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Cinque attività sul pH di acidi poco forti.

In questo articolo, esploreremo cinque esercizi riguardanti il pH di acidi deboli. Il termine pH, introdotto nel 1909 dal chimico danese Søren Peter Lauritz Sørensen, rappresenta un modo per definire l’acidità o la basicità delle soluzioni chimiche.

Formule fondamentali per il calcolo del pH

Per risolvere i problemi relativi al pH di acidi deboli, è fondamentale avere a disposizione alcune formule chiave:

  • pH = – log [H+]
  • [H+] = 10-pH
  • pOH = – log [OH–]
  • pH + pOH = 14

Comprendere la dissociazione di un acido debole, come un generico acido HA, è essenziale:
HA ⇄ H+ + A–

Esempi di esercizi sul pH di acidi deboli

La costante di dissociazione, Ka, è definita dall’equazione:
Ka = [H+][A–]/[HA]

Per calcolare il pH di un acido debole, occorre conoscere sia il valore di Ka che la concentrazione iniziale dell’acido stesso. In equilibrio, con C che rappresenta la concentrazione iniziale dell’acido debole, si stabilisce che:
[H+] = [A–] = x e [HA] = C – x.

Dopo aver sostituito questi valori nell’equazione \[ Ka = \frac{(x)(x)}{C-x} \], è possibile semplificare l’equazione in caso di valori molto piccoli di Ka. A questo punto si può ottenere:
Ka = \frac{x^2}{C} da cui x = [H+] = ± √(Ka · C).

Negli esercizi pratici, potrebbe essere richiesto di determinare il valore di Ka, conoscendo il pH e la concentrazione iniziale di un acido, o viceversa.

Per iniziare, ecco un esercizio pratico: calcolare il pH di una soluzione 0.90 M di HNO2, avendo Ka = 4.5 · 10-4.

La dissociazione dell’acido nitroso si presenta come HNO2 ⇄ H+ + NO2–. In equilibrio, avremo:
[HNO2] = 0.90 – x; [H+] = [NO2–] = x.

Sostituendo nella formula di Ka, otteniamo:
Ka = 4.5 · 10-4 = (x)(x)/0.90 – x. Trascurando la x nel denominatore, si perviene a:
(4.5 · 10-4) (0.90) = x², quindi x = [H+] = 0.020 M, da cui pH = – log 0.020 = 1.7.

Un altro esercizio: determinare il valore di Ka di un acido avente una concentrazione iniziale di 2.00 M e una concentrazione di H+ in equilibrio di 0.14 M. Considerando l’equilibrio:
HA ⇄ H+ + A–, la concentrazione di A– sarà uguale a quella di H+, quindi 0.14 M, e la concentrazione di HA sarà 2.00 – 0.14 = 1.86 M. Inserendo questi valori nell’equazione di Ka, otteniamo:
Ka = (0.14)(0.14) / 1.86 = 0.011.

Un ulteriore esempio richiede di calcolare Ka dell’acido cloroacetico (ClCH2COOH) dato che ha una concentrazione iniziale di 0.10 M e un pH di 1.96. La dissociazione avviene secondo:
ClCH2COOH ⇄ H+ + ClCH2COO–. Da pH possiamo ricavare [H+] = 10-1.96 = 0.011 M. Pertanto, la concentrazione dell’acido a equilibrio diventa 0.10 M – 0.011 = 0.089 M. Infine, calcolando Ka si ottiene:
Ka = (0.011)(0.011)/0.089 = 0.0014 = 1.4 · 10-3.

Infine, calcoliamo la percentuale di dissociazione di una soluzione di acido benzoico con pH di 2.68 e Ka = 6.5 · 10-5. La dissociazione si rappresenta come:
C6H5COOH ⇄ H+ + C6H5COO–. La concentrazione di H+ è data da 10-2.68 = 0.00209 M. Sostituiamo nell’equazione di Ka per trovare la concentrazione di acido non dissociato:

[C6H5COOH] = (0.00209)(0.00209)/6.5 · 10-5 = 0.067 M. Quindi la percentuale di dissociazione è:
% di dissociazione = 100 · (0.00209)/(0.067) = 3.1%.

Un ulteriore esercizio riguarda l’aceto, che contiene un 5.00 % m/m di acido acetico (CH3COOH). Dato il pH della soluzione pari a 2.5 e Ka = 1.8 · 10-5, dobbiamo calcolare la percentuale di dissociazione. Prima si calcola la concentrazione dell’acido acetico. Il 5.00 % m/m significa 5.00 g in 100 g di soluzione. Con una densità di 1.00 g/mL, il volume della soluzione è 100 mL = 0.100 L. Si effettuano quindi i seguenti calcoli:

Moli di acido acetico = 5.00 g/60.052 g/mol = 0.0833 mol.
Molarità = 0.0833 mol/0.100 L = 0.833 M. Sapendo che [H+] = [CH3COO–] = 10-2.5 = 0.0032 M, possiamo infine calcolare la percentuale di dissociazione: % di dissociazione = 100 · 0.0032/0.833 = 0.38 %.

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