pH di sali derivanti da acido debole e base debole

Il calcolo del pH di sali derivanti da acidi deboli e basi deboli  è determinabile in modo più complesso rispetto a quello di un’idrolisi salina

Per il calcolo del pH di questi sali è necessario considerare che essi subiscono l’idrolisi per entrambi i costituenti.

Esempi

Consideriamo, ad esempio, l’idrolisi del cianuro di ammonio NH₄CN; tale sale deriva dalla base debole NH₄OH e dall’acido debole HCN.

Esso, in acqua, si dissocia completamente in NH₄⁺ e CN^–. Sia lo ione ammonio che lo ione cianuro subiscono idrolisi secondo i seguenti equilibri:

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₄OH + H⁺

CN^– + H₂O ⇌ HCN + OH^–

Un sale derivante da acido debole e da base debole può essere acido, basico o neutro a seconda della forza dell’acido o della base:

se K_a > K_b la soluzione risulta acida

se K_a < K_b la soluzione risulta basica

se K_a = K_b la soluzione risulta neutra

Ad esempio, tenendo conto che il valore di K_a di HCN è pari a 6.2 · 10^-10 e la K_b di NH₄OH ha un valore pari a 1.8 · 10^-5,  poiché K_a  < K_b la soluzione risulta basica.

Il pH di una soluzione di ossalato acido di ammonio NH₄HC₂O₄ risulterà, invece, acido in quanto il valore di K_a  è dell’ordine di 10^-2 mentre il valore di K_b di NH₄OH è dell’ordine di 10^-5.

Se i valori di K_a e di K_b sono all’incirca uguali come nel caso dell’acetato di ammonio CH₃COONH₄  (entrambi dell’ordine di 10^-5) allora le concentrazioni dell’acido libero e della base libera risultano uguali per qualsiasi valore di concentrazione del sale. Se sono valide queste condizioni l’espressione che ci fornisce la concentrazione idrogenionica di tale soluzione è:

[H⁺] = √K_a ·K_w/K_b

Nel caso quindi dell’acetato di ammonio risulta:

[H⁺] = √K_w = √1 ∙ 10^-14 = 1 ∙ 10^-7 M

Da cui, in accordo con quanto detto in precedenza si ha che il pH è pari a 7

Per una soluzione di cianuro di ammonio, invece, si ha:

[H⁺] = √6.2 ∙ 10^-10 ∙ 1 ∙ 10^-14 /1.8 ∙ 10^-5 = 5.9 ∙ 10^-10 M

Da cui pH = – log 5.9 ∙ 10^-10 = 9.2