Quì determiniamo il pH di una soluzione di un acido debole concentrazione molare 0,1M
per vedere i calcoli di una analoga soluzione 1M, 3M, 10M.
Si procede utilizzando la Ka Costante di dissociazione acida.
Il reagente
Il reagente è l’acido acetico: CH3COOH.
L’acido acetico è un acido molto debole, dissocia molto poco.
La Ka dell’acido acetico è bassa: 1,76 x 10^-5, si trova nelle tabelle degli ac.deboli.
La reazione
CH3COOH + H2O >< CH3COO- + H+
La tabella delle variazioni
All’inizio ci sono 0,1 moli di acetico, la variazione è X, l’acido acetico finale è 0,1 – X.
All’inizio NON c’è nessuna mole di acetato, la variazione è X, l’acetato finale è X.
All’inizio NON c’è nessuna mole di ioni idrogeno, la variazione è X, l’idrogeno finale è X.
Calcolata la X, ho l’idrogeno finale e facendo il logaritmo negativo ho il pH
| acido debole | base coniugata forte | |||
| ac.acetico | acqua | acetato | H+ | |
| inizio | 0,1 | n.s.c. | 0 | 0 |
| variazione | – X | + X | +X | |
| finale | 0,1 – X | X | X |
Utilizziamo la formula della costante di equilibrio
Ka = [base coniugata forte] x [H+] / [acido debole]
1,76 x 10^-5 = [X] x [X] / [0,1-X]
( 1,76 x 10^-5) x (0,1-X) = X^2
0,1 x 1,76 x 10^-5 – (1,76 x 10^-5) X = X^2
riordinando ci troviamo con una equazione di 2° grado:
-X^2 – (1,76 x 10^-5) X + 0,1 x 1,76 x 10^-5 = 0
X^2 + (1,76 x 10^-5) X – 0,1 x 1,76 x 10^-5 = 0
Calcolo del pH dalla concentrazione di ioni H+
Giacchè il coefficiente stechiometrico è 1 anche per gli ioni idrogeni prodotti, questa valore di X è anche la concentrazione molare di H+.
Il pH è il logaritmo negativo della concentrazione di ioni H+
pH = -log ( 1,3 X 10 ^-3) =
pH = 2.89
Semplificare i calcoli
Semplificare è possibile, infatti basta fare la radice quadra della costante per la concentrazione molare:
(Rdq (1,76 x 10^-5) x 0,1) = 7,3 x 10^3
pH = -log (1,3 X 10 ^-3) =
pH di una soluzione di acido acetico bassa molarità 0,1 M = 2,89