HIDROLISIS (1)

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Hidrólisis. A. González, 2009 
 
Hidrólisis 
 
 Contenido: 
1. Introducción 
2. Definición de hidrólisis 
3. Clasificación de las sales en neutras, ácidas y básicas. 
4. Estudio de los equilibrios implicados en la hidrólisis de sales. 
5. Cálculo de pH de soluciones de sales que hidrolizan. 
 
1.- Introducción 
La hidrólisis es una reacción química donde ocurre la ruptura de la molécula del agua. 
Los reactantes así como los productos de esta reacción pueden ser especies neutras 
(como en el caso de las moléculas orgánicas) y/o iónicas (como en el caso de las 
sales). 
Un ejemplo de hidrólisis de compuestos orgánicos y que se emplea para la obtención 
de jabón, lo constituye la saponificación de los ésteres, donde se producen un ácido 
carboxílico y un alcohol. Otro ejemplo que resulta interesante, es la hidrólisis de 
proteínas, glúcidos y lípidos catalizada por enzimas denominadas hidrolasas. De esta 
manera, las complejas moléculas de almidón se degradan a azúcares de menor 
complejidad mediante hidrólisis. 
La hidrólisis también juega un papel fundamental en la meteorización química de las 
rocas y por lo tanto, en la formación de los suelos. 
En volumetría ácido-base, la reacción hidrolítica determina el pH del punto final, cuando 
se titula una base o ácido débil, con su contraparte fuerte y por tanto debe tomarse en 
cuenta para la selección del indicador. 
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Hidrólisis. A. González, 2009 
Este seminario tiene como objetivo el estudio de los equilibrios implicados en la 
hidrólisis de sales y como estas varían el pH del medio acuoso donde se disuelven. 
 
2.- Definición de hidrólisis 
 
Proviene de las palabras griegas hidros, que significa agua y lisis que significa ruptura. 
Reacción en la cual una sustancia reacciona con uno o ambos iones del agua para 
generar dos productos, sin que se produzca transferencia de electrones. 
La hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de 
ambos, con el agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal determina el pH de una 
disolución. 
Las sales son electrolitos fuertes y en solución acuosa se disocian completamente, 
como se muestra en la Ec.1: 
 
 
 
 
 
Si el catión y el anión de la sal, son ácidos y bases conjugadas fuertes, 
respectivamente, pueden modificar el pH del agua pura, que de acuerdo al producto 
iónico del agua y a 25 °C es 7. Las Ec. 3 y 4 muestran la reacción del ácido y la base 
conjugada fuerte de Bronsted-Lowry, donde se regenera la base y ácido débil, 
respectivamente, de donde provienen estos iones: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.- Clasificación de las sales en neutras, ácidas y básicas. 
 
Las reacciones de hidrólisis pueden variar la concentración de protones o hidroxilos en 
el medio, haciendo a la solución de pH por debajo, igual o por encima de 7, permitiendo 
clasificar a las sales en ácidas, neutras y básicas, como se muestra en la Tabla 1. 
Tabla 1. Clasificación de las sales según la variación de pH de sus soluciones acuosas. 
Tipo Característica Ejemplo 
Neutra • Sus soluciones en agua pura tienen pH 7. 
• Se producen por la neutralización completa de 
un ácido fuerte y una base fuerte. 
 
NaCl, KNO3, NaClO4. 
Ácida • Sus soluciones en agua pura tienen pH inferior 
a 7. 
• Se producen por la neutralización completa de 
una base débil con un ácido fuerte. 
 
NH4Cl 
AlCl3, Fe(NO3)3. 
Básica • Sus soluciones en agua pura tienen pH superior 
a 7. 
• Se producen por la neutralización completa de 
un ácido débil con una base fuerte. 
CH3COONa, Na2CO3, 
KCN. 
 
Los aniones proveniente de ácidos fuertes, como el cloruro ( ), nitrato ( 
 ), 
perclotato ( 
 ), entre otros, junto con metales del Grupo I (Li, Na, K, Cs) y II (Mg, Ca, 
Ba, Sr, a excepción del ) de la Tabla Periódica, forman sales neutras. Ambas 
clases de iones son bases y ácidos conjugados débiles. 
Los cationes provenientes de bases débiles, como el amonio ( 
 ) son ácidos 
conjugados fuertes, que ceden un protón al agua, disminuyendo el pH de la solución. 
Por lo tanto, sales como el cloruro de amonio o nitrato de amonio, se catalogan como 
sales ácidas. De igual manera, iones metálicos pequeños y con carga elevada, como el 
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 , , , y , pueden causar hidrólisis en un grado apreciable. Por 
ejemplo, una solución de nitrato de aluminio ( ) de concentración 0,020 M tiene 
un pH de 3,29. 
Por su parte, los aniones de ácido débiles, como el acetato (CH3COO
-) o el cianuro 
(CN-), aceptan un protón del agua, aumentando el pH de las soluciones acuosas. Por 
lo tanto, sales como el acetato de sodio (CH3COONa) o el cianuro de potasio (KCN), se 
clasifican como sales básicas. 
La magnitud de la hidrólisis del catión o del anión depende del valor de la constante de 
basicidad o acidez de la base o el ácido de donde provienen estos iones, y en la 
medida en que esta sea más pequeña, mayor será la hidrólisis. En el caso que la sal 
esté formada por iones que son capaces de hidrolizar, la variación del pH y la 
clasificación de la sal va a depender de la diferencia en las constantes de acidez o 
basicidad, como se indica en la Tabla 2. Por ejemplo, de acuerdo a la Tabla 2, si la Kb 
de la base es mayor que la Ka del ácido, la disolución debe ser básica porque el catión 
se hidrolizará en menor proporción que el anión y en el equilibrio habrá más iones OH- 
que H+. 
 
Tabla 2. Clasificación de sales en las que el catión y el anión pueden hidrolizar. 
Comparación pH de la solución Tipo de sal Ejemplo 
Kb < Ka < 7 Ácida NH4NO2 
Kb > Ka > 7 Básica NH4CN 
Kb = Ka ≈ 7 Neutra CH3COONH4 
 
4.- Estudio de los equilibrios implicados en la hidrólisis de sales. 
 
Para el estudio de los equilibrios implicados en la hidrólisis, se emplearan como 
ejemplos, al cloruro de amonio (NH4Cl, sal ácida) y al acetato de sodio (CH3COONa, sal 
básica) 
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Cuando se disuelve cloruro de amonio en agua, este se disocia completamente, ya que 
es un electrolito fuerte, como se muestra en la Ec. 5. 
 
 
La concentración de la sal, Cs, es igual a la concentración analítica de iones amonio. El 
ion amonio es el ácido conjugado fuerte del hidróxido de amonio (NH4OH), por lo tanto 
hidroliza (Ec. 6). 
 
 
 
Y la constante de hidrólisis (Kh) (Ec. 7). 
 
 
 
 
 
 
El hidróxido de amonio, es una base débil cuyo equilibrio se muestra en la Ec. 8. 
 
 
Y la constante de disociación o basicidad (Kb) (Ec. 9). 
 
 
 
 
 
De la Ec. 2, se deduce que el producto iónico del agua (Kw) (Ec. 10) 
 
 
Al dividir la Ec. 10 entre la Ec. 9 resulta Ec. 11: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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La Ec. 11 es idéntica a la Ec. 7, por lo tanto la relación 
 
 
 es igual a la constante de 
hidrólisis Kh. Para el cálculo del pH de esta solución, se requiere la concentración en el 
equilibrio de , y 
 . De la Ec. 6 se deduce que la = y que 
la 
 
 . Al sustituir en la Ec. 11: 
 
 
 
 
 
 
 
Como la Kh tiene un valor inferior a 1x10
-5, puede decirse de manera aproximada que 
 
 .Esta aproximación evita la resolución de la ecuación de segundo grado 
que se obtiene. Al sustituir en la Ec. 12 y resolver para , resulta: 
 
 
 
 
 
 
 
 
El cálculo de pH se hace de la manera acostumbrada, al obtener el negativo del 
logaritmo de la concentración de protones (Ec. 14). 
 
Para el caso de una solución de acetato de sodio, esta también se disociacompletamente, ya que es un electrolito fuerte (Ec. 15) 
 
 
De la Ec. 15 se deduce que la concentración analítica de iones acetato es igual a la 
concentración de la sal (Cs). El ión acetato (CH3COO
-) es la base conjugada fuerte del 
ácido acético (CH3COOH), por lo tanto hidroliza (Ec. 16): 
 
 
 
 
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Y la constante de hidrólisis (Kh) (Ec. 17) 
 
 
 
 
 
 
El ácido acético es un ácido débil, cuya equilibrio se disociación se muestra en la 
Ec. 18. 
 
 
Y la constante de disociación o acidez (Ec. 19) 
 
 
 
 
 
Al dividir la Ec 10 entre la Ec. 19 resulta: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
La Ec. 20 es idéntica a la Ec. 17, por lo tanto la relación 
 
 
 es igual a la constante de 
hidrólisis Kh. Para el cálculo del pH de esta solución, se requiere la concentración en el 
equilibrio de , y 
 . De la Ec. 16 se deduce que 
 y que la 
 
 . Como la constante de hidrólisis es muy 
pequeña (< 1x10-5), puede expresarse de manera aproximada que 
 . Al 
sustituir en la Ec. 20 y resolver para resulta: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Finalmente para el cálculo de pH, se determina primero el pOH calculando el logaritmo 
del inverso de la concentración de iones oxidrilo y de la Ec. 22 se despeja el pH. 
 
5.- Calculo de pH de soluciones de sales que hidrolizan. 
 
1.- Escriba la reacción iónica neta, si es que existe, cuando las siguientes sustancias se 
disuelven en agua: (a) NH4Cl; (b) Ca(CH3COO)2; (c) KNO3; (d) NH4F; (e) C6H5NH2; 
(f) Piridina. 
2.- Calcule el pH de una solución 0,36 mol L-1 de CH3COONa. 
(Ka= 1,8x10
-5; Kw =1x10
-14) 
3.- Calcule el pH de una solución 0,42 mol L-1 de NH4Cl. 
(Kb= 1,8x10
-5; Kw =1x10
-14) 
4.- Calcule el pH de la disolución que resulta cuando 40 mL de NH4OH 0,100 mol L
-1 se 
mezclan con 20 mL de una solución de HCl 0,200 mol L-1. 
5.- Indique el pH de una disolución que se prepara al disolver 3,00 g de ácido salicílico 
C6H4(OH)COOH (138,12 g mol
-1) en 100 mL de NaOH 0,217 mol L-1 y diluida a 200 mL. 
(Ka=1,06x10
-3) 
6.- El pH de una solución 0,20 mol L-1 de la sal BCl es de 5,80. Calcule la constante de 
disociación de la base débil BOH. 
7.- Si el pH de una solución de CH3COOK es 8,83. ¿Cuál será su concentración en 
g L-1? (Ka=1,8x10
-5) (CH3COOK=98,1423 g mol
-1) 
Problema propuesto para resolver en clase (Hora corta): 
2.- Calcule el pH de una solución 0,36 mol L-1 de CH3COONa. 
(Ka= 1,8x10
-5; Kw =1x10
-14) 
El acetato de sodio es un electrolito fuerte: 
 
 
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El ion acetato hidroliza: 
 
 
 
La concentración de se calcula con la Ec. 21: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.- Calcule el pH de la disolución que resulta cuando 40 mL de NH4OH 0,100 
mol L-1 se mezclan con 20 mL de una solución de HCl 0,200 mol L-1. 
La mezcla del ácido con la base conduce a una reacción de neutralización, que en este 
caso se escribiría así: 
 
Los mmol de base agregados: 
Los mmol de ácido agregados: 
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La estequiometria de la reacción establece que un mol de hidróxido de amonio 
reacciona con un mol de ácido produciéndose un mol de sal. En este caso se están 
mezclado cantidades equimolares de ácido y base (4 mmol), por lo tanto estos se 
neutralizan por completo y se convierte en una solución salina de cloruro de amonio 
cuya concentración se calcula dividiendo los moles producidos (4 mmol) entre el 
volumen total, asumiendo volúmenes aditivos: 
 
 
 
 
El cloruro de amonio es un electrolito fuerte: 
 
 
El ion amonio hidroliza: 
 
 
 
La concentración de protones se calcula empleando la Ec. 13: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En hora larga, resolver el 3 y el 7 y proponer el resto a los estudiantes. 
Respuestas al resto de los ejercicios: 
3.- pH = 4,82 
5.- pH = 8,01 
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6.- Kb = 7,96x10
-4 
7.- 8,07 g L-1 
 
Bibliografía 
D. Skoog, D. West, F. Holler y S. Crouch, Fundamentos de Química analítica, 
Editorial Thomson, México, 2005, 8va ed. 
D. Peters, J. hayes y G. Hieftje, Chemical separations and measurements, 
Saunders, Philadelphia, 1974 
J. F. Rubinson y K. A. Rubinson, Química Analítica Contemporánea, Editorial 
Prentice Hall, México, 2000 
R. A. Jay y A. L. Underwood, Química Analítica Cuantitativa, Editorial Prentice 
Hall, México, 1989, 5ta ed. 
R. Chang, Química, Editorial Mc Graw Hill, México, 1999, 6ta ed.