Il processo di idrolisi dei sali può determinare un pH neutro, acido o basico della soluzione, a seconda della natura del sale. Ad esempio, una soluzione contenente un sale derivante da un acido forte e una base forte, come il NaCl, avrà un pH neutro, pari a 7.
D’altra parte, una soluzione che contiene un sale derivante da un acido debole e una base forte, come l’acetato di sodio, avrà un pH superiore a 7 a causa dell’idrolisi dell’acetato con l’acqua, che genera ioni OH-. La costante di equilibrio per questo processo è K_b = K_w / K_a, dove K_w è la costante di autoionizzazione dell’acqua e K_a è la costante di dissociazione dell’acido debole.
Invece, una soluzione che contiene un sale derivante da una base debole e un acido forte, come il cloruro di ammonio, avrà un pH inferiore a 7 a causa dell’idrolisi del cloruro con l’acqua, che genera ioni H3O+. La costante di equilibrio per questo tipo di processo è K_a = K_w / K_b, dove K_b è la costante di dissociazione della base debole.
Per quanto riguarda il calcolo del pH di una soluzione derivante da un acido debole e una base forte, ad esempio il benzoato di sodio, si può utilizzare la costante di equilibrio K_b e una tabella ICE per determinare il pH della soluzione. Lo stesso procedimento si può seguire per il propionato di sodio.
Infine, per il calcolo del pH di una soluzione derivante da un acido forte e una base debole, come nel caso del cloruro di anilinio, si può utilizzare la costante di equilibrio K_b dell’anilina insieme ad una tabella ICE per determinare il pH della soluzione.
In sintesi, il processo di idrolisi dei sali influenza il pH della soluzione in base alla natura del sale, fornendo una panoramica importante in chimica generale.
Ioni Anilinio – Equilibrio Acido-base e Determinazione della Costante Acida
La reazione di idrolisi dello ione anilinio può essere descritta come segue:
C6H5NH3+ + H2O ⇌ C6H5NH2 + H3O+. La costante relativa a questo equilibrio è Ka = 2.30 ∙ 10-5.
Per valutare il pH, possiamo utilizzare la tabella I.C.E. e ottenere x = [H3O+] = 9.59 ∙ 10-4 M e quindi pH = 3.02.
In un secondo esempio, considerando una soluzione di cloruro di piridinio 0.015 M con Ka = 6.25 ∙ 10-6, otteniamo x = [H3O+] = 3.06 ∙ 10-4 M e pH = 3.51.
Infine, per determinare la costante Ka dell’acido debole HX, sapendo che una soluzione 0.100 M del sale LiX ha un pH = 8.90, possiamo ricavare [OH–] = 7.94 ∙ 10-6 M e, applicando la formula per Kb, otteniamo Ka = 1.58 ∙ 10-5.
Questi esempi illustrano l’applicazione dei principi dell’equilibrio acido-base nel calcolo del pH e nella determinazione della costante acida.