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+–] : pertanto il pH di una soluzione salina derivante da acido debole e base forte avrà pH > 7.00
Esercizi
1) Calcolare il pH di una soluzione 1.00 M di acetato di sodio sapendo che la Ka 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
| CH3COO– | H2O | ⇄ | CH3COOH | OH– | |
| Stato iniziale | 1.00 | // | // | ||
| Variazione | -x | +x | +x | ||
| Equilibrio | 1.00-x | x | x |
La costante di questo equilibrio anche chiamata costante di idrolisi Kh o Kb vale :
Kh = [CH3COOH][OH–]/ [CH3COO–]
Si può dimostrare che il valore numerico di Kh è pari a Kw/Ka .
Infatti, moltiplicando numeratore e denominatore per [H3O+] si ha
Kh = [CH3COOH][OH–][H3O+] / [CH3COO–][H3O+]
Essendo [H3O+][OH–]= Kw si ha :
Kh = [CH3COOH] Kw/[CH3COO–][H3O+] = Kw/Ka = 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 Kb di NH3 = 1.8 ∙10-5
la reazione di idrolisi dello ione ammonio è :
NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+
Costruiamo una I.C.E. chart:
| NH4+ | H2O |
⇄ |
NH3 | H3O+ | |
| Stato iniziale | 1.00 | // | // | ||
| Variazione | -x | +x | +x | ||
| Equilibrio | 1.00-x | x | x |
La costante di questo equilibrio chiamata anche costante di idrolisi o Ka vale
Kh = [NH3][H3O+]/[NH4+]
Si può dimostrare che il valore numerico di Kh è pari a Kw/Kb . Infatti, moltiplicando numeratore e denominatore per [OH–] si ha :
Kh = [NH3][H3O+][OH–]/ [NH4+][OH–] = Kw/Kb = 1.00 · 10-14/ 1.8 · 10-5= 5.6 · 10-10
Sostituendo i valori ricavati in tabella si ha :
Kh = 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 Kb 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 :
Kh = 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
