Calcolo del pH. Esercizi svolti

Calcolo del pH: Esercizi svolti

Il calcolo del pH delle soluzioni di acidi forti, basi forti, acidi deboli e basi deboli può essere eseguito conoscendo il valore delle rispettive costanti di K*a e K*b. È possibile ottenere il calcolo del pH di miscele di acidi o basi o di una miscela ottenuta mescolando soluzioni di acidi e basi.

Esercizio 1) Calcolo del pH di una soluzione 0.0020 M di HI e di una soluzione ottenuta mescolando 40.0 mL della soluzione precedente a cui è stata aggiunta acqua fino a raggiungere il volume di 1000 mL.

L’HI è un acido forte completamente dissociato: HI → H+ + I-. La concentrazione dell’ione H+ è 0.002 M, quindi il pH è – log 0.0020 = 2.7. Nella soluzione finale, la concentrazione di HI diventa 8.0 ∙ 10-5 M, e il pH risulta essere 4.1.

Esercizio 2) Calcolo del pH di una soluzione ottenuta mescolando 20.0 mL di NaOH 0.070 M con 13.0 mL di una soluzione di HCl 0.090 M.

Calcolando le moli, si ottiene che il pH della soluzione è 11.8.

Esercizio 3) Calcolo del pH di una soluzione 0.100 M di HNO2 sapendo che pKa = 3.37.

Calcolando il valore di Ka, si ottiene un pH di 2.2.

Esercizio 4) Calcolo del pKa di un acido debole monoprotico sapendo che una soluzione 0.100 M dell’acido ha pH = 4.00.

Ottenendo la concentrazione di HA all’equilibrio, si calcola il pKa come 1.00 ∙ 10-7.

Esercizio 5) Calcolo del pH di una soluzione 0.200 M di NH3 sapendo che Kb = 5.62 x 10-10.

La costante di dissociazione di NH3 è calcolata come 1.78 ∙ 10-4.

Il calcolo del pH nei diversi esercizi fornisce informazioni essenziali riguardo a come determinare il pH di varie soluzioni e miscele di acidi e basi, comprendendo concetti importanti per la chimica e il calcolo delle costanti di equilibrio.Calcolo del pK_a di un acido debole
Se abbiamo una soluzione ottenuta mescolando 20.0 mL di una soluzione 0.100 M dell’acido con 8.00 mL di una soluzione 0.100 M di NaOH e il pH è di 5.12, possiamo calcolare il pK_a.

Calcolando le moli dell’acido e dell’idrossido di sodio, otteniamo che l’acido reagisce con la base secondo la reazione ionica netta:
HA + OH^– = A^– + H₂O.
Le moli di HA in eccesso sono pari a 0.00120, mentre le moli di A^– prodotte sono 0.000800.

Il volume totale della soluzione è pari a 28.0 mL, pertanto le rispettive concentrazioni di HA e A^– sono: [HA] = 0.0429 M e [A^–] = 0.0286 M.

Applicando l’equazione di Henderson-Hasselbalch otteniamo: pH = pK_a + log[A^–]/ HA. Quindi pK_a = 5.30.

Calcolo del pH di una soluzione di cloridrato di anilina
Calcoliamo il pH di una soluzione di cloridrato di anilina 0.0100 M sapendo che pK_b = 9.40.

Il cloridrato di anilina si dissocia secondo la reazione: C₆H₅NH₃Cl → C₆H₅NH₃⁺ + Cl^–. L’ione C₆H₅NH₃⁺ dà reazione di idrolisi secondo l’equilibrio: C₆H₅NH₃⁺ + H₂O ⇌ C₆H₅NH₂ + H₃O⁺.

La costante di questo equilibrio vale K_a= K_w/K_b.
Il valore di K_b è pari a 4.00 ∙ 10^-10. K_a quindi vale 2.50 ∙ 10^-5.

Costruiamo una I.C.E. chart e calcoliamo che il pH è 3.15.

Questi sono i calcoli del pK_a e del pH per due differenti soluzioni chimiche.