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CAPÍTULO 7 

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

7.6  Sales de ácidos y bases débiles: no son neutras

La sal de un ácido débil, por ejemplo NaOAc, es un electrólito fuerte, como (casi) todas las 

sales, y se ioniza por completo. Además, el anión de la sal de un ácido débil es una base 

de Brønsted, que acepta protones. Se hidroliza parcialmente en agua (un ácido de Brøns-

ted) para formar ion hidróxido y el ácido correspondiente no disociado. Por ejemplo,

 OAc



 

 H

2

É HOAc 

 OH



 (7.23)

El HOAc aquí se encuentra sin disociar, y por tanto no contribuye al pH. Esta ionización 

se conoce también como hidrólisis del ion salino. Como se hidroliza, el acetato de sodio 

es una base débil (la base conjugada del ácido acético). La constante de ionización para 

la ecuación 7.23 es igual a la constante de basicidad de la sal. Cuanto más débil sea el 

ácido conjugado, más fuerte será la base conjugada; es decir, más fuertemente se combinará 

la sal con un protón, como del agua, para desplazar la ionización en la ecuación 7.23 

hacia la derecha. Los equilibrios para estas bases de Brønsted se tratan en forma idéntica 

a las bases débiles que se acaban de considerar. Se puede escribir una constante de equi-

librio:

 

K

H

 

K

b

 

[HOAc][OH



]



[OAc



]

 (7.24)

K

H

 se llama constante de hidrólisis de la sal, y es la misma que la constante de basicidad. 

Se usará K

b

 para destacar que estas sales pueden tratarse igual que cualquier otra base 

débil.

Ejemplo 7.8

La constante de basicidad K

b

 para el amoniaco es 1.75 

 10

5

 a 25°C (es mera coinciden-

cia que sea igual a K

a

 para el ácido acético). Calcular el pH y el pOH para una solución 

1.0 

 10

3

 M de amoniaco.

Solución

 NH

3

 

 H

2

É NH

4



 

 OH



 (1.00 

 10

3

 

x

x 

x

[NH

4



][OH



]



[NH

3

]

 

 1.75  10

5

Se emplea la misma regla para la aproximación utilizada en un ácido débil. Así,

(x)(x)



1.00 

 10

3

 

 1.75  10

5

 

x 

 1.32  10

4

 M 

 [OH



]

pOH 

 log 1.32  10

4

 

 3.88

pH 

 14.00  3.88  10.12

En el ejemplo 7.8, la hidrólisis 

del OAc



 no es diferente de la 

“ionización” del NH

3

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