Idrolisi: esempi, esercizi

L’equilibrio acido-base noto come idrolisi acida si verifica quando in soluzione è presente un sale formato da un acido forte e una base debole, come ad esempio il cloruro di ammonio (NH₄Cl).

Invece, l’idrolisi basica accade quando è presente in soluzione un sale composto da un acido debole e una base forte, come ad esempio il CH₃COONa.

Le caratteristiche acide o basiche delle soluzioni acquose dipendono dalla concentrazione degli ioni [H⁺] e [OH^–]. L’equilibrio di autoionizzazione dell’acqua, rappresentato da H₂O_(l) ⇄ H⁺_(aq) + OH^–_(aq), conferisce alla soluzione la neutralità quando [H⁺] = [OH^–], ovvero con un pH di 7.

L’equilibrio di autoionizzazione dell’acqua è regolato dalla costante di equilibrio K_w, con un valore di 1.00 · 10^-14 a 25°C. Le soluzioni con pH inferiore a 7 sono considerate acide, mentre quelle con pH superiore a 7 sono considerate basiche.

La natura acida o basica di una soluzione contenente un sale dipende dalla natura degli ioni che costituiscono il sale stesso. Ad esempio, NaBr non influenza il pH, rendendo la soluzione neutra; contrariamente, NaNO₂ conferisce acidità e NH₄Cl conferisce basicità alla soluzione.

Gli ioni di un sale possono influenzare il pH della soluzione, a seconda della loro natura e reattività con l’acqua. Alcuni anioni come Cl^–, Br^–, e cationi come Li⁺, K⁺ sono neutri, mentre altri come CH₃COO^– e NH₄⁺ possono agire come acidi o basi in soluzione.

L’idrolisi dei sali consiste nella dissociazione del sale nei suoi ioni e nella reazione di idrolisi del catione o dell’anione con l’acqua. Ad esempio, nel caso di NaF, il sale si dissocia nei suoi ioni Na⁺ e F^–, e ciascuno di essi potrebbe reagire con l’acqua influenzando il pH finale della soluzione.La reazione di dissociazione dell’acqua è rappresentata da Na⁺ + OH^– → NaOH. Tuttavia, poiché il NaOH è una base forte completamente dissociata, tale reazione non può avvenire. Al contrario, l’ione F^– reagisce con l’acqua secondo l’equilibrio: F^– + H₂O ⇄ HF + OH^–, formando HF, un acido debole, e OH^–, che conferisce basicità alla soluzione. Di conseguenza, NaF è un sale che produce un’`idrolisi basica`, rendendo le sue soluzioni con un pH superiore a 7 e quindi basiche.

Esempio

Considerando il NH₄Cl, osserviamo la sua dissociazione nei suoi ioni: NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^–. Mentre l’ione cloruro non idrolizza producendo HCl, un acido forte completamente dissociato, l’ione ammonio reagisce con l’acqua generando l’equilibrio NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺. Questa reazione forma NH₃, una base debole, e H₃O⁺, che conferisce acidità alla soluzione. Pertanto, NH₄Cl è un sale che sottopone ad un’`idrolisi acida`, con soluzioni aventi un pH inferiore a 7, risultanti quindi essere acide.

Per prevedere l’effetto di un sale sul pH, è possibile applicare una semplice regola: i sali derivanti da acidi e basi forti sono neutrali, quelli da acidi deboli e basi forti sono basici, mentre quelli da acidi forti e basi deboli sono acidi.

Esercizi

In molti esercizi di stechiometria, viene richiesto di calcolare il `pH di una soluzione salina`, ovvero la quantità di elettrolita necessaria per ottenere un particolare pH. Queste tipologie di esercizi sono comuni nello studio dell’idrolisi e possono coinvolgere sali derivanti da acidi triprotici o acidi diprotici.

Calcolo del pH

Supponiamo di voler `calcolare il pH di una soluzione 0.20 M di fosfato di sodio`, noto che Ka₃ = 4.2 · 10^-13.

Il fosfato di sodio si dissocia completamente come Na₃PO₄ → 3 Na⁺ + PO₄^3-. Quindi, [PO₄^3--] = 0.20 M.

L’ione fosfato subisce idrolisi secondo l’equilibrio: PO₄^3- + H₂O ⇄ HPO₄^2- + OH^–. La costante relativa a questo equilibrio è pari a K_w/K_a3 = 1.0 ·10^-14/ 4.2 · 10^-13 = 0.0238.

Costruiamo una tabella I.C.E.:

Stato iniziale
PO₄^3-
H₂O
⇄
HPO₄^2-
OH^–

Calcolo della costante di equilibrio

L’espressione della

costante di equilibrio

per una reazione chimica è essenziale per determinare le concentrazioni di specie chimiche in equilibrio. Nel caso di una reazione che coinvolge ioni fosfato, idrossido e ione fosfato, l’espressione può essere rappresentata come:

0.0238 = [HPO₄^2- ][OH^–]/[ PO₄^3-]

Risolvendo l’equazione ottenuta dalla

I.C.E. chart

, si trova che la concentrazione di [OH^–] è 0.058 M. Questo valore corrisponde a un

pOH

di 1.2 e di conseguenza un

pH

di 12.8.

Calcolo della quantità di soluto

Per ottenere un pH di 8.8 in una soluzione d’acqua, è necessario determinare la quantità di nitrito di potassio da aggiungere. Considerando la costante di dissociazione acida K_a = 7.2 · 10^-4 e la reazione di equilibrio del nitrito di potassio, si calcola che la moltiplicazione di 0.15 M per 1.0 L di soluzione fornisce la massa di KNO₂ come 238 g.

pH di un sale acido

Per calcolare il pH di una soluzione di NaHC₂O₄ con una concentrazione di 0.15 M, considerando le costanti di dissociazione K_a1 = 5.4 · 10^-2 e K_a2 = 5.4 · 10^-5 dell’acido ossalico, si deduce che la concentrazione dell’ione ossalato acido è 0.15 M.

Grazie alla conoscenza delle reazioni acide-base coinvolte, è possibile calcolare il pH della soluzione, ottenendo così un valore significativo per la sua caratterizzazione chimica.

Questi calcoli e concetti derivanti dalla chimica di equilibrio sono fondamentali per comprendere il comportamento delle sostanze in soluzione e per determinare le condizioni ottimali di una reazione chimica. Infatti, attraverso l’uso di costanti di equilibrio e le equazioni adeguate, è possibile predire e controllare il risultato di molte reazioni chimiche.

Equilibrio chimico e costante di equilibrio

Nel mondo della chimica, gli equilibri chimici sono fenomeni importanti che coinvolgono la stabilità di reagenti e prodotti in una reazione. Uno strumento chiave per descrivere un equilibrio chimico è la costante di equilibrio, indicata con K. Questa costante rappresenta il rapporto tra le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti in uno stato di equilibrio.

Calcolo della costante di equilibrio

Consideriamo l’equilibrio tra l’anione ossalato di formula C2O4^2- e il diossalato di idrogeno H2C2O4. La costante di equilibrio per questa reazione è data da:

K = [C2O4^2-][H2C2O4]/[HC2O4^-]^2

Attraverso calcoli appropriati, otteniamo che K = 1.0 · 10^-3.

Calcoli e concentrazioni all’equilibrio

Applicando la costante di equilibrio, possiamo determinare le concentrazioni di C2O4^2-, H2C2O4 e HC2O4^- all’equilibrio. Le concentrazioni risultanti sono rispettivamente 0.00446 M, 0.00446 M e 0.14 M.

Determinazione del pH

Utilizzando la costante di dissociazione acida K_a2, possiamo calcolare la concentrazione di ione idrogeno H3O+. Otteniamo che [H3O+] = 0.0017 M, da cui segue un pH di 2.8.

Per ulteriori esempi pratici e dettagli sulla chimica generale, puoi visitare il seguente [link](https://chimica.today/chimica-generale/idrolisi-acida-e-basica/).

Per svolgere esercizi sulla stechiometria e l’idrolisi, puoi consultare questo [link](https://chimica.today/stechiometria/esercizi-sullidrolisi/).

Se desideri approfondire l’argomento tramite un video, ti consiglio di guardare [questo video](https://www.youtube.com/watch?v=jdgk3fmMLss).