Esercizi sull'equilibrio acido-base

SISTEMA: diluizione di una soluzione contenente un acido debole.
ESERCIZIO: Una soluzione di 100 ml di acido solfidrico (H 2S) a pH 4.5 è diluita con acqua fino a
raggiungere un volume di 500 ml. Calcolare il pH (K a1 = 9.1 • 10 -8 ).
H 2S è un acido biprotico. Tuttavia la seconda dissociazione acida è molto più piccola della prima
(K a1 = 9.1 • 10 -8 mentre K a2 = 1.1 • 10 -13 ) per cui solo la prima dissociazione può essere considerata
(vedi anche nota a pagina 9).
Sapendo che il pH prima della diluizione è 4.5, si calcola la concentrazione molare all’equilibrio di
H 3O + prima della diluizione.
[H 3O + ] = 10 -4.5 = 3.16 • 10 -5 .
La reazione nella soluzione iniziale è:
H 2S + H 2O HS - + H 3O +
C M iniziali: x - 0 1 • 10 -7
C M finali: x–3.16 • 10 -5 - 3.16 • 10 -5 3.16 • 10 -5
Si noti che in questa reazione con il termine “C M finali” si intende le concentrazioni molari al
termine della reazione, ma nella soluzione iniziale prima della diluizione.
Di questa soluzione iniziale non si conosce la concentrazione molare iniziale di H 2S, ma si
conoscono le concentrazioni finali di HS - e H 3O + che sono ovviamente uguali perché il loro
rapporto stechiometrico è 1:1. Si indica quindi con x la concentrazione iniziale di H 2S. La
concentrazione finale di H 2S è quella iniziale (x) meno la quota che ha reagito (3.16 • 10 -5 ).
Conoscendo la costante di dissociazione acida (K a1 = 9.1 • 10 -8 ):
K a =
[HS - ]
[H 2S]
da cui x = 0.0110 M.
[H 3O + ]
In seguito alla diluizione la concentrazione molare iniziale di H 2S diventa:
[H 2S] = (0.0110 M • 0.1 l) / 0.5 l = 0.00220 M
A questo punto si imposta di nuovo la reazione tra H 2S e H 2O (come sopra) e si risolve in maniera
analoga al caso visto a pagina 7.
pH = -log [ H 3O + ] = -log (1.41 • 10 -5 ) = 4.85
RISULTATO: pH = 4.85
9.1 • 10 -8 =
(3.16 • 10 -5 ) 2
x - 3.16 • 10 -5
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