L’idrolisi delle soluzioni: definizione, esempi e applicazioni
L’idrolisi di una soluzione può essere acida o basica in base alla presenza di un sale derivante da un acido forte e una base debole, oppure viceversa. Ad esempio, il NH4Cl è un esempio di un sale proveniente da un acido forte e una base debole, mentre il CH3COONa deriva da un acido debole e una base forte. Le proprietà acide e basiche delle soluzioni acquose dipendono dalla concentrazione degli ioni [H+] e [OH-] dell’acqua, determinando se la soluzione è neutra, acida o basica.
Quando la concentrazione degli ioni H+ è maggiore di quella degli ioni OH-, la soluzione risulta acida. Viceversa, quando la concentrazione degli ioni OH- è maggiore, la soluzione è basica. Esempi di soluzioni acide o basiche includono HCl, HF, NaOH e NH3, ognuna con un pH rispettivamente inferiore o superiore a 7. La presenza di specifici sali in una soluzione può renderla neutra, acida o basica. Ad esempio, la presenza di NaBr non influenza il pH della soluzione, rendendola neutra, mentre la presenza di NaNO2 la rende basica e di NH4Cl la rende acida.
La comprensione delle reazioni di idrolisi dei sali è fondamentale per prevedere l’effetto di un sale sul pH di una soluzione. Alcuni ioni in soluzione possono essere neutri, basici o acidi, e il comportamento degli ioni derivanti dalla dissoluzione dell’elettrolita può influenzare il pH di una soluzione. Ad esempio, la presenza di NaF rende la soluzione basica, mentre per NH4Cl la rende acida.
Nel contesto della stechiometria, è spesso necessario determinare il pH di una soluzione salina o calcolare la quantità di elettrolita necessaria per raggiungere un determinato pH. Questi esercizi possono essere risolti prendendo in considerazione le reazioni di idrolisi dei sali. Ad esempio, la determinazione del pH di una soluzione 0.20 M di fosfato di sodio può essere calcolata considerando la costante di equilibrio relativa all’idrolisi.
In un altro esempio, si calcola la quantità di nitrito di potassio necessaria per ottenere un pH di 8.8 in una soluzione, sapendo la costante di equilibrio Ka. Infine, viene esaminato il caso di una soluzione di NaHC2O4 avente una certa concentrazione e le costanti di dissociazione dell’acido ossalico, per determinare il pH della soluzione.