Calcola il pH di una soluzione di nitrito di sodio 3 x10 alla meno 1 M, quindi 0,3M
Il sale nitrito di sodio NaNO2 in acqua si discioglie in Na+ e NO2-.
Quindi ad ogni mole di sale si forma una mole di nitrito.
La concentrazione di nitrito di sodio è 3 x 10 alla meno 1 M, cioè 0,3M.
Il nitrito NO2- è la base forte dell’acido debole nitroso HNO2, mentre Na+ è l’acido debole della base forte NaOH, quindi il sale nitrito di sodio sequestra H+ dall’ambiente, perciò alza il pH, la soluzione è alcalina.
Essendo una soluzione alcalina, ho bisogno della Kb, cioè la costante di dissociazione basica.
Il nitrito reagisce in questo modo nell’acqua: NO2- + H2O >< HNO2 + OH-
Solo una minima parte di base dissocia l’acqua.
Per sapere quanta dissocia è necessaria la costante basica Kb.
Nella tabella delle Kb non trovo la coppia nitrato-ac.nitroso, per cui vado nella tabella della costanti acide Ka.
La Kb è il reciproco della Ka dell’acido nitroso che è 4.6 x10^-4.
La costante di equilibrio dell’idrolisi Kb = Kw / Ka =
= 1×10^-14 / 4.6 x10^-4 =
= 2.17391304×10^−11
Ora possiamo determinare il ph di questa soluzione di nitrito di sodio:
Si determina l’OH- liberato sale nitrito:
| iniziale | all’equilibrio | |
| [ NO2- ] | 0,3 | 0,3 – X |
| [ HNO2 ] | 0 | X |
| [ OH- ] | 0 | X |
Keq = 2.17×10^−11 = [prodotti] / [reagenti] = [ HNO2 ] x [ OH- ] / [ NO2- ]
Alla fine della reazione si sono formate uguali concentrazioni molari di HNO2 e OH-
Keq = 2.17×10^−11 = [ X ] x [ X ] / [ 0,3- X ]
2.17×10^−11 = [ X^2 ] / [ 0,3- X ]
2.17×10^−11 x [ 0,3- X ] = [ X^2 ]
X^2 + 2.17×10^−11X – 6,5×10^−12
abbiamo un’equazione di secondo grado: aX^2 + bX + c = 0
Che risulta 4,6 x10^-6 moli/litro, questa è la concentrazione degli ioni OH-.
Facendo il logaritmo negativo di 4,6 x10^-6 ottengo il pOH = 5,34
quindi il pH = 14 – 5,34 = 8,66
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