Dalla percentuale di ionizzazione alla Ka di un acido debole

Marco ha scritto:

Gentile professoressa, potrebbe spiegarmi come si risolve il seguente esercizio? Grazie per l’aiuto.

In una soluzione di acido acetico 0,0100 M la percentuale di ionizzazione è 4,20%. Determina la K_a dell’acido acetico e calcola il pH della soluzione.

La soluzione è questa:

L’esercizio non è difficile; per risolverlo basta infatti tenere presente che l’acido acetico è un acido debole che ionizza soltanto in piccola parte quando viene disciolto in acqua. La reazione di ionizzazione è di fatto una reazione di equilibrio la cui costante di equilibrio è la K_a. Conoscendo la percentuale di ionizzazione e la concentrazione della soluzione di acido acetico si può determinare la concentrazione molare degli ioni H⁺ e successivamente il pH. Infatti, se l’acido ionizza per il 4,2%, sappiamo che su cento moli di acido soltanto 4,2 si rompono in ioni e formano 4,2 mol di ioni CH₃COO^- e 4,2 mol di ioni H₃O⁺.

I passaggi e i calcoli in dettaglio sono questi:

CH₃COOH_(l) + H₂O_(l) = CH₃COO^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

[H⁺] = [CH₃COO^-] = 4,2×0,01 mol/L/100 = 4,2×10^-4 M

[CH₃COOH]_eq = [CH₃COOH]_in – [CH₃COOH]_ionizzato = (0,0100 – 4,2×10^-4) M = 0,00958 M

K_a = [H⁺] × [CH₃COO^-] / [CH₃COOH] = (4,2×10^-4)² / 0,00958 = 1,84×10^-5

pH = -log [H⁺] = -log 4,2×10^-4 = 3,38

Ecco fatto! La K_a dell’acido acetico vale 1,84×10^-5 e il pH di una sua soluzione 0,0100 M, in cui la percentuale di ionizzazione è 4,20%, è pari a 3,38.