pH di acidi forti diluiti e concentrati. Esercizi svolti

Il pH di acidi forti che  possono essere considerati come completamente ionizzati è pari al logaritmo con segno cambiato della concentrazione dell’acido.

Pertanto, ad esempio, una soluzione di HCl 0.1 M conterrà una concentrazione di  [H+] = [Cl] = 0.1 M a cui corrisponde un pH pari a – log 0.1 = 1

pH di acidi molto diluiti

Per acidi molto diluiti, tuttavia, non bisogna incorrere in un errore frequente: supponiamo di dover calcolare [H+] ovvero il pH di una soluzione di HCl 1.0 · 10-8 M. L’errore in cui spesso ci si imbatte è quello di dire che [H+] =  1.0 · 10-8 M con un conseguente pH pari a – log 1.0 · 10-8 M = 8.0.

Tale risultato è visibilmente errato in quanto una soluzione di una acido, per quanto diluito, non può essere inferiore a 7.0 che costituisce il valore di pH in cui [H+] = [OH] ovvero un pH neutro. L’errore commesso è quello di aver trascurato l’equilibrio di autoionizzazione dell’acqua:
H2O ↔ H+ + OH regolato da Kw = [H+ ][ OH ] = 1.0 · 10-14 a 25 °C.

La concentrazione idrogenionica derivante da tale equilibrio è pari a 1.0 · 10-7 M che risulta trascurabile nel caso di acidi concentrati infatti nel caso di HCl 0.1 M se si tiene conto dell’autoionizzazione dell’acqua si dovrebbe scrivere: [H+] = 0.1 + 1.0 · 10-7 ma, stante la considerevole differenza di ordine di grandezza [H+] = 0.1 M.

Nel caso di acidi molto diluiti, invece, la concentrazione idrogenionica derivante dall’autoionizzazione dell’acqua costituisce un termine non trascurabile se non predominante. Si voglia, ad esempio, calcolare il pH di una soluzione 1.0 · 10-7 M di HCl. Dalla dissociazione completa di HCl si ha:

HCl → H+ + Cl e la concentrazione idrogenionica dovuta a tale dissociazione è di 1.0 · 10-7 M

Consideriamo ora l’equilibrio di dissociazione dell’acqua:

H2O ↔ H+ + OH . All’equilibrio [H+] = x + 1.0 · 10-7 e [OH] = x

Sostituendo tali valori nella Kw si ha:

Kw = [H+ ][ OH ] = 1.0 · 10-14 = (x + 1.0 · 10-7 ) (x)

Risolvendo rispetto a x si ha x = 0.61 · 10-7 . Pertanto [H+] = 0.61 · 10-7 + 1.0 · 10-7 = 1.61 · 10-7 M da cui pH = 6.8. Tale risultato è coerente con la natura della soluzione contenente un acido anche se diluito  che non può essere maggiore o pari a 7.

pH di acidi molto concentrati

Un altro caso tipico per il quale si registrano perplessità è quello in cui l’acido è molto concentrato. Consideriamo il caso in cui si voglia calcolare il pH di una soluzione di HCl al 32% in massa avente densità di 1.15 g/cm3.

Innanzitutto si deve calcolare la molarità della soluzione:

1150 g/dm3 · 32/100 = 368 g/dm3( la soluzione contiene 368 g di HCl per dm3 ovvero per litro di soluzione)

368 g/dm3 / 36.46 g/mol= 10.0 M

Applicando la definizione di pH si ha:

pH = – log 10.0 = – 1.0

Spesso tale risultato, che è quello esatto, viene ritenuto errato da molti in quanti i testi di Chimica riportano che il valore del pH va dal valore minimo di zero al valore massimo di 14. Tale scala di pH è verosimilmente quella che rientra nel campo di sensibilità dei pHmetri, per acidi molto concentrati il valore di pH può essere minore di zero così come per basi molto concentrate si può avere un valore di pH maggiore di 14.

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