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para Equilibrio en las disoluciones acuosas de las sales. Hidrólisis de las sales de ácido o base débiles
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==Hidrólisis de las sales de ácido o base débiles==

Cuando un ácido neutraliza una base, el componente iónico formado se llama sal. Las sales en solución pueden ser neutras, ácidas o básicas, dependiendo de las propiedades ácido-base de los cationes y aniones constituyentes de las bases. Como regla general, las sales formadas por reacción de un ácido fuerte y una base fuerte son neutras, las sales formadas por reacción de un ácido fuerte y base débil son ácidas y las sales formadas por reacción de un ácido débil con una base fuerte son básicas:

Ácido fuerte + Base fuerte --> Solución neutra
Ácido fuerte  + Base débil --> Solución Ácida
Ácido débil + Base fuerte --> Solución Básica

La propiedad de las sales de producir disoluciones ácido o básico al disolverse en agua, se conoce tradicionalmente como hidrólisis (del griego hidro, agua y lisis, ruptura). Aunque en realidad la hidrólisis no es un fenómeno diferente al de la disociación de ácidos y bases débiles. Estos la hidrólisis es simplemente la interacción ácido-base de los iones componentes de la sal con las moléculas de agua que les rodean en disolución. Por ello el término hidrólisis con el que se describe este fenómeno está cada vez más en desuso  pues no se trata de un fenómeno distinto del resto de las disociaciones o ionizaciones ácido-base.  

La base conjugada de un ácido débil tiene tendencia a captar un protón y generar el ácido débil, y está reacción tendrá lugar con tanta más intensidad cuanto más débil sea el ácido. Análogamente el ácido conjugado de una base débil tendrá tendencia a ceder un protón para regenerar la base, y lo hará con tanta más fuerza cuanta más débil sea la base.

Puesto que la sal resulta de la neutralización reciproca de un ácido y una base, estará constituida por un anión, base conjugada del ácido, y un catión, ácido conjugado de la base. Si el anión procede de ácido débil, o el catión procede de base débil, habrá transferencia de protones con el agua circundante, lo que conllevará una alteración del pH  


Existen cuatro tipos de hidrólisis de sales 

===Sales de ácido y base fuerte===

Consideremos la reacción de neutralización del ácido clorhídrico (ácido fuerte) con soluciones acuosas de hidróxido de sodio para dar agua y una solución acuosa de cloruro sódico:

<math> HCl (aq) + NaOH (aq)  --> H_2O (l) + NaCl (aq) </math>

Debido a que el <math> HCl </math>, <math>NaOH</math>, y el <math>NaCl (aq) </math> están completamente disociados, la reacción neta de neutralización es:
<math> H_3O^+ (aq) + OH^- (aq) \rightleftharpoons 2H_2O (l) </math>

Si se mezclan igual número de moles de <math> HCl (aq) </math> y <math> NaOH (aq) </math>, las concentraciones de los iones hidronios <math> H_3O^+ </math> e iones hidróxido <math> OH^- </math> que permanecen en la disolución después de la de neutralización será la misma que la del agua pura, <math> [H_3O^+]=[OH^-]= 1.0 x 10^-7 M </math>. En otras palabras la reacción del <math>HCl </math> con el <math>NaOH </math> procede hacia la derecha en la ecuación de neutralización para realizarse de forma completa.  

Debido a que la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte es la reversa de la [[disociación del agua]] su constante de equilibrio <math> K_n </math> (n de neutralización), es la reciproca del [[producto iónico del agua]] (<math>K_w  </math>9:

<math>K_n = \frac  {1} {K_w} </math>

<math>H_3O^+ (aq) + OH^- (aq) \rightleftharpoons 2H_2O (l) </math>

<math>K_n = \frac  {1} {[H_3O^+] [OH^-]} = 1.0 x 10^{14} </math>

Este valor de <math>K_n </math> indica que para un ácido fuerte y una base fuerte la reacción de neutralización procede esencialmente hasta alcanzar el <math> 100 % </math>.   Puesto que ninguno de los componentes de la sal (anión ni catión) reacciona con el agua para producir iones hidronios <math>H_3O^+ </math> o iones hidróxido^<math> OH^- </math>, la disolución resultante será neutra, esto es el <math> pH=7 </math>. No hay hidrólisis      

===Sales de ácido débil y base fuerte===

Debido a que un ácido débil <math> HA </math> está en gran parte sin disociar, la ecuación neta iónica para la reacción neutralización involucra la tranferenia de un protón desde el ácido <math> HA </math> a la base fuerte <math> OH^- </math>:

<math> HA (aq) + OH^- (aq) \rightleftharpoons H_2O (l) + A^- (aq) </math>

Ejemplo:

El ácido acético <math> CH_3COOH </math>, reacciona con hidroxido de sodio  (<math> NaOH </math>) en solución acuosa para dar agua y acetato de sodio acuoso (CH_3COONa):

<math> CH_3COOH (aq) + OH^- (aq) \rightleftharpoons H_2O (l) + CH_3COO^- (aq) </math>

Lo iones <math> Na^+ </math> no aparecen en la ecuación iónica neta debido a que ambos el <math> NaOH </math> y el <math> CH_3COONa </math> se encuentran totalmente disociados en la disolución.

Después de la neutralización de igual cantidades molares de ácido acético y de hidróxido de sodio, la solución contiene iones <math>Na^+ </math> que no reaccionan con el agua (no tiene propiedades ácida o básica) e iones acetato <math> CH_3COO^- </math> que es una base débil (es la base conjugada de un ácido débil) por lo que actua como tal y capta un protón de una molécula de agua. La consiguiente producción de ion hidróxido da por resultado una disolución básica. Esto es con un <math> pH > 7 </math>.     
    

===Sales de ácido fuerte y base débil===

Un ácido fuerte <math> HA </math>  está completadamente disociado en <math> H_3O^+ </math> e iones <math> A^- </math>, y la reacción de neutralización por lo tanto involucra la transferencia protónica desde <math> H_3O^+ </math> a la base débil B: 

<math> H_3O^+ (aq) + B (aq)  \rightleftharpoons H_2O (l) + BH^+ (aq) </math>

Por ejemplo, la ecuación iónica neta para la neutralización del ácido clorhídrico <math> HCl </math> con una solución acuosa de amoniaco <NH_3 </math> es:

<math> H_3O^+ (aq) + NH_3 (aq) \rightleftharpoons H_2O (l) + NH_4 (aq) </math>

Se puede obtener la constante de equilibrio para esta reacción de neutralización multiplicando las constantes de equilibrio conocidas para las reacciones que añadidas dan la reacción neta iónica:

<NH_3 (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4^+ (aq) + OH^- (aq) </math>    <math>k_b = 1.8 x 10^{-5} </math>
<math> H_3O^+ OH^- (aq) \rightleftharpoons 2H_2O (l) </math> <math> \frac{1} {K_w} </math> 

Neta: <math> H_3O^+ (aq) + NH_3 (aq) \rightleftharpoons H_2O (l) + NH_4 (aq) </math>

<math> K_n = (K_b) (\frac{1} {K_w}) = (1.8 x 10^{-5}) (1.0 x 10^{14}) = 1.8 x 10^9 </math>  

La reacción de neutralización procede casi al 100 % debido a que la constante de equilibrio para la neutralización es un número muy grande. Así, la neutralización de cualquier base débil con un ácido fuerte generalmente se realiza al 100 % de completitud debido a que el <math>H_3O^+ </math> es un poderoso donador de protones. Después de la neutralización de cantidades molares idiguales de amoniaco <math> NH_3 </math> y ácido clorhídrico <math> HCl </math>, la solución contiene iones <math> Cl^- </math> que no tienen ni propiedades ácidas ni básicas e iones amonio <math> NH_4^+ </math>, el cual es un ácido débil por lo que tiende a regenerar el amoniaco cediendo un protón a la molécula de agua. El ión hidronio formado dará carácter ácido a la disolución. i.e. <math> pH < 7 </math>          

===Sales de ácido y base débiles===

Tanto un ácido débil <math> HA </math> como una base débil <math> B </math> están en su mayor parte disociar, y la reacción de neutralización por lo tanto involucra la transferencia protónica desde el ácido débil a la base débil. Por ejemplo la ecuación iónica neta para la neutralización del ácido acético con amoniaco acuoso es:

<math> CH_3COOH (aq) + NH_3 (aq) \rightleftharpoons NH_4^+ /aq) + CH_3COO^- (aq) </math>

En este caso la constante de equilibrio <math> K_n </math> puede ser obtenida anadiendo las ecuaciones  1) la disociación del ácido acético 2) la protonación de la base 3) la disociación reversa del agua:

<math> CH_3COOH (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons H_3O^+ (Aq) + CH_3COO^-   K_a= 1.8 x 10^{-5} </math> 

<math> NH_3 (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4 (aq) + OH^- (aq)  K_b= 1.8 x 10^{-5} </math>

<math> H_3O^+ (aq)  +  OH^- (aq) \rightleftharpoons  2H_2O (l)   \frac{1}{K_w}= 1.0 x 10^{14}</math>    

Reacción neta: 

<math>CH_3COOH (aq) + NH_3(aq) \rightleftharpoons NH_4^+ (aq) + CH_3COO^- (aq)  K_n= (K_a) (K_b) (\frac{1}{K_w}) = 3.2 x 10^4 </math>
 
El valor de <math>K_n </math> indica que la neutralización se encuentra lejos de la completitud. Así, en general en las reacciones neutralización de un ácido débil con una base débil tiene menos tendencia a proceder hasta la completitud que las neutralizaciones que involucran ácidos o bases fuertes. El carácter ácido o básico de la disolución después de la neutralización dependerá de las constantes de disociación del ácido y de la base que generaron la sal. 

Por ejemplo en la neutralización del ácido cianhídrico <math> (HCN) </math> (ácido débil) con amoniaco (base débil) <math> NH_3 </math> la constante de acidez <math> K_a </math> del ácido cianhídrico vale <math> 4.9 x 10^{-10} </math>, mientras que la constante de basicidad <math> K_b </math> del amoniaco es <math> 1.8 x 10^{-5} </math>. Al ser el cianhídrico más débil como ácido que el amoniaco como base, la base conjugada de cianuro será más fuerte como base que el amonio como ácido conjugado. En consecuencia, la reacción del cianuro con el agua será más intensa que la del amonio, y  por ello la disolución será básica i.e. tendrá un <math> pH > 7 </math>     

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