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pH di acidi deboli-chimicamo

pH di acidi deboli

  |   Chimica, Stechiometria

IpH è una grandezza correlata alla concentrazione di ioni H+ presenti in una soluzione essendo definito come pH = – log [H+].

Abitualmente si conviene attribuire al valore 0 di pH la massima acidità corrispondente a una concentrazione molare dello ione H+ pari a 1 M e al valore 14 di pH la massima basicità corrispondente a una concentrazione molare dello ione H+ pari a 1∙10-14 M essendo il pH definito pari a  -log [H+].

Si noti che  può assumere valori minori di zero (ad esempio una soluzione in cui [H+] = 10 M ha un valore di pH = – log 10 = -1) e maggiori di 14 (ad esempio una soluzione in cui [H+] = 10-15 M ha un valore di pH = 15).

Una soluzione è tanto più acida quanto più il valore di questo valore è basso è basso mentre è basica quanto più è alto questo valore . Se vale  7 la soluzione è neutra.

 

Calcolo del pH

Al contrario degli acidi forti che si assumono dissociati al 100% e per i quali la concentrazione di H+ è pari alla concentrazione dell’acido, la determinazione di [H+] per gli acidi deboli dipende, oltre che dalla concentrazione dell’acido, anche dal valore della costante di equilibrio Ka.

Dato un generico acido debole HA che si dissocia secondo l’equilibrio:

HA ⇄ H+ + A

l’espressione della costante di equilibrio è la seguente:
Ka = [H+][A]/[HA]

Conoscendo la concentrazione iniziale di HA e il valore della costante di equilibrio si può conoscere [H+] e conseguentemente il valore del pH della soluzione.

Esercizio

  • Calcolare il pH di una soluzione 2.00 M di HNO2 sapendo che Ka è pari a 4.50 · 10-4. Confrontare il valore del pH ottenuto con quello di un acido forte avente concentrazione uguale

La reazione di equilibrio è:

HNO2 ⇄ H+ + NO2

L’espressione della costante di equilibrio è:

Ka = [H+][ NO2]/[HNO2]

La concentrazione iniziale dell’acido è 2.00 M e, poiché una parte di esso detta x di dissocia, la sua concentrazione all’equilibrio sarà 2.00-x. La concentrazione di H+ e di NO2 è pari alla quantità di acido dissociato ovvero è pari a x.

Per poter visualizzare con maggior facilità il fenomeno si può costruire una I.C.E. chart :

HNO2 H+ NO2
Stato iniziale 2.00 // //
Variazione -x +x +x
Equilibrio 2.00-x x x

 

Sostituendo questi valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:

Ka = 4.50 · 10-4 = (x)(x)/ 2.00-x

Onde evitare di risolvere l’equazione di 2° si può trascurare la x sottrattiva al denominatore. Si noti che questa approssimazione non è sempre valida. Si ottiene:

4.50 · 10-4 = x2 / 2.00

Da cui x = [H+]= √ 4.50 · 10-4 · 2.00 = 0.0300 M

pH = – log 0.0300 = 1.52

Se l’acido fosse stato forte si sarebbe ottenuto che [H+] = 2.00 M e il pH = – log 2.00 = – 0.301 notevolmente inferiore a quello dell’acido debole che è solo parzialmente dissociato

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