Fundamentos del Equilibrio Químico y Procesos de Hidrólisis Salina

Equilibrio Químico

La constante de equilibrio ($K_c$) depende de la temperatura, la naturaleza de los reactivos y productos, y del ajuste de la reacción química.

• $K_c \ge 1$: El equilibrio está desplazado hacia la derecha, es decir, hacia la formación de productos.
• $K_c \ge 10^5$: La conversión de reactivos en productos es casi completa, lo que indica un alto rendimiento.
• $K_c < 1$: El equilibrio está desplazado hacia los reactivos (se obtendrá menor cantidad de producto), favoreciendo la formación de reactivos.
• $K_c \le 10^{-5}$: La conversión de reactivos a productos es muy escasa y el rendimiento es bajo.

Principio de Le Châtelier

Si en un sistema en equilibrio variamos alguna de sus propiedades, el sistema evolucionará hacia un nuevo equilibrio desplazado en el sentido de contrarrestar dicha modificación.

Equilibrio Ácido-Base

Teoría de Arrhenius

Según Arrhenius, el ácido es toda sustancia que en disolución acuosa cede protones. La base es aquella que capta electrones. Esta teoría explica:

• La fortaleza de un ácido y una base.
• Permite hacer cálculos para determinar la constante de acidez ($K_a$) y basicidad ($K_b$).
• Las reacciones de naturaleza entre un ácido y una base.

Teoría de Brönsted-Lowry

Considera las reacciones ácido-base como reacciones de transferencia de protones:

• Ácido: Toda sustancia que cede $H^+$.
• Base: Toda sustancia que capta $H^+$.

Sustancia anfótera: Son sustancias que pueden actuar como ácido o como base. Ejemplo: el agua ($H_2O$).

Hidrólisis

La hidrólisis es la reacción química que se da entre algunos iones y el agua, generando iones $H_3O^+$ y $OH^-$. Las sales iónicas pueden comportarse como ácidos o bases de Brönsted-Lowry debido a que, en disolución acuosa, los iones en los que están disociados pueden captar o ceder iones $H^+$ del $H_2O$.

Casos de Hidrólisis según el origen de la sal

1. Sal que proviene de un ácido fuerte y una base fuerte

Ejemplos: $NaCl$, $KNO_3$, $LiI$. Estudiamos la hidrólisis del $NaCl$ para predecir el carácter ácido, básico o neutro de la disolución:

• $NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-$
• $Na^+$: Proviene de una base fuerte ($NaOH$) y, por lo tanto, es un ácido conjugado débil que no tiene la capacidad de reaccionar con el agua. No sufre hidrólisis.
• $Cl^-$: Proviene de un ácido fuerte ($HCl$), por lo que será una base conjugada débil. No sufre hidrólisis.

Conclusión: La disolución será neutra, ya que los iones, al no sufrir hidrólisis, no generan $H_3O^+$ u $OH^-$.

2. Sal de ácido débil y base fuerte

Ejemplos: $CH_3COONa$, $NaCN$, $NaHCO_3$. Estudiamos la hidrólisis del acetato de sodio ($CH_3COONa \rightarrow CH_3COO^- + Na^+$):

• $Na^+$: Como en el primer caso, no sufre hidrólisis.
• $CH_3COO^-$: Es la base conjugada de un ácido débil ($CH_3COOH$), por lo que es relativamente fuerte y puede reaccionar con el $H_2O$. Sufre hidrólisis.

Conclusión: Las disoluciones que provienen de un ácido débil y una base fuerte van a ser básicas, ya que en la reacción de hidrólisis se generan $OH^-$. Se cumple que: $K_a \times K_b = K_w = 10^{-14}$.

3. Sal que proviene de un ácido fuerte y una base débil

Ejemplo: $NH_4Cl$. Estudiamos la hidrólisis ($NH_4Cl \rightarrow NH_4^+ + Cl^-$):

• $Cl^-$: Como en el primer caso, no sufre hidrólisis.
• $NH_4^+$: Es el ácido conjugado de una base débil ($NH_3$), por lo que es relativamente fuerte y sufre hidrólisis.

Conclusión: Se generan iones $H_3O^+$ y la disolución será ácida.

4. Sal que proviene de un ácido débil y una base débil

Ejemplos: $CH_3COONH_4$, $NH_4CN$. Estudiamos la hidrólisis del $CH_3COONH_4 \rightarrow CH_3COO^- + NH_4^+$:

• $CH_3COO^-$: Sufre hidrólisis (segundo caso).
• $NH_4^+$: Sufre hidrólisis (tercer caso).

Conclusión: Para determinar si la disolución es ácida, básica o neutra, debemos comparar las constantes de equilibrio ($K_{eq}$).