Uno studente ha scritto:
Salve professoressa, ho dei problemi su questo tipo di problemi sul pH. Le scrivo il problema. La ringrazio in anticipo.
Calcolare il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 6,60 g di acido acetico e 2,20 g di idrossido di sodio in 500 mL di acqua (Ka = 1,8·10-5).
Il problema si risolve così:
Tra acido acetico e idrossido di sodio avviene una reazione acido-base che porta alla formazione di acqua e del sale acetato di sodio:
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O
Per determinare il pH della soluzione finale è necessario calcolare le quantità in moli dei due reagenti e stabilire se sono in rapporto stechiometrico oppure se c’è un eccesso di uno dei due.
n CH3COOH = m / mmolare = 6,60 g / 60,05 g/mol = 0,110 mol
n NaOH = m / mmolare = 2,20 g / 39,997g/mol = 0,0550 mol
La quantità in moli di acido è il doppio di quella di NaOH; metà dell’acido, pertanto, reagisce e si trasforma in sale, e l’altra metà resta tal quale dato che viene a mancare la base NaOH con cui reagire. Il sale in soluzione è però completamente dissociato in ioni acetato e ioni sodio; in soluzione è così presente la coppia acido-base coniugata acido acetico – ioni acetato e la soluzione ha proprietà tampone. Il suo pH può essere calcolato con la relazione
[H+] = Ka · Ca/Cs
Tenendo presente che C indica la concentrazione molare e che sia l’acido che la sua base coniugata sono contenuti nello stesso volume di soluzione, è possibile sostituire alla concentrazione la quantità in moli, cioè:
[H+] = Ka · na/ns
dove na e ns indicano, rispettivamente, la quantità in moli di acido acetico presente a fine reazione e quella di di ioni acetato formatisi dalla reazione. Poiché a fine reazione ci sono 0,550 mol di ioni acetato e sono rimaste 0,550 mol di acido acetico, si ha na = ns e [H+] = Ka = 1,8·10-5. Pertanto il pH è:
pH = -log 1,8·10-5 = 4,74
In conclusione, il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 6,60 g di acido acetico e 2,20 g di idrossido di sodio in 500 mL di acqua è 4,74.