PILA ELECTROLITICA

ELECTROLISIS DE UNA DISOLUCIÓN DE YODURO DE POTASIO.

PILA ELECTROLÍTICA

En esta práctica estudiaremos algunos aspectos prácticos de las reacciones de oxidación-reducción que no son espontáneas. Realizaremos los siguientes ensayos:

-          Electrolisis de una disolución acuosa de yoduro de potasio e identificación de los productos formados en el proceso redox.

-          Valoración ácido-base del producto de reacción liberado en el cátodo de la pila electrolítica.

-          Valoración redox del producto de reacción liberado en el ánodo de la pila electrolítica.

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

Los procesos redox que desde el punto de vista químico no ocurren espontáneamente, se pueden inducir aplicando una diferencia de potencial por medio de una fuente externa y dos conductores introducidos en la disolución. La celda así montada se denomina pila o cuba electrolítica y al proceso, consistente en aplicar una energía eléctrica para producir una reacción química no espontánea, Electrolisis.

En la electrolisis las reacciones ocurren sobre la superficie de los electrodos. En el ánodo (electrodo positivo) se produce la semirreacción de oxidación y en el cátodo (electrodo negativo) la semirreacción de reducción. Si en la disolución sometida a electrolisis coexisten diferentes especies  químicas (cationes, aniones y moléculas neutras), se reducirán y oxidarán en un orden que dependerá de su potencial de reducción y de la cinética de los procesos redox en los electrodos.

En la electrolisis del yoduro de potasio, KI, la disolución contiene iones yoduro, Iˉ, iones potasio, K⁺ y agua. Si se hace pasar una corriente eléctrica a través de la disolución de KI_(ac) tiene lugar la oxidación de los iones Iˉ en el ánodo y la reducción del agua en el cátodo.

s. oxidación (ÁNODO):                 2 I^⁻_(ac)     I_2(s)  +  2 e^⁻

s. reducción (CÁTODO):                              2 H₂O_(l)  + 2 eˉ    H_2(g)  +  2 OHˉ_(ac)

Reacción global:              2 I^⁻_(ac)  +  2 H₂O_(l)   I_2(s)  +  H_2(g)  +  2 OHˉ_(ac)

                La cantidad de producto formado en un electrodo, durante un proceso electrolítico, depende de la cantidad de carga que pasa a través de la celda electrolítica y de la estequiometría de la reacción. Por ejemplo, en la electrolisis del KI(ac) el paso de 2 moles de electrones (2 F, 2x96500 C) a través de la celda electrolítica, da lugar a 1 mol de I₂ en el ánodo y a 2 moles de iones OHˉ en el cátodo.

2 I^⁻_(ac)     I_2(s)  +  2 e^⁻              ;              2 H₂O_(l)  + 2 eˉ    H_2(g)  +  2 OHˉ_(ac)

                                                                                    1 mol    2 moles                                           2 moles                             2 moles

En general, para cualquier semirreacción, la cantidad de sustancia que se reduce o se oxida en una celda electrolítica es directamente proporcional al número de electrones que entran en la celda.

                La cantidad de carga que pasa a través de un circuito eléctrico se mide en Culombios. Esta cantidad se puede obtener multiplicando la intensidad de corriente por el tiempo transcurrido en segundos:

Carga (C) = Intensidad de corriente (A) x Tiempo (s)

Para determinar la cantidad de iones hidroxilo formados en el cátodo realizaremos una valoración ácido-base. De manera similar, para calcular la cantidad de yodo producido en el ánodo realizaremos una valoración redox.

                Una valoración es un proceso químico, en el cual una disolución de concentración conocida (llamada reactivo valorante) se añade cuidadosamente sobre otra disolución que contiene el reactivo de concentración desconocida (analito), hasta que reaccionan cantidades estequiométricas de ambas sustancias. En el proceso de valoración se determina el volumen del reactivo valorante, que reacciona completamente con un volumen conocido del analito.

En una valoración ácido-base se determina el contenido en ácido (o en base) de una disolución a partir de su reacción ácido-base con otra disolución de base (o de ácido) de concentración conocida. Las valoraciones ácido-base tienen su fundamento en el cambio brusco que experimenta el pH cuando la reacción de neutralización se ha completado. Para observar este punto, denominado punto de equivalencia, se utiliza un indicador, que se caracteriza por presentar distinto color según el pH del medio en el que se encuentra.

                En una valoración redox se determina la cantidad de un oxidante de una disolución mediante un proceso redox con otra disolución de reductor (o viceversa) de concentración conocida. En estas valoraciones, uno de los reactivos actúa, además, como indicador lo que permite observar el punto de equivalencia. Esto se debe a que las formas oxidada y reducida del reactivo presentan colores diferentes.

Oxidante₁  +  n eˉ   <---> Reductor₁

color a                                    color b

                Para llevar a cabo la valoración se procede de la siguiente forma: la disolución del analito se coloca en un matraz erlenmeyer junto con unas gotas del indicador para la valoración ácido-base y sin indicador para la valoración redox. La disolución del reactivo valorante se coloca en una bureta y, se añade gota a gota sobre la otra hasta el punto final de la valoración.

En la figura se muestra un esquema de una pila electrolítica constituida por dos semiceldas, anódica y catódica, que contienen una disolución de KI y están conectadas a una fuente de corriente continua. También se ha representado la forma de llevar a cabo las valoraciones para determinar la concentración de los productos formados en ambas semiceldas.

ANALISIS CUALITATIVO

ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES Y ANIONES

FORMACIÓN DE PRECIPITADOS Y DISOLUCIÓN DE LOS MISMOS POR FORMACIÓN DE COMPLEJOS

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

                En esta práctica llevaremos a cabo el análisis cualitativo de diversos cationes metálicos y de algunos aniones presentes en una disolución. Para ello, realizaremos una serie de reacciones químicas que son características de cada ión lo que nos permitirá separarlos e identificarlos.

                Entre las propiedades químicas de los iones, las de mayor interés para su identificación son:

-          color,

-          capacidad para formar sales insolubles (precipitados) y/o

-          capacidad para formar complejos solubles en disolución acuosa.

Los  iones que se identificarán en esta experiencia son:

Cationes:            Mg⁺²,     Ni⁺²,     Cr⁺³,     Zn⁺²,     Ag⁺     y     Pb⁺²

Aniones:             Clˉ,     Iˉ     y     SO₄⁼

METODO EXPERIMENTAL( vamos a verlo mejor la realizacion de esta practica a traves de un video)

ENSAYO REDOX. PILA GALVANICA

ENSAYOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. PILA GALVÁNICA

En esta práctica estudiaremos algunos aspectos prácticos de las reacciones de oxidación-reducción. Se realizán los siguientes ensayos:

-          Analizaremos el comportamiento de diversos metales (Zn, Fe y Cu) frente a una disolución de ácido clorhídrico.

-          Examinaremos las reacciones de oxidación-reducción que tienen lugar cuando algunos metales (Zn, Pb y Cu) se ponen en contacto con disoluciones que contienen los cationes Zn⁺⁺, Pb⁺⁺ o Cu⁺⁺.

-          Construiremos una pila galvánica y observaremos cómo puede obtenerse una corriente eléctrica como consecuencia de una reacción química espontánea.

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

Los procesos redox o reacciones de oxidación-reducción implican una transferencia de electrones desde un átomo que se oxida a otro que se reduce. Un ejemplo de proceso redox es la oxidación del hierro, Fe, en medio ácido.

La oxidación implica pérdida de electrones. La semirreacción de oxidación del  Fe es:

Fe(s)   →   Fe³⁺(ac)   +   3e⁻

La reducción implica ganancia de electrones. La semirreacción de reducción del  H⁺ es:

3 H⁺(ac)   +   3 e⁻   →  3/2 H₂(g)

El Fe es el agente reductor que cede electrones al H⁺ y provoca su reducción a hidrógeno gas. El H⁺ es el agente oxidante que gana electrones y causa la oxidación del Fe a Fe³⁺. En la reacción redox global el número de electrones que se pierden en la oxidación debe ser igual al número de electrones que se ganan en la reducción. La oxidación del hierro, como la de muchos metales, es un proceso espontáneo, en el que el metal actúa como reductor y los iones hidronios, procedentes del ácido, como oxidante. Como resultado de este proceso redox el metal se disuelve. Todos los metales cuyo potencial de reducción es negativo (reductores más fuertes que el H₂) se oxidan en medio ácido (ver Tabla en pág. VI-5).

Otro ejemplo de reacción redox espontánea es la que tiene lugar cuando un trozo de Zn metal se introduce en una disolución de sulfato de cobre (II). Conforme avanza la reacción el color azul típico de la disolución de Cu²⁺ se desvanece. Esto se debe a que los iones Cu²⁺ se depositan como Cu metal sobre la lámina de Zn. Al mismo tiempo el Zn metal se disuelve transformándose en Zn²⁺. Las semireacciones que tienen lugar son:

s. de oxidación:                               Zn(s)   →   Zn⁺⁺(ac)   +   2e⁻

s. de reducción:                               Cu⁺⁺(ac)  +   2e⁻ →   Cu(s)

La reacción global es:

                                               Zn(s)  +  Cu⁺⁺(ac)   Zn⁺⁺(ac)  +  Cu(s)

                Por el contrario, si se añade Cu metálico a una disolución de sulfato de cinc, no ocurre reacción porque el Cu metálico no es oxidado por el Zn⁺⁺. La facilidad de oxidación de los metales depende de su potencial estándar de reducción.

Si la reacción se lleva a cabo en un dispositivo como el de la Figura 1a, los electrones se transfieren directamente del Zn al Cu²⁺ y la entalpía del proceso se pierde en forma de calor. Sin embargo, si la reacción se efectúa en una celda galvánica como la de la Figura 1b, parte de la energía química liberada se convierte en energía eléctrica, que puede utilizarse para encender una bombilla, o poner en marcha un motor eléctrico. Esta celda galvánica se llama pila Daniell. Cada una de las semirreacciones ocurre en compartimentos diferentes llamados semiceldas.  Una de ellas está formada por una lámina de Cu sumergida en una disolución de CuSO₄ y la otra por una lámina de Zn sumergida en una disolución de ZnSO₄. Las láminas de Zn y Cu reciben el nombre de electrodos y están conectados por un conductor eléctrico. 

Por definición, el electrodo en el que ocurre la oxidación es el ánodo de la pila (los electrones salen de él), y el electrodo en el que tiene lugar la reducción es el cátodo. A medida que el Zn metálico se oxida en el ánodo, los electrones fluyen, a través del circuito externo, hacia el cátodo, donde se consumen conforme el Cu²⁺ se reduce. Como los electrones salen del ánodo se adjudica signo negativo al ánodo. Por el contrario, se confiere signo positivo al cátodo porque parece atraer a los electrones negativos.

A medida que el Zn se oxida, el electrodo de Zn pierde masa y la concentración de Zn²⁺ en la disolución aumenta con el funcionamiento de la pila. De manera similar, el electrodo de Cu gana masa y la disolución de Cu²⁺ se hace menos concentrada a medida que los iones Cu²⁺ se reducen a Cu(s). Por ello, para mantener la neutralidad de la disolución (exceso de aniones en el cátodo y defecto de cationes en el ánodo) las dos disoluciones están conectadas por un puente salino que contiene una disolución de un electrolito inerte (NaCl o Na₂SO₄). Este puente es necesario para completar el circuito eléctrico. Los aniones SO₄⁼ migran del cátodo al ánodo para compensar la disminución de iones Cu²⁺, y los cationes Na⁺ migran del ánodo al cátodo para compensar el exceso de cationes producido por la oxidación del Zn(s).

La pila Daniell se representa de manera abreviada como:

La línea vertical | representa la  separación entre fases y la doble línea || el puente salino que une ambas semipilas. En general para cualquier pila galvánica:

Electrodo anódico | electrólito anódico || electrolito catódico | electrodo catódico

FUNDAMENTO TEÓRICO

Potencial o fuerza electromotriz de una pila

                En una pila galvánica los electrones fluyen del ánodo al cátodo debido a una diferencia de energía potencial. La energía potencial de los electrones en el ánodo es mayor que en el cátodo. La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una pila voltaica proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a través del circuito externo. Por ello, a esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz (fem), potencial o voltaje de la pila (E o ε). En una celda electroquímica la energía química se transforma en energía eléctrica. Por definición:

Energía eléctrica = potencial de la pila (E) x carga (C)

 La carga total está determinada por el número de electrones, n, que pasan a través del circuito. Por definición,

Carga total = nF

Donde F (constante de Faraday) es la carga eléctrica contenida en 1 mol de electrones. Experimentalmente se ha encontrado que 1 faraday equivale a 96.500 C/mol.

La fem, E, es el voltaje máximo que se puede alcanzar en la pila. Este valor nos permite calcular la máxima cantidad de energía eléctrica que se puede obtener de una reacción química. Puesto que la energía libre, ΔG, representa la máxima cantidad de trabajo que se puede obtener de una reacción química:

trabajo eléctrico máximo = ΔG = - nFDE

Expresión que relaciona el potencial de la pila con la energía libre de Gibbs. El signo menos se debe a que en todo proceso espontáneo ΔE es positivo y ΔG negativo.

La fem de una pila depende de la reacción redox particular, de la temperatura y de las concentraciones de reactivos y productos. En condiciones estándar, concentración 1M y 25 °C, la fem estándar se nota como E^o y la expresión anterior queda como:

ΔG^o = -nFDE^o

Para la pila Daniel ΔE^o = 1,10 V.

Potenciales estándar de electrodo

                El potencial estándar de cualquier pila galvánica es la suma del potencial de oxidación del ánodo más el potencial de reducción del cátodo:

E^o_pila = E^o_{oxidación-ánodo} +  E^o_{reducción-cátodo}

Aunque en la práctica sólo pueden medirse diferencias de potencial resulta útil adoptar la convención de que el potencial estándar de reducción de una determinada semirreacción de referencia es cero; esto permite asignar valores concretos a los potenciales de los demás electrodos. La semirreacción que se ha tomado como referencia es la reducción de H⁺(ac) a H₂(g) en condiciones estándar a la que, arbitriamente, se le ha asignado un E^o_red = 0 V.

2H⁺(ac, 1M)   +   2e⁻  →  H₂(g, 1 atm);     E^o_red = 0 V

Este electrodo recibe el nombre de electrodo estándar de hidrógeno. Consiste en un electrodo de Platino en contacto con gas H₂ a 1 atm de presión y una disolución acuosa de iones hidronios 1 M.

Consideremos la pila:

Pt(s)|H₂(g, 1 atm)|H⁺(1M)||Cu²⁺(1M)|Cu(s)

El H₂ se oxida a iones H⁺ en el ánodo y, el Cu²⁺ se reduce a Cu metal en el cátodo.

Anodo (oxidación):                        H₂(g)   ®   2H⁺(ac)   +   2e⁻            E^o = 0

Cátodo (reducción):                      Cu²⁺(ac)   +   2e⁻   ®   Cu(s)         E^o = ?

Reacción global:                             H₂(g)   +   Cu²⁺(ac)   ®   2H⁺(ac)   +   Cu(s)                                                            

El potencial estándar de esta pila, medido experimentalmente, a 25 °C es de 0,34 V.

Por tanto el potencial estándar de reducción del Cu²⁺ es de 0,34 V.

De esta forma se han determinado los potenciales estándar de diversas semirreacciones. Con objeto de sistematizar se ha generalizado la tabulación de los potenciales estándar de reducción, es decir de los potenciales resultantes de considerar que el electrodo de hidrógeno actúa de ánodo y la semipila en estudio de cátodo (Tabla en pág. VI-5).

 Las semirreacciones que tienen un potencial estándar de reducción positivo, frente al electrodo de hidrógeno, actúan de cátodo. Por el contrario, si es negativo actúan de ánodo frente al electrodo estándar de hidrógeno. Cuanto mayor es (más positivo) el valor del  potencial de reducción de una semirreacción mayor es la tendencia del reactivo a reducirse, y por consiguiente, de oxidar a la otra especie. En base a los potenciales estándar de reducción se puede calcular la diferencia de potencial de una pila cualquiera.

 Expresión que es igual a la escrita anteriormente ya que E_red = - E_ox. Para todo proceso redox se cumple que:

-          Si ΔE^o > 0 la reacción es espontánea

-          Si ΔE^o < 0 la reacción es no espontánea. Tendrá lugar la reacción inversa.

-          Si ΔE^o = 0 la reacción está en equilibrio

Efecto de las concentraciones (o presiones parciales) sobre los potenciales de electrodo.

                La dependencia de la fem de una pila respecto de la concentración se puede obtener de la expresión que relaciona la energía libre de Gibss con la concentración:

ΔG = ΔG^o + RTlnQ

Expresión que relaciona la energía libre con el cociente de reacción cuando reactivos y productos no están en condiciones estándar. Sustituyendo ΔG = - nFE en la expresión anterior:

-nFΔE = -nFΔE^o + RTlnQ

DISOLUCIONES REGULADORAS

ESTUDIO DE LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA DE DISOLUCIONES REGULADORAS

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

En esta experiencia prepararemos una disolución reguladora, determinaremos su pH y analizaremos su capacidad amortiguadora, midiendo la variación de pH que experimenta dicha disolución al adicionarle pequeñas cantidades de un ácido fuerte y de una base fuerte.        

Una disolución reguladora, también llamada amortiguadora o disolución tampón, es aquella en la que el pH permanece  relativamente constante cuando se le agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuertes. Las disoluciones reguladoras tienen dos componentes y están formadas por:

-          Un  ácido débil (HA) y una sal de este ácido que contenga su base conjugada (Aˉ). Un ejemplo de tampón ácido es una disolución con concentraciones similares de ácido acético (CH₃COOH) y acetato de sodio (NaCH₃COO).

-          Una base débil (B) y una sal de esta base que contenga su ácido conjugado (BH⁺). Un ejemplo de tampón básico es una disolución con concentraciones similares de amoniaco, NH₃, y cloruro de amonio, NH₄Cl.

La especie ácida de la disolución reguladora se denomina “reserva ácida” mientras que la parte básica de la disolución reguladora se denomina “reserva básica o alcalina”. La capacidad amortiguadora depende de la cantidad (concentración) de reserva ácida y básica que tenga la disolución reguladora.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Una disolución reguladora, amortiguadora o tampón está formada por un ácido débil y una sal que contenga su base conjugada, o bien por una base débil y una sal que contenga su ácido conjugado. Ambos componentes deben estar presentes.

                La disolución reguladora tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de un ácido o de una base fuertes. Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones hidroxilo que se le añadan; y también debe contener una concentración semejante de base para neutralizar los iones hidronio que se le añadan. La cantidad de ácido o base que se puede agregar a una disolución amortiguadora antes de cambiar de forma significativa su pH se denomina capacidad amortiguadora.

                En una disolución reguladora que contiene ácido acético y acetato de sodio, ambas especies se disocian para dar iones acetato (ión común). El acetato de sodio es un electrolito fuerte, y se disocia por completo en disolución, mientras que el ácido acético es un ácido débil, y se disocia sólo en parte.

                De acuerdo con el principio de Le Châtelier la adición de iones acetato, provenientes del acetato de sodio, disminuye la disociación del CH₃COOH (efecto de ión común). Por ello, puede considerarse que:

-          La concentración del anión acetato en el equilibrio, es prácticamente igual a la concentración inicial de la sal:                                  [CH₃COOˉ]_k ≈ [sal]_o

-          Por la misma razón, la concentración de CH₃COOH en el equilibrio es prácticamente igual a la adicionada inicialmente:     [CH₃COOH]_k ≈ [ácido]_o

Se observa que el pH depende de la relación de concentraciones de la sal y del ácido y, por consiguiente, no ha de variar con la dilución, porque la citada relación permanecerá invariable entre ciertos límites.

                Si a esta disolución reguladora se le añade una pequeña cantidad de ácido, aunque éste sea fuerte, la base conjugada de la disolución reguladora (iones CH₃COOˉ) consumirá los iones H₃O⁺ procedentes del ácido de acuerdo con el equilibrio:

                Si, por el contrario, se adiciona una base, la reserva ácida de la disolución reguladora (ácido acético) neutralizará los iones HOˉ procedentes de la base según el siguiente equilibrio:

      Estas reservas básicas y ácidas constituyen el fundamento del poder amortiguador de las disoluciones tampón. La capacidad amortiguadora depende de la cantidad de ácido y de base conjugada que tenga la disolución.

Algunas disoluciones reguladoras comunes son:

-          ácido acético/ión acetato (sal de sodio o potasio), CH₃COOH(ac)/CH₃COO⁻(ac)

-          ácido fluorhídrico/ión fluoruro (sal de sodio o potasio), HF(ac)/F⁻(ac)

-          cloruro de amonio/amoniaco, NH₄⁺(ac)/NH₃(ac)

-          ácido láctico/ión lactato (sal de sodio o potasio), C₃H₅O₃H(ac)/C₃H₅O₃⁻(ac)

ACIDO-BASE

PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DE LAS SALES: HIDRÓLISIS

En esta práctica mediremos el pH (carácter ácido, básico o neutro) de disoluciones acuosas de diversas sales, y comprobaremos que estas disoluciones pueden ser no sólo neutras sino también ácidas o básicas.

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

Muchas disoluciones salinas tienen un pH neutro, pero otras pueden tener un pH ácido o básico. Por ejemplo una disolución de cloruro de sodio (NaCl, sal común) tiene un pH igual a 7, pero una disolución de nitrato de amonio (NH₄NO₃) tiene un pH ácido y una de fluoruro de potasio (KF) tiene pH básico. Esto se debe a que las sales iónicas son electrolitos fuertes que, en agua, se disocian por completo en iones. El anión y/o el catión pueden sufrir reacciones ácido-base con el agua (reacción de hidrólisis) modificando el pH de la disolución.

En esta experiencia prepararemos diversas disoluciones acuosas de sales iónicas y determinaremos su pH con papel de pH (papel indicador).

MATERIAL Y REACTIVOS

Material	Reactivos
6 tubos de ensayo Gradilla Pipetas Pasteur (cuentagotas) Varilla de vidrio 6 trocitos de papel indicador de, aproximadamente, 5 mmx5 mm	Nitrato de sódio, NaNO3(s) Carbonato de potasio, K2CO3(s) Acetato de sodio, NaCH3COO(s) Cloruro de amonio, NH4Cl(s) Sulfato de aluminio, Al2(SO4)3(s)

MÉTODO EXPERIMENTAL

                Disponer una gradilla con seis tubos de ensayo limpios. En cinco de ellos, disolver en agua una pequeña cantidad de cada una de las sales siguientes: NaNO₃, K₂CO₃, NaCH₃COO, NH₄Cl y Al₂(SO₄)₃. En el sexto tubo añadir unos 5 mL de agua.

Colocar los seis trozos de papel indicador sobre una superficie vítrea limpia y seca (superficie posterior de un vaso de precipitados). Para medir el pH, introducir la punta de una varilla de vidrio limpia y seca en la disolución a medir y mojar un trozo de papel indicador. Anote de qué color se torna dicho papel y asegúrese de limpiar y secar bien la varilla de vidrio antes de introducirla en otras disoluciones, para evitar contaminarlas. Repita el procedimiento con cada una de las disoluciones y anote los resultados. Cada trozo de papel indicador solo vale para una medida. Compruebe el pH del agua utilizada y téngalo en cuenta en sus conclusiones.

FUNDAMENTO TEÓRICO

      Las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo en agua para formar los correspondientes iones. El término hidrólisis de una sal se utiliza para describir la reacción ácido-base, del anión y/o del catión que proceden de la sal, con el agua. El pH de la disolución resultante dependerá de esa reacción de hidrólisis.

      En general podemos decir que:

(a)    Las sales cuyos iones provienen de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan (sus iones no reaccionan con el agua, sólo se solvatan) y sus disoluciones son neutras. Ejemplos de este tipo son: NaCl,  KBr, SrI₂, Ca(NO₃)₂, Ba(ClO₄)₂ entre otros.

(b)   La disolución de una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil es ácida, debido al carácter ácido del catión. Ejemplos de este tipo son: NH₄Cl y NH₄NO₃.  Para esta última los procesos a considerar son:

DISOCIACIÓN DE LA SAL:                     NH₄NO₃(s)  +  H₂O(l) <---> NH₄⁺(ac)  +  NO₃ˉ(ac)

EQUILIBRIO DE HIDRÓLISIS:                       NH₄⁺(ac)  +    H₂O(l)  <--->  NH₃(ac)  +  H₃O⁺(ac)

Otro tipo de cationes ácidos son los cationes hidratados de iones metálicos pequeños y de elevada carga como el Al³⁺. En disolución acuosa el ión aluminio se asocia con seis moléculas de agua y el correspondiente equilibrio ácido-base o reacción de hidrólisis da lugar a iones H₃O⁺:

(a)    La disolución de una sal derivada de un ácido débil y de una base fuerte es básica, debido al carácter básico del anión. Algunos ejemplos son: KCH₃COO, KNO₂, NaF, NaClO y CaCO₃ entre otros.

(b)   Si las sales provienen de un ácido débil y de una base débil al disolverse, en agua, producen iones (catión y anión) que se hidrolizan y, el pH de la disolución dependerá de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil.