Ejercicio - Hidrólisis de sales

Solución: \[ \textbf{1. NaNO}_2 \] Es una sal formada por un ion alcalino \( \text{Na}^+ \), que no reacciona con el agua, y un anión \( \text{NO}_2^- \), que es la base conjugada del ácido débil \( \text{HNO}_2 \). Este anión sí sufre hidrólisis: \[ \text{NO}_2^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{HNO}_2(aq) + \text{OH}^-(aq) \] Como se genera \( \text{OH}^- \), la disolución será: \[ \textbf{Básica (pH > 7)} \] \[ \textbf{2. NH}_4\textbf{Cl} \] Es una sal formada por \( \text{NH}_4^+ \), que es el ácido conjugado del \( \text{NH}_3 \), y \( \text{Cl}^- \), que es la base conjugada de un ácido fuerte (HCl), por lo que no reacciona con el agua. El catión sí puede hidrolizarse: \[ \text{NH}_4^+(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{NH}_3(aq) + \text{H}_3\text{O}^+(aq) \] Como se genera \( \text{H}_3\text{O}^+ \), la disolución será: \[ \textbf{Ácida (pH < 7)} \] \[ \textbf{3. KOH} \] Es una base fuerte que se disocia completamente: \[ \text{KOH}(aq) \rightarrow \text{K}^+(aq) + \text{OH}^-(aq) \] Como se genera \( \text{OH}^- \), la disolución será: \[ \textbf{Básica (pH > 7)} \]

Solución: Las disoluciones tienen la misma concentración molar (\( 0{,}05 \, \text{M} \)) y se mezclan en los mismos volúmenes (\( 50 \, \text{mL} \)), por tanto, la reacción se produce en proporciones estequiométricas: \[ \text{NH}_4\text{Cl}_{(aq)} + \text{KOH}_{(aq)} \rightarrow \text{NH}_4\text{OH}_{(aq)} + \text{KCl}_{(aq)} \] Los reactivos se agotan completamente, y queda una disolución acuosa de KCl (sal neutra porque proviene de un ácido fuerte y una base fuerte, cuyos iones no ionizan el agua) y de hidróxido de amonio. El hidróxido de amonio es una base débil, y por tanto se establece el siguiente equilibrio: \[ \text{NH}_4\text{OH}_{(aq)} + \text{H}_2\text{O}_{(l)} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+_{(aq)} + \text{OH}^-_{(aq)} \] \[ \textbf{Conclusión:} \quad \text{El pH de la disolución final será básico (} pH > 7 \text{).} \]

Solución: En una disolución de \( \text{NH}_4\text{Cl} \), se genera el siguiente equilibrio con el ion amonio: \[ \text{NH}_4\text{Cl}_{(aq)} + \text{H}_2\text{O}_{(l)} \rightarrow \text{NH}_4^+_{(aq)} + \text{Cl}^-_{(aq)} \] \[ \text{NH}_4^+_{(aq)} + \text{H}_2\text{O}_{(l)} \rightleftharpoons \text{NH}_3_{(aq)} + \text{H}_3\text{O}^+_{(aq)} \] Si se añade amoníaco, se establece también el siguiente equilibrio: \[ \text{NH}_3_{(aq)} + \text{H}_2\text{O}_{(l)} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+_{(aq)} + \text{OH}^-_{(aq)} \] De este modo, se forma una disolución amortiguadora o tampón, que contiene tanto el ácido débil (\( \text{NH}_4^+ \)) como su base conjugada (\( \text{NH}_3 \)). Esta disolución es capaz de mantener el pH prácticamente constante frente a la adición de pequeñas cantidades de ácido o base fuertes. \[ \textbf{Conclusión:} \quad \text{La adición de } \text{NH}_3 \text{ genera un tampón que estabiliza el pH.} \]