5 esercizi sul pH di acidi deboli

Si propongono 5 esercizi sul pH di acidi deboli. Il concetto di pH fu introdotto nel 1909 dal chimico danese Søren Peter Lauritz Sørensen ed è utilizzato per classificare le soluzioni in termini di acidità o basicità

Per la risoluzione degli esercizi sul pH di acidi deboli si riportano le principali formule utili:
pH = – log [H⁺]
[H⁺] = 10^-pH
pOH = – log [OH^–]
pH + pOH = 14

Per conoscere la concentrazione dello ione H⁺ e quindi del pH di acidi deboli si consideri l’equilibrio di dissociazione di un generico acido HA:
HA ⇄ H⁺ + A^–

L’espressione della costante di dissociazione K_a è data da: K_a = [H⁺][A^–]/[HA]

Pertanto per conoscere il pH di acidi deboli è necessario avere il valore di K_a e la concentrazione iniziale dell’acido. Infatti all’equilibrio, detta C la concentrazione iniziale dell’acido debole, si ha: [H⁺]=[A^–] = x e [HA] = C-x

Sostituendo tali valori nell’espressione di K_a si ha: K_a = (x)(x)/C-x. Noti K_a e C si ha un’equazione di 2° tuttavia quando il valore di K_a è molto basso l’equilibrio è spostato verso sinistra in quanto l’acido è scarsamente dissociato quindi se C è sufficientemente alto può essere trascurata la x sottrattiva al denominatore.

Pertanto si ottiene K_a = (x)(x)/C = x²/C da cui x = [H⁺]=± √ K_a·C. Escludendo la radice con il segno negativo in quanto il valore di una concentrazione può assumere solo valori positivi si ha  [H⁺]= √ K_a·C. Negli esercizi sul pH di acidi deboli può essere richiesto il valore di K_a noto il pH e la concentrazione iniziale dell’acido o la concentrazione iniziale dell’acido noto il valore di K_a e il pH

5 esercizi sul pH di acidi deboli svolti

Gli esercizi sul pH di acidi deboli sono in ordine di difficoltà crescente

Calcolare il pH di una soluzione 0.90 M di HNO₂ sapendo che il valore di K_a è pari a 4.5 · 10^-4

L’acido nitroso si dissocia secondo l’equilibrio HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂^–
All’equilibrio: [HNO₂] = 0.90-x; [H⁺]=[NO₂^–] = x
Sostituendo questi valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
K_a = 4.5 · 10^-4 = (x)(x)/0.90-x

Trascurando la x sottrattiva al denominatore si ha: 4.5 · 10^-4 = (x)(x)/0.90
Da cui (4.5 · 10^-4) (0.90) =  x² pertanto x = [H⁺] = 0.020 M
pH = – log 0.020 = 1.7

Calcolare il valore di K_a di un acido che ha una concentrazione iniziale 2.00 M sapendo che all’equilibrio la concentrazione dello ione H⁺ è pari a 0.14 M

Si consideri l’equilibrio di dissociazione del generico acido HA:
HA ⇄ H⁺ + A^–
L’espressione della costante di dissociazione K_a è data da: K_a = [H⁺][A^–]/[HA]
La concentrazione di A^– è pari a quella di H⁺ ovvero 0.14 M
La concentrazione all’equilibrio di HA è pari a 2.00 – 0.14 = 1.86 M

Sostituendo questi valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
K_a = (0.14)(0.14) / 1.86 = 0.011

Calcolare il valore di K_a dell’acido cloroacetico ClCH₂COOH sapendo che una soluzione 0.10 M ha un pH pari a 1.96

L’acido cloroacetico si dissocia secondo l’equilibrio ClCH₂COOH ⇄ H⁺ + ClCH₂COO^–
Si può calcolare la concentrazione dello ione H⁺ che è uguale alla concentrazione dello ione cloroacetatonoto il pH:
[H⁺]= [ClCH₂COO^–] = 10^-1.96 = 0.011 M

All’equilibrio la concentrazione dell’acido cloroacetico è pari a 0.10 M – 0.011 = 0.089 M
L’espressione della costante di equilibrio è: K_a = [H⁺] [ClCH₂COO^–]/[ClCH₂COOH]
Sostituendo i valori noti si ottiene: K_a = (0.011)( 0.011)/ 0.089 = 0.0014 = 1.4 · 10^-3
Si noti che il valore della K_a è abbastanza alto pertanto è stato necessario sottrarre la quantità di acido dissociato a quella iniziale e non assumere che la concentrazione all’equilibrio dell’acido potesse essere approssimata a quella iniziale

Una soluzione di acido benzoico ha un pH di 2.68. Calcolare la percentuale di dissociazione sapendo che K_a = 6.5 · 10^-5

C₆H₅COOH ⇄ H⁺ + C₆H₅COO^–
all’equilibrio [H⁺] = [C₆H₅COO^–] = 10^-2.68 = 0.00209 M
L’espressione della costante di equilibrio è: K_a = [H⁺] [C₆H₅COO^–]]/[ C₆H₅COOH]

Sostituendo i valori noti si ottiene: K_a = 6.5 · 10^-5 = (0.00209)( 0.00209)/ [C₆H₅COOH]

Da cui [C₆H₅COOH] = (0.00209)( 0.00209)/ 6.5 · 10^-5 = 0.067 M
% di dissociazione =  100 · (0.00209)/ 0.067 = 3.1 %

L’aceto contiene il 5.00 % m/m di acido acetico CH₃COOH. Calcolare la percentuale di dissociazione sapendo che il pH della soluzione è 2.5 e il valore di K_a è pari a 1.8 · 10^-5. Si assuma che la densità sia pari a 1.00 g/mL

Bisogna calcolare la molarità dell’acido acetico. 5.00 % m/m significa che vi sono 5.00 g in 100 g di soluzione. poiché la densità è 1.00 g/mL il volume di 100 g di soluzione è 100 mL = 0.100 L
moli di acido acetico = 5.00 g/60.052 g/mol = 0.0833

Molarità = 0.0833 mol/0.100 L = 0.833 M

[H⁺] = [CH₃COO^–] = 10^-2.5 = 0.0032 M

% dissociazione = 100 · 0.0032/0.833 = 0.38 %

Chimicamo la chimica online perché tutto è chimica