Idrolisi di sali. Esercizi svolti e commentati

L’idrolisi dei sali e gli esercizi risolti

L’idrolisi dei sali, derivanti da un acido debole e una base forte o da un acido forte e una base debole, può conferire alla soluzione un pH non neutro. Ad esempio, il sale derivante da un acido forte e una base forte, come il NaCl, ha un pH neutro e gli ioni Na⁺ e Cl^– non subiscono idrolisi. Al contrario, se il sale deriva da un acido debole e una base forte, come il NaF, il pH della soluzione è basico. Mentre se il sale deriva da un acido forte e una base debole, come il NH₄Cl, il pH sarà acido.

La costante di equilibrio, detta K_a, per l’idrolisi degli ioni NH₄⁺ è data dal rapporto tra K_w (il prodotto ionico dell’acqua) e K_b (la costante basica di NH₃). Mentre per l’idrolisi degli ioni F^–, la costante K_b è il rapporto tra K_w e K_a, la costante basica di HF.

Esercizi:

Idrolisi di un sale derivante da un acido monoprotico

È richiesto di calcolare i grammi di nitrito di potassio necessari per ottenere una soluzione con pH=8.8 e volume di 1.0 L, sapendo che K_a = 7.2 ∙ 10^-4. Il nitrito di potassio KNO₂ si dissocia totalmente in K⁺ e NO₂^–. Lo ione potassio non idrolizza, mentre il nitrito idrolizza secondo l’equilibrio: NO₂^– + H₂O ⇌ HNO₂ + OH^–.

La concentrazione di OH^– è calcolata come 6.3 ∙ 10^-6 M, da cui si deduce la massa di KNO₂ necessaria, pari a 238 g.

Idrolisi di un sale derivante da un acido diprotico

Si chiede di calcolare il pH di una soluzione di NaHC₂O₄ 0.150 M, sapendo che K_a1 = 5.40 ∙ 10^-2 e K_a2 = 5.40 ∙ 10^-5. L’ossalato di sodio si dissocia completamente in Na⁺ e HC₂O₄^–. Il primo equilibrio (da acido) è rilevante per il calcolo del pH, mentre il secondo (da base) può essere trascurato.

Sulla base di tali dati è possibile costruire un I.C.E. chart per procedere con i calcoli necessari.

In sintesi, l’idrolisi dei sali ha implicazioni dirette sulla natura del pH di una soluzione e può rappresentare un aspetto significativo nell’ambito dell’equilibrio acido-base.Titolo: Calcolo del pH di soluzioni di fosfato di sodio e soluzione tampone

Nel calcolo del pH di una soluzione di fosfato di sodio 0.20 M, otteniamo un valore di 11.5 a tre cifre significative. Per effettuare il calcolo, teniamo in considerazione le costanti di equilibrio K_a1, K_a2 e K_a3 del fosfato di sodio. La costante relativa all’equilibrio di idrolisi K_b3 è calcolata come 0.024. Dopo la risoluzione dell’equazione di 2° grado, otteniamo il valore di x che corrisponde a [OH^–] = 0.058 M e, di conseguenza, il pH della soluzione risulta essere 12.8.

Nel secondo caso, consideriamo una soluzione tampone contenente 0.135 moli di NaHSO₃ e 0.0800 moli di NaOH. Dopo la reazione di formazione di SO₃^2-, le concentrazioni di [HSO₃^–] e [SO₃^2-] risultano essere 0.550 M e 0.800 M, rispettivamente. Utilizzando l’equazione di Henderson-Hasselbalch, calcoliamo il pH della soluzione tampone e otteniamo un valore di 7.15.

Entrambi i casi illustrano l’applicazione di concetti chimici e l’identificazione delle costanti di equilibrio per calcolare il pH di soluzioni di fosfato di sodio e soluzioni tampone.