Vi sono casi particolari in cui alcuni sali danno idrolisi acida. Le soluzioni di sali derivanti da acido forte e base debole danno idrolisi acida come nel caso di NH4Cl che si dissocia in NH4+ e Cl–. In tali soluzioni è contenuto un catione che è l’acido coniugato di una base debole che, nel caso specifico è l’ammoniaca.
Contrariamente allo ione cloruro che non ha affinità con gli ioni H+ provenienti dalla dissociazione dell’acqua, lo ione ammonio reagisce con l’acqua secondo l’equilibrio:
NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+
Per il calcolo del pH di una soluzione contenente lo ione ammonio si rimanda all’articolo dove è stato trattato questo argomento.
Sono casi particolari quei sali costituiti da sali da uno ione metallico ad elevata carica come, ad esempio, il cloruro di alluminio AlCl3.
Le soluzioni di cloruro di alluminio sono acide in quanto, sebbene lo ione Al3+ non sia un acido di Brønsted-Lowry, in acqua dà luogo alla formazione dello ione esaidrossoalluminio [Al(H2O)6]3+.
Tale ione idrato reagisce con l’acqua secondo l’equilibrio:
[Al(H2O)6]3+ + H2O ⇌ [Al(H2O)5(OH)]2++ H3O+ (1)
La costante relativa a questo equilibrio è pari a 1.4∙ 10-5.
Esercizio
Calcolare il pH di una soluzione 0.10 M di cloruro di alluminio
Considerando l’equilibrio (1) si può costruire una I.C.E. chart :
| [Al(H2O)6]3+ | H2O | ⇌ | [Al(H2O)5(OH)]2++ | H3O+ | |
| Stato iniziale | 0.10 | ||||
| Variazione | -x | +x | +x | ||
| All’equilibrio | 0.10-x | x | x |
L’espressione della costante di equilibrio è:
K = [Al(H2O)5(OH)]2+[H3O+]/[Al(H2O)6]3+
Sostituendo i valori ottenuti si ha:
K = 1.4∙ 10-5 = (x)(x)/0.10-x
Trascurando la x sottrattiva al denominatore risulta che x = [H3O+] =0.0012 M
Da cui pH = 2.9
