9.8 Acidi e basi FORTI in soluzione
Acidi forti e basi forti in soluzione acquosa si dissociano completamente. Di conseguenza la concentrazione degli H+ liberati dagli acidi è data dalla concentrazione dell’acido prima della dissociazione. Dovremo stare attenti agli acidi biprotici come H2SO4 che liberano due H+ per ciascuna molecola di acido.
Similmente una base forte genera in soluzione acquosa una quantità di ioni ossidrile OH‒ data dalla concentrazione della base prima della dissociazione.
Quiz di calcolo
Esempio 1
Abbiamo una soluzione 0,1 molare (10‒1M) di HCl. Calcolare il pH.
Poiché ogni molecola di HCl libera esattamente uno ione H+, la concentrazione degli H+ sarà uguale alla concentrazione dell’acido prima della dissociazione.
[H+] = [HCl] = 10‒1M
Il pH si calcola:
pH = ‒log10([H+]) = ‒log10(10‒1) = ‒(‒1) = 1
Esempio 2
Abbiamo una soluzione 0,005 molare di H2SO4. Calcolare il pH.
Poiché ogni molecola di H2SO4 libera esattamente due ioni H+, la concentrazione degli H+ sarà uguale al doppio della concentrazione dell’acido prima della dissociazione.
[H+] = 2 · [H2SO4] = 2 · 0,005 = 0,010 = 10‒2M
Il pH si calcola:
pH = ‒log10([H+]) = ‒log10(10‒2) = ‒(‒2) = 2
Esempio 3
Abbiamo una soluzione 0,1 molare (10‒1M) di idrossido di sodio NaOH. Calcolare il pH.
Poiché ogni molecola di NaOH libera esattamente uno ione OH‒, la concentrazione degli OH‒ sarà uguale alla concentrazione dell’idrossido prima della dissociazione.
[OH‒] = [NaOH] = 10‒1M
Calcoliamo il pOH:
pOH = ‒log10([OH‒]) = ‒log10(10‒1) = ‒(‒1) = 1
Calcoliamo il pH:
pH = 14 ‒ pH = 14 ‒ 1 = 13
Esempio 4
Abbiamo una soluzione 0,005 molare di idrossido di calcio Ca(OH)2. Calcolare il pH.
Poiché ogni molecola di Ca(OH)2 libera esattamente due ioni OH‒, la concentrazione degli OH‒ sarà uguale al doppio della concentrazione dell’idrossido prima della dissociazione.
[OH‒] = 2 · [Ca(OH)2] = 2 · 0,005 = 0,010 = 10‒2 M
Calcoliamo il pOH:
pOH = ‒log10([OH‒]) = ‒log10(10‒2) = ‒(‒2) = 2
Calcoliamo il pH:
pH = 14 ‒ pH = 14 ‒ 2 = 12
© il testo e le immagini sono di esclusiva proprietà dell’autore e sono sottoposti a COPYRIGHT – non è consentito alcun utilizzo diverso dallo studio gratuito degli utenti del sito
9.1 Autoprotolisi
9.2 Soluzioni acide e basiche – pH
9.3 Definizione di acido e base
9.4 Acidi mono e poli-protici
9.5 Costante di equilibrio di acidi e basici
9.6 Acidi e basi forti e deboli
9.7 Rapporto tra Ka e Kb
9.8 Acidi e basi FORTI in soluzione
9.9 Diluizioni di acidi e basi forti in soluzione
9.10 Acidi e basi DEBOLI in soluzione
9.11 Neutralizzazione
9.12 Sali neutri, acidi e basici
9.13 Tamponi
