Il pH delle soluzioni saline e l’idrolisi di un sale- Stechiometria

Le soluzioni saline possono avere pH neutro, pH acido e pH basico a seconda dell’idrolisi del sale

E’ possibile prevedere il pH di  soluzioni saline, sia ottenere il valore del pH.

Consideriamo infatti una soluzione di NaCl : essa ha pH = 7.00. Infatti NaCl è un sale derivante dall’acido forte HCl e dalla base forte NaOH. Quando viene sciolto in acqua esso si dissocia completamente il ioni essendo un elettrolita forte:
NaCl →Na⁺ + Cl^– Lo ione Cl^– è una base molto debole essendo coniugata dell’acido forte HCl per cui non si verifica un equilibrio del tipo Cl^– + H₃O⁺ = HCl + H₂O. Analogamente essendo NaOH una base forte non si verifica un equilibrio del tipo

Na⁺ + OH^– = NaOH.

Tali equilibri , infatti, se si verificassero andrebbero a perturbare l’autoionizzazione dell’acqua sottraendo rispettivamente ioni H₃O⁺ e OH^–.

Rimane quindi verificata la condizione [H₃O⁺] = [OH^–]

E quindi le soluzioni di un sale derivante da acido forte e base forte hanno pH = 7.00.

Idrolisi

Consideriamo, adesso, una soluzione di cloruro di ammonio NH₄Cl e analizziamo gli equilibri che si generano in soluzione. Il cloruro di ammonio è un elettrolita forte che si dissocia completamente nei suoi ioni :
NH₄Cl→ NH₄⁺ + Cl^–

Mentre gli ioni Cl^– non perturbano l’equilibrio dell’acqua gli ioni NH₄⁺, acido coniugato della base debole NH₃, interagiscono con gli ioni OH^– derivanti dalla dissociazione dell’acqua secondo l’equilibrio:
NH₄⁺ + OH^– ⇄ NH₃ + H₂O

Sottraendo ioni OH^– risulta [H₃O⁺]›[OH^–] : pertanto il pH di una soluzione salina derivante da un acido forte e da una base debole risulterà minore di 7.00

Consideriamo infine una soluzione di CH₃COONa  e analizziamo gli equilibri che si generano in soluzione. L’acetato di sodio è un elettrolita forte che si dissocia totalmente nei suoi ioni :
CH₃COONa →CH₃COO^– + Na⁺

Mentre la presenza degli ioni Na⁺ non perturbano l’equilibrio dell’acqua, lo ione acetato , base forte, coniugata dell’acido debole CH₃COOH sottrae ioni H₃O⁺ secondo la reazione

CH₃COO^– + H₃O⁺ ⇄ CH₃COOH + H₂O.

Sottraendo ioni H₃O⁺ risulta [H₃O⁺]<[OH^–] : pertanto il pH di una soluzione salina derivante da acido debole e base forte avrà pH > 7.00

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Esercizi sul pH di soluzioni saline

1)       Calcolare il pH di una soluzione 1.00 M di acetato di sodio sapendo che la K_a dell’acido acetico vale 1.8 · 10^-5.

La reazione di idrolisi dello ione acetato è:

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH^–

Costruiamo una I.C.E. chart

La costante di questo equilibrio anche chiamata costante di idrolisi K_h o K_b vale :
K_h = [CH₃COOH][OH^–]/ [CH₃COO^–]

Si può dimostrare che il valore numerico di K_h è pari a K_w/K_a .

Infatti, moltiplicando numeratore e denominatore per [H₃O⁺] si ha

K_h = [CH₃COOH][OH^–][H₃O⁺] / [CH₃COO^–][H₃O⁺]

Essendo [H₃O⁺][OH^–]= K_w si ha :

K_h = [CH₃COOH] K_w/[CH₃COO^–][H₃O⁺] = K_w/K_a = 1.00 · 10^-14/ 1.8 · 10^-5= 5.6 · 10^-10

Sostituendo i dati in tabella si ha:

5.6 · 10^-10= (x)(x)/ 1.00-x

Risolvendo rispetto a x si ha x = [OH^–] = 2.4 · 10^-5 M

pOH = – log 2.4 x 10^-5 = 4.6

pH = 14 – pOH = 14 – 4.6 = 9.4

2)     Calcolare il pH di una soluzione 1.00 M di NH₄Cl sapendo che K_b di NH₃ = 1.8 ∙10^-5

la reazione di idrolisi dello ione ammonio è :

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺

 Costruiamo una I.C.E. chart:

La costante di questo equilibrio chiamata anche costante di idrolisi o K_a vale

K_h = [NH₃][H₃O⁺]/[NH₄⁺]

Si può dimostrare che il valore numerico di K_h è pari a K_w/K_b . Infatti, moltiplicando numeratore e denominatore per [OH^–] si ha :

K_h = [NH₃][H₃O⁺][OH^–]/ [NH₄⁺][OH^–] = K_w/K_b = 1.00 · 10^-14/ 1.8 · 10^-5= 5.6 · 10^-10

Sostituendo i valori ricavati in tabella si ha :

K_h = 5.6 · 10^-10= (x)(x)/ 1.00-x

x = [H₃O⁺] = 2.35 ∙10^-5 M

pH = – log 2.35 · 10^-5 = 4.6

3)     Calcolare quale concentrazione debba avere una soluzione di NH₄Cl affinché il suo pH sia pari a 4.7 sapendo che K_b di NH₃ = 1.8 ∙10^-5

Affinché il pH sia 4.7 si deve avere [H₃O⁺] = 10^{– 4.7}= 2.0 ∙10^-5 M

Poiché all’equilibrio [H₃O⁺] = [NH₃] si ha :

K_h = 5.6 · 10^-10= (2.0 ∙10^-5)(2.0 ∙10^-5)/X

X = [NH₄⁺] all’equilibrio = 0.71 M

La concentrazione iniziale di cloruro di ammonio sarà quindi pari a

0.71 – 2.0 · 10^-5 = 0.71 M