color forma(ac.) Color forma (básica)

Tornasol Rojo Azul

Fenolftaleina Incoloro Rojo-violáceo

Anaranjado de Metilo Rojo Amarillo

El indicador universal es una mezcla de varios indicadores con un intervalo de pH desde 1-14 pasando por los siguientes colores

pH 1-4 5 6 7 8 9 10 11-14

Color rojo rojo amarillo verde verde azul azul azul

Anaranj. Amarill. Verd. Violeta

VOLUMETRIAS Y VALORACIONES ÁCIDO-BASE O DE NEUTRALIZACIÓN

Cuando a una determinada cantidad de una disolución de un ácido se le añade una cantidad de disolución de una base sea equivalente se llega al punto de equivalencia, o sea, que el número de equivalentes de ácido es igual al número de equivalentes de base.

En el caso de una reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte el punto de equivalencia corresponde a un pH=7, al igual que para la reacción entre un ácido debil y una base debil, con las constantes de disociación iguales.

En cualquier otro caso el pH de equivalencia queda determinado por la hidrólisis.

Llamamos valoración de una disolución al hecho de determinar exactamente la concentración de la misma, y denominamos disolución valorada a una disolución cuya concentración se conoce exactamente.

Una valoración ácido-base consiste en determinar la concentración de una disolución de un ácido mediante una disolución valorada de una base o viceversa.

En el punto de equivalencia se tiene que cumplir:

NAH·VAH = NB·VA

Veamos los posibles casos que se presentan cuando realizamos una valoración:

valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

Si observamos los valores obtenidos que están representados en la tabla adjunta y realizamos una representación gráfica de los mismos, podemos observar que el pH aumenta muy lentamente al comienzo de la valoración y sufre un brusco incremento en la proximidades del punto de equivalencia de modo que, pasado este, el pH continua incrementandose cada vez con mayor lentitud. La no simetría de la curva se debe al efecto de la disolución.

valoración de un ácido debil con una base fuerte

pH inicial: es el pH del ácido ya que todavía no hay base:

AH <–> A + H+

Ka = [A]·[H+]/[AH]

Considerando que [A] = [H+] y que [AH] = Ca –[H+]

Ka = [H+]2/(Ca-[H+])

Como se trata de un ácido debil la concentración de protones será despreciable [H+] frente a la concentración inicial del ácido Ca

Ka = [H+]2/Ca [H+] = KaCa pH = ½·pKa – ½·log Ca

pH en el transcurso de la neutralización:

AH + BOH -> AB + H2O

Ka = [A]·[H+]/[AH]

En este caso la [A]≠[H+] y [AH]≈[Ca] ácido debil, y [A]≈[Cs] concentración de sal

[H+] = Ka·[AH]/[A] pH = pKa + log(Cs/Ca)

pH en el momento de la neutralización (punto de equivalencia). El ácido y la base se han neutralizado formandose la sal.

AB + H2O  A + B+ (hidrólisis del anión)

A + H2O  AH + OH

Kh = Kw/Ka = [AH]·[OH]/[A] donde [AH]·= [OH]

Kw/Ka = [OH]2·[H+]2/[A]·[H+]2 = Kw2/[A]·[H+]2

[H+] = (Kw·Ka/[A]) = (Kw·Ka/Cs) [A]  [Cs]

pH = 7 + ½·pKa + ½·log Cs

  1. valoración de un ácido fuerte con base debil

pH inicial: 

BOH  B+ + OH

Kb = [B+]·[OH]/[BOH]

Considerando que [B+] = [OH] y que [BOH] = Cb –[OH]

Ka = [OH]2/(Cb-[OH])

Como se trata de una base débil la concentración de hidroxilos será despreciable [OH] frente a la concentración inicial de la base Cb

Kb = [OH]2/Cb [OH] = KbCb pOH = ½·pKb – ½·log Cb

pH = 14 – ½·pKb + ½·log Cb

pH en el transcurso de la neutralización:

BOH + AH  AB + H2O

Kb = [B+]·[OH]/[BOH]

En este caso la [BOH]  [Cb] base debil, y [B+]  [Cs] concentración de sal

pOH = pKb + log(Cs/Cb) pH = 14 – pKb – log(Cs/Cb)

pH en el momento de la neutralización (punto de equivalencia). El ácido y la base se han neutralizado formándose la sal.

AB + H2O  A + B+ (hidrólisis del catión)

B+ + H2O  BOH + H+

Kh = Kw/Kb = [BOH]·[H+]/[B+] donde [BOH]·= [H+]

Kw/Kb = [H+]2/[B+] [H+] = (Kw·[B+]/Kb) [B+]  [Cs]

pH = 7 – ½·pKb – ½·log Cs

Resumiendo, se puede generalizar diciendo:

  • en una neutralización ácido fuerte-base fuerte, el pH en el punto de equivalencia no depende de las concentraciones y tiene un valor de 7
  • En una neutralización ácido débil-base fuerte, el pH en el punto de equivalencia depende de las concentraciones y será alcalino.
  • En una neutralización ácido fuerte-base débil, el pH en el punto de equivalencia depende de las concentraciones y será ácido.