Idrolisi basica

Idrolisi basica

Prendiamo come esempio una soluzione di acetato di sodio in acqua.
In soluzione, il sale si dissocia completamente in ioni CH₃COO^- e Na⁺.

Gli ioni sodio, come abbiamo già osservato, vengono solvatati dal solvente, senza influenzarne la dissociazione. Gli ioni acetato si comportano invece come una base debole e reagiscono con l'acqua per dare la reazione:

CH₃COO^- + H₂O = CH₃COOH + OH^-

Anche questo equilibrio è molto spostato a sinistra, ma non completamente: la base acetato è sufficientemente forte (enormemente più forte della base Cl^-) da instaurare un equilibrio che altera la ionizzazione dell'acqua. La reazione ci dice anche che otterremo una soluzione alcalina.
In sostanza, la situazione è del tutto identica a quella che si presenta quando si ha una base debole in soluzione: nota la Kb e la concentrazione della base, è possibile calcolare il pH utilizzando semplicemente la 1.8. Addirittura, poiché la forza di queste basi è generalmente inferiore a quella delle basi 'tradizionali', non è quasi mai necessario ricorrere all'equazione di 2° grado.

L'unico appunto da fare è che in questo caso la Kb si definisce costante di idrolisi del sale e, generalmente, si indica con Ki.

Inoltre, se è nota la Ka dell'acido debole da cui deriva il sale, la Ki si può calcolare dalla relazione che lega Ka e Kb di una coppia acido base coniugata, ovvero:

Sulla lavagna trovate la procedura sintetica che porta alla relazione precedente.

Esempio di calcolo:

Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acetato di sodio.

Abbiamo già sottolineato che questo problema è del tutto analogo al caso di una base debole. Conoscendo la Ka dell'acido acetico (1.8 x 10^-5), si determina la Ki del sale dalla 1.9. Ovvero Ki = 10^-14 / 1.8 x 10^-5 = 5.56 x 10^-10.

A questo punto, utilizzando la 1.8 si calcola la [OH^-] (=7.45 x 10^-6), da cui il pOH = 5.13 e il pH = 8.87.