Fun! acido debole contro base debole!

Il cianuro di ammonio, $\ce{NH4CN}$, è un solido dove gli atomi sono raggruppati negli stessi ioni che si generano in soluzione: $ce{NH4+}$ e $ce{CN-}$. Anche se può essere sublimato con un riscaldamento molto leggero, è abbastanza instabile. In particolare reagisce con il vapore acqueo atmosferico, sviluppando ammoniaca e HCN. Roba pericolosa!

La prima parte della risposta a 1. è la decomposizione di $\ce{NH4CN}$ in ioni in soluzione acquosa, il che dovrebbe essere ovvio; una sottigliezza è che potresti voler aggiungere (s) e (aq) accanto a ciascuna specie, specialmente se il tuo professore si impegna a farlo. Quindi questa è la dissociazione. I dati del problema non ci permettono di calcolare la costante di equilibrio della dissociazione, ma è sicuro dire che è estremamente alta, cioè la dissociazione è completa: non c’è $\ce{NH4CN}$ come tale in soluzione.

Le equazioni di equilibrio acido-base possono essere quelle che hai scritto. Ancora una volta, potresti voler aggiungere più informazioni, come questa:

$$\ce{NH4+ (aq) + H2O <=> NH3 (aq) + H3O+ (aq)}quad K=5.5 ¹10^{-10}$$

Qui la costante di equilibrio $K$ è la costante di dissociazione dell’acido $\ce{NH4+}$, la forma protonata (alias acido coniugato) dell’ammoniaca. Ho ottenuto il suo valore dividendo $K_\mathrm w$, la costante di dissociazione dell’acqua ($1.0\times10^{-14}$), per la $K_\mathrm b$ dell’ammoniaca, data nel problema.

Ti invito ad aggiungere informazioni simili per l’equilibrio che coinvolge lo ione cianuro. Suggerimento: se mantieni la reazione come l’hai scritta, il $K$ appropriato non è il $K_mathrm a$ di $\ce{HCN}$ ma il $K_mathrm b$ della forma deprotonata (base coniugata), $\ce{CN-}$.(Ma si può invece considerare la reazione alternata $\ce{HCN + H2O <=> CN- + H3O+}$, e allora la costante di equilibrio è la $K_\mathrm a$ di $\ce{HCN}$.)

E la parte 2? L’unica risposta corretta a

Il sale reagirà come un acido o una base?

è “Può fare entrambe le cose, a seconda di ciò con cui reagisce”. Ma forse quello che intendono è se la soluzione del sale è acida o basica. Se è così, un modo per scoprirlo è combinare le due equazioni di equilibrio e i loro $K$. Non voglio svelare completamente il problema, ma pensalo in questo modo:

• Qual è il pH di una soluzione (diciamo) 1 M di $\ce{HCN}$, basato sul $K_mathrm a$ di $\ce{HCN}$?

  (sto assumendo che il calcolo del pH di una soluzione di un acido debole puro o di una base debole pura sia stato trattato nel corso prima di arrivare alla domanda che hai posto oggi.)

• Qual è il pH di una soluzione 1 M di $\ce{NH3}$, basato sul $K_\mathrm b$?

• Il $ce{HCN}$ è un acido più forte di quanto $ce{NH3}$ sia una base, o il $ce{NH3}$ è una base più forte di quanto $ce{HCN}$ sia un acido? In base a questo, cosa ti aspetteresti che “vinca” se mischi i due in proporzioni uguali?

(Il punto qui è che quello che si ottiene sciogliendo $\ce{NH4CN}$ è indistinguibile da quello che si ottiene mescolando quantità uguali di soluzioni equimolari di $\ce{HCN}$ e ammoniaca. In altre parole, se si mescola 1 L di una soluzione di 2 M di $ce{HCN}$ con 1 L di una soluzione di 2 M di ammoniaca, il risultato è quasi 2 L di una soluzione di 1 M di $ce{NH4CN}$. Nota: “molto quasi” perché il volume non è sempre conservato esattamente, a differenza della massa.)

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