Idrolisi. Calcolo del pH. Esercizi svolti

L’idrolisi di sali può conferire alla soluzione un valore di pH neutro, acido o basico a seconda della natura del sale

Una soluzione in cui è disciolto un sale derivante da acido forte e da base forte come NaCl ha un pH pari a 7 ovvero la soluzione è neutra.

Una soluzione in cui è disciolto un sale derivante da acido debole e da base forte come l’acetato di sodio ha un pH maggiore di 7 in quanto l’acetato dà idrolisi con l’acqua dando lo ione OH^– secondo la reazione di equilibrio:

CH₃COO^–  + H₂O  ⇌ CH₃COOH + OH^–

La costante di equilibrio è data da K_b = K_w/K_a essendo K_w la costante di autoionizzazione dell’acqua che, se non diversamente specificato, vale 1.00 ∙ 10^-14 e K_a è la costante di dissociazione dell’acido debole.

Una soluzione in cui è disciolto un sale derivante da base debole e da acido forte come il cloruro di ammonio ha un pH minore di 7 in quanto lo ione ammonio dà idrolisi con l’acqua dando lo ione H₃O⁺ secondo la reazione di equilibrio:

NH₄⁺  + H₂O  ⇌ NH₃ + H₃O⁺

La costante relativa a questi tipo di equilibri è data da K_a = K_w/K_b essendo K_b è la costante di dissociazione della base debole.

Calcolo del pH di una soluzione derivante da acido debole e base forte

Calcolare il pH di una soluzione di benzoato di sodio 0.300 M. ( K_a dell’acido benzoico = 6.45 ∙10^-5)

Il benzoato di sodio è un sale derivante da acido benzoico e idrossido di sodio che si dissocia completamente nei suoi ioni:

C₆H₅COONa → C₆H₅COO^– + Na⁺

L’idrolisi del benzoato avviene secondo la reazione di equilibrio:

C₆H₅COO^–  + H₂O  ⇌ C₆H₅COOH + OH^–

La costante relativa a questo equilibrio vale: K_b = K_w/K_a = 1.00 ∙ 10^-14/ 6.45 ∙ 10^-5 = 1.55 ∙ 10^-10

In cui K_b = [C₆H₅COOH][ OH^–]/ [C₆H₅COO^–  ]

Costruiamo una I.C.E. chart:

Sostituiamo il valori nella K_b e otteniamo:

K_b = (x)(x)/ 0.300-x

Risolvendo rispetto a x si ha

x = [OH^.] =6.82 ∙ 10^-6

da cui pOH = – log 6.82 ∙ 10^-6 =5.17

poiché pH + pOH = 14 si ha:

pH = 14 – 5.17 = 8.83

Calcolare il pH di una soluzione 0.200 M di propionato di sodio. ( K_b = 7.46 ∙ 10^-10)

Il propionato di sodio è un sale che si dissocia completamente nei suoi ioni:

C₂H₅COONa → C₂H₅COO^– + Na⁺

L’idrolisi dello ione benzoato avviene secondo reazione di equilibrio:

C₂H₅COO^–  + H₂O  ⇌ C₂H₅COOH + OH^–

In cui K_b = [C₂H₅COOH][ OH^–]/ [C₂H₅COO^–  ]

Il testo dell’esercizio ci fornisce già K_b pertanto possiamo costruire una I.C.E. chart:

Sostituiamo il valori nella K_b e otteniamo:

K_b = 7.46 ∙ 10^-10 = (x)(x)/ 0.200-x

Risolvendo rispetto a x si ha

x = [OH^.] = 1.22  ∙ 10^-5

da cui pOH = – log 1.22 ∙ 10^-5 = 4.91

pertanto

pH = 14 – 4.91 = 9.09

Calcolo del pH di una soluzione derivante da acido forte e base debole

Calcolare il pH di una soluzione 0.0400 M di cloruro di anilinio. (K_b dell’anilina = 4.35 ∙ 10^-10)

L’anilina è una base debole secondo Brønsted e Lowry avente formula C₆H₅NH₂. Il cloruro di anilinio ha formula C₆H₅NH₃Cl. Quest’ultimo è un sale che si dissocia completamente nei suoi ioni:

C₆H₅NH₃Cl → C₆H₅NH₃⁺ + Cl^–

L’idrolisi dello ione anilinio è data dalla reazione di equilibrio:

C₆H₅NH₃⁺  + H₂O  ⇌ C₆H₅NH₂ + H₃O⁺

La costante relativa a questo equilibrio vale: K_a = K_w/K_b = 1.00 ∙10^-14/ 4.35 ∙ 10^-10 = 2.30 ∙ 10^-5

In cui K_a = [C₆H₅NH₂][ H₃O⁺]/ [C₆H₅NH₃⁺]

Costruiamo una I.C.E. chart:

Sostituiamo il valori nella K_a e otteniamo:

K_a = 2.30 ∙ 10^-5  = (x)(x)/ 0.0400-x

Risolvendo rispetto a x si ha

x = [H₃O⁺] =9.59 ∙ 10^-4 M

da cui pH = – log 9.59 ∙ 10^-4 =3.02

Calcolare il pH di una soluzione di cloruro di piridinio 0.015 M. ( K_a = 6.25 ∙ 10^-6)

La piridina è una base debole secondo Brønsted e Lowry avente formula C₆H₅N. Il cloruro di piridinio ha formula C₆H₅NHCl. Quest’ultimo è un sale che si dissocia completamente nei suoi ioni:

C₆H₅NHCl → C₆H₅NH⁺ + Cl^–

L’idrolisi dello ione piridinio avviene secondo la reazione di equilibrio:

C₆H₅NH⁺  + H₂O  ⇌ C₆H₅N + H₃O⁺

La costante relativa a questo equilibrio vale: K_a = 6.25 ∙ 10^-6

In cui K_a = [C₆H₅N][ H₃O⁺]/ [C₆H₅NH⁺]

Costruiamo una I.C.E. chart:

Sostituiamo il valori nella K_a e otteniamo:

K_a = 6.25 ∙ 10^-6  = (x)(x)/ 0.0150-x

Risolvendo rispetto a x si ha

x = [H₃O⁺] = 3.06 ∙ 10^-4 M

da cui pH = – log 3.06 ∙ 10^-4 =3.51

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Determinazione della costante K_a dell’acido debole HX

Determinare la costante K_a dell’acido debole HX sapendo che una soluzione 0.100 M del sale LiX ha un pH = 8.90

L’alogenuro di litio si assume totalmente dissociato secondo la reazione:

LiX → Li⁺ + X^– quindi la concentrazione di X^– vale 0.100 M

Lo ione X^– (base coniugata dell’acido debole HX) reagisce con l’acqua secondo la reazione di equilibrio:

X^–  + H₂O  ⇌ HX+ OH^–

Il pOH di tale soluzione vale pOH = 14 – 8.90 = 5.10 da cui possiamo ricavare la concentrazione dello ione OH^–: [OH^–] = 10^{– 5.1} = 7.94 ∙ 10^-6 M

All’equilibrio si ha: [HX] = [OH^–] = 7.94 ∙ 10^-6 M e [X^–] = 0.100 – 7.94 ∙ 10^-6  = 0.100 M

La costante relativa a questo equilibrio K_b = [HX][OH^–]/ [X^–]

Sostituendo i rispettivi valori:

K_b = (7.94 ∙ 10^-6 )( 7.94 ∙ 10^-6 ) / 0.100 = 6.31 ∙ 10^-10

Il valore di K_a richiesto è  K_a = 1.00 ∙ 10^-14/6.31 ∙ 10^-10 = 1.58 ∙ 10^-5