Idrolisi acida

Idrolisi acida

a) sale derivato da acido forte e base debole

Si produce un'idrolisi acida quando viene sciolto in acqua un sale il cui anione deriva da un acido forte, mentre il catione deriva da una base debole.

Prendiamo ad esempio il cloruro di ammonio NH₄Cl che deriva dall'acido cloridrico HCl (acido forte con k_a elevata) e dall'idrossido di ammonio NH₄OH (base debole con k_b bassa).

In soluzione acquosa il cloruro di ammonio è, come la maggior parte dei sali, completamente dissociato in ioni NH₄⁺ e ioni Cl^-

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

E' necessario ora analizzare in che modo tali ioni interferiscano con l'equilibrio di dissociazione dell'acqua.

Mentre lo ione cloruro Cl^- , derivando da un acido forte, non ha alcuna tendenza a riassociarsi con gli ioni H⁺, lo ione ammonio NH₄⁺ tende a rubare ioni OH^- per ridare la base debole NH₄OH.

Come al solito, per determinare le concentrazioni di equilibrio delle specie chimiche sarebbe necessario tener conto simultaneamente dei due equilibri che interferiscono: quello di dissociazione dell'acqua e quello di dissociazione della base debole

H₂O H⁺ + OH^-

NH₄OH NH₄⁺ + OH^-

Le due equazioni formano un sistema che richiede la soluzione di un'equazione di grado superiore al secondo.

Se la concentrazione iniziale del sale è sufficientemente elevata è comunque possibile, come per l'idrolisi basica, ricorrere ad una descrizione semplificata del fenomeno, scrivendo il seguente equilibrio di idrolisi

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

la cui costante di equilibrio vale naturalmente

Tale relazione mette in evidenza come l'equilibrio di idrolisi acida è tanto più spostato verso destra quanto più la base è debole (maggiore tendenza ad associarsi liberando ioni H⁺). Di conseguenza la soluzione risulterà essere tanto più acida quanto più piccolo è il valore della k_b (e più elevato il valore della k_h).

Esempio

Calcoliamo il pH di una soluzione 0,5 M di cloruro di ammonio, sapendo che la k_b dell'ammoniaca è pari 1,8^.10^-5.

Il cloruro di ammonio si dissocia completamente in 0,5 mol/L di ioni NH₄⁺ e 0,5 mol/L di ioni Cl^-.

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

Come abbiamo visto, lo ione ammonio tende a riassociarsi con gli ioni OH^- provenienti dall'acqua producendo il seguente equilibrio di idrolisi

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

Calcoliamo la costante dell'equilibrio di idrolisi

Indichiamo con x la quantità di NH₄⁺  che si riassocia per dare x mol/L di NH₄OH, mentre vengono contemporaneamente liberate x mol/Ldi ioni H⁺,

Esprimiamo le concentrazioni di equilibrio in funzione della costante di idrolisi  

risolvendo l'equazione otteniamo

x = [H⁺]= [NH₄OH] = 1,67^.10^-5 mol/L    pH = 4,8

(l'equazione di terzo grado fornisce [H⁺] = 1,67^.10^-5 mol/L)

Si noti come anche in questo caso fosse possibile ricorrere ad una soluzione semplificata in quanto la concentrazione iniziale del sale è sufficientemente elevata e la k_h è sufficientemente piccola da far ritenere che la quantità di ioni OH^- che si riassocia sia trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale dello ione ammonio.

Il prodotto k_h∙C = 5.56 10^-10 ∙ 0,3 = 1.7 10^-10 ed essendo maggiore di 10^-12 ci permette di usare la prima formula semplificata per il calcolo del pH

Se dunque trascuriamo la x nella differenza a denominatore, possiamo usare la seguente relazione semplificata

dove C_sale è la concentrazione iniziale del sale