Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Hidrólisis de sales


La química es una materia fascinante que explica la naturaleza y el comportamiento de las sustancias. Un fenómeno interesante es el proceso de hidrólisis de sales. Comprender el concepto de hidrólisis de sales es importante para explicar muchos procesos químicos y equilibrios en la naturaleza y la industria.

¿Qué es la hidrólisis?

Literalmente, la hidrólisis significa "reacción con agua." En términos químicos, se refiere al proceso en el que el agua reacciona con un compuesto para descomponerlo en otras sustancias. Cuando hablamos de la hidrólisis de sales, nos referimos a la reacción química que ocurre cuando la sal se disuelve en agua, formando a menudo soluciones ácidas o alcalinas.

Introducción a las sales

Las sales son compuestos iónicos compuestos por iones cargados positivamente llamados cationes y iones cargados negativamente llamados aniones. Estos iones pueden surgir de ácidos y bases. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) es una sal compuesta de iones de sodio (Na +) y iones de cloruro (Cl -).

Ecuación general para la formación de sales:

Ácido + Base → Sal + Agua

Tipos de hidrólisis de sales

Cuando las sales se disuelven en agua, pueden sufrir hidrólisis, lo que puede causar un cambio en el nivel de pH de la solución. La naturaleza de los iones presentes en la sal determina si la solución se vuelve ácida, alcalina o neutral.

1. Sales de ácidos fuertes y bases fuertes

Las sales formadas a partir de ácidos fuertes y bases fuertes, como NaCl (cloruro de sodio), generalmente no sufren hidrólisis. Esto se debe a que tanto el catión como el anión son estables y no reaccionan con el agua. Por lo tanto, la solución permanece neutral con un pH alrededor de 7.

2. Sales de ácidos débiles y bases fuertes

Considere la sal acetato de sodio (CH 3 COONa). Deriva del ácido débil ácido acético (CH 3 COOH) y de la base fuerte hidróxido de sodio (NaOH).

Cuando CH 3 COONa se disocia en agua, el ion acetato (CH 3 COO -) puede reaccionar con el agua, produciendo iones hidróxido (OH -):

CH3COO - + H2O ⇌ CH3COOH + OH -

Este proceso resulta en una solución alcalina con un valor de pH mayor que 7.

3. Sales de ácidos fuertes y bases débiles

El cloruro de amonio (NH 4 Cl) es un ejemplo de una sal formada a partir del ácido fuerte ácido clorhídrico (HCl) y de la base débil amoníaco (NH 3).

Con el cloruro de amonio, el ion amonio (NH 4 +) sufre hidrólisis:

NH 4 + + H 2 O ⇌ NH 3 + H 3 O +

La presencia de iones H 3 O + desplaza el pH hacia el lado ácido, por lo que la solución es ácida y tiene un valor de pH menor que 7.

4. Sales de ácidos débiles y bases débiles

Las sales obtenidas de ácidos débiles y bases débiles tienen un comportamiento más complejo. Estas sales (por ejemplo, acetato de amonio (CH 3 COONH 4)) pueden ser hidrolizadas tanto en el lado catiónico como en el aniónico.

Dependiendo de los valores de K_a y K_b del ácido y la base originales, la solución puede ser ácida, básica o neutra.

Equilibrio químico en la hidrólisis

El equilibrio químico juega un papel importante en la disolución de sales. En equilibrio, la tasa de la reacción directa (disociación de iones en agua) es igual a la tasa de la reacción inversa (recombinación de iones).

Considere la hidrólisis del acetato de sodio. En solución, se establece el siguiente equilibrio dinámico:

CH3COO - + H2O ⇌ CH3COOH + OH -

La posición de este equilibrio puede verse afectada por cambios en la concentración, temperatura o presión, según lo determinado por el principio de Le Chatelier.

Factores que afectan la hidrólisis de sales

Varios factores pueden afectar la extensión de la hidrólisis en una solución:

Presencia de exceso de ácido o álcali

Agregar un ácido o base externo a una solución puede cambiar la posición del equilibrio. Por ejemplo, al agregar HCl a la mezcla de hidrólisis de acetato de sodio se desplazará el equilibrio hacia la izquierda, suprimiendo la hidrólisis y reduciendo la concentración de iones OH -.

Efecto de la concentración de iones

Según el principio de Le Chatelier, aumentar la concentración de uno de los iones involucrados en el equilibrio puede alterar la reacción. Por ejemplo, agregar iones de sodio puede disminuir la extensión de la hidrólisis del ion acetato.

Ejemplo de hidrólisis con representación visual

Para entender cómo funciona la hidrólisis, considere un vaso con una solución salina. A continuación se muestra una representación esquemática:

vaso con solución salina Na + CH 3 COO -

Aplicaciones prácticas

Entender la hidrólisis de sales es importante tanto teórica como prácticamente. Aquí hay algunos ejemplos:

Amortiguador

La hidrólisis juega un papel importante en la creación de soluciones amortiguadoras, que son soluciones que pueden resistir cambios en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Por ejemplo, el ion acetato del acetato de sodio actúa como amortiguador en la sangre y otros sistemas biológicos.

Química del suelo

La acidez o alcalinidad del suelo puede verse afectada por la hidrólisis de las sales presentes en él. Esto afecta la disponibilidad de nutrientes para las plantas y la productividad agrícola.

Ejemplos para practicar

Aquí hay algunas preguntas para probar su comprensión:

  1. Cuando el cloruro de potasio (KCl) se disuelve en agua, prediga el pH de la solución.
  2. Identifique si la solución de NH 4 NO 3 en agua es ácida, básica o neutra.

Conclusión

La hidrólisis de sales es un concepto fundamental en química que nos ayuda a entender cómo los compuestos reaccionan con el agua y cómo esto afecta su comportamiento y propiedades. Este entendimiento es esencial para explicar una variedad de procesos naturales e industriales. Al analizar la hidrólisis de sales, obtenemos información sobre el equilibrio de iones en la solución y cómo esto afecta el nivel de pH y el equilibrio químico general.


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