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Casi particolari di sali che danno idrolisi acida

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