Acidi deboli

dopo tanti animali feroci, due tenere marmotte :-)

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$ \def\compound#1#2#3{\mathop{#1}\limits_{#2}^{#3}} \def\fraz#1#2{\frac{\displaystyle #1}{\displaystyle #2}} $
Supponiamo di dover determinare il pH di una soluzione 1.5 M di acido nitroso, un acido debole

$ \sf \moveright{5em}{\compound{HNO_2}{}{1.5M} + H_2 O \rightleftharpoons \compound{NO_2^-}{}{x} +\compound{H_3 O^+}{}{x} }$

All’equilibrio si ha

$ \sf \moveright{5em}{K_{eq} = \fraz{[NO_2^-][H_3 O^+]}{[HNO_2] [H_2 O]}} $

e, considerando costante la concentrazione dell’acqua, si ricava la costante di acidità

$ \sf \moveright{5em}{K_a = K_{eq} \cdot [H_2 O]= \fraz{[NO_2^-][H_3 O^+]}{[HNO_2]}} $

Per questa reazione $ \sf K_a = 4.5 \cdot 10^{-4} $. Per calcolare il pH si deve conoscere la concentrazione degli ioni $\sf H_3 O^+ $ (che è uguale alla concentrazione degli ioni $\sf NO_2^- $)

$ \sf \moveright{5em}{[H_3 O^+]^2 = k_a \cdot [HNO_2] } $

$ \sf \moveright{5em}{[H_3 O^+]= \sqrt{k_a \cdot [HNO_2]} = \sqrt{4,5 \cdot 10^{-4} \cdot 1.5 }= 0.026 M} $

quindi

$ \sf \moveright{5em}{\compound{HNO_2}{}{1.5M} + H_2 O \rightleftharpoons \compound{NO_2^-}{}{0.026 M} + \compound{H_3 O^+}{}{0.026 M} }$

ora è possibile determinare il pH della soluzione

$ \sf \moveright{5em}{pH=-log\ [H^+]= -log\ 2.6 \cdot 10^{-2} = 1.6} $

Naturalmente potrei proporvi il problema inverso, e cioè il caso in cui, noto il $ \sf pH $ e la $\sf K_a $, si debba ricavare la molarità della soluzione. Come procedereste?


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docente di scienze
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