pH e contributo della dissociazione dell’acqua

Nel calcolo del pH di acidi deboli se la concentrazione dell’acido non è molto bassa e se il valore della costante Ka non è particolarmente piccolo si assume che all’equilibrio la concentrazione Ca dell’acido sia molto maggiore rispetto a quella dello ione H+ e pertanto si può assumere che:

[H+] = √Ka∙Ca

Se tale approssimazione non è possibile la concentrazione idrogenionica viene calcolata risolvendo l’equazione di 2°:

Ka = (x)(x)/Ca-x

Essendo x = [H3O+]

In entrambi i casi si è assunto che il contributo dello ione H+ dovuto alla dissociazione dell’acqua sia trascurabile.

Tale assunzione non può essere fatta se l’acido è molto debole e la soluzione poco concentrata.

Si supponga che l’acido HA abbia una concentrazione di 1.0 ∙ 10-4 M e che la costante Ka sia pari a 1.0 ∙ 10-10.

In tal caso risulterebbe che [H+] = 1.0 ∙ 10-7 M e quindi pH = 7

E’ evidente che una soluzione per quanto diluita contenente un acido molto debole non possa avere un valore di pH corrispondente alla neutralità.

Si potrebbe quindi supporre che la concentrazione totale dello ione H+ sia pari alla somma della concentrazione proveniente dalla dissociazione dell’acido e della autodissociazione dell’acqua e porre quindi:

[H+] = 1.0 ∙ 10-7 + 1.0 ∙ 10-7 = 2.0 ∙ 10-7 M con un conseguente valore di pH di 6.7

Questa ipotesi, tuttavia, non è corretta in quanto gli equilibri di dissociazione dell’acido e dell’acqua sono simultanei e interferiscono reciprocamente.

Consideriamo i due equilibri:

HA ⇌ H+ + A

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Author: Chimicamo

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