Il pH di una soluzione di H2SO4 acido solforico si calcola tenendo conto che questo è un acido diprotico, ovvero capace di liberare due protoni (H⁺) per molecola. La particolarità del pH di una soluzione di H2SO4 deriva dal fatto che la prima dissociazione dell’acido è completa, essendo l’H₂SO₄ un acido forte nella sua prima dissociazione.
pH di una soluzione di H2SO4
Il pH di una soluzione di H2SO4 si calcola considerando che l’acido è diprotico, forte nella prima dissociazione e relativamente debole nella seconda
Gli acidi possono essere forti o deboli: si definiscono forti gli acidi che possono essere considerati dissociati al 100% .
L’acido iodidrico ha, ad esempio una costante di dissociazione pari a 3.2 ∙ 109 e quindi per una soluzione 0.100 M di tale acido la concentrazione dello ione H+ è pari a 0.100 M.
L’acido fluoridrico invece ha una costante di dissociazione pari a 6.6 ∙ 10-4 ed è un acido debole che si dissocia solo parzialmente nei suoi ioni.
Gli acidi diprotici sono acidi deboli caratterizzati da due costanti di equilibrio come ad esempio H2CO3 per il quale la prima costante di dissociazione Ka1 è pari a 1.5 ∙ 10-4 e la seconda costante Ka2 è pari a 4.7 ∙ 10-11.
L’acido solforico costituisce un’eccezione infatti esso è un acido forte nella prima dissociazione mentre ha una costante Ka2 pari a 1.02 ∙ 10-2.
Spesso negli esercizi proposti nel calcolo del pH di una soluzione di H2SO4 è indicato di considerarlo totalmente dissociato e allora in tal caso si può scrivere:
H2SO4 + 2 H2O → 2 H3O+ + SO42-
Supponendo di avere una soluzione 0.0400 M di H2SO4 si ha che [H3O+] = 2 ∙ 0.0400 = 0.0800 M da cui pH = 1.10
Trattamento rigoroso per il calcolo del pH di una soluzione di H2SO4
Tuttavia per un trattamento rigoroso si deve considerare che H2SO4 è forte nella prima dissociazione e si ha:
H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4–
Pertanto si ha che [H3O+] = [HSO4–] = 0.0400 M
A questo punto si deve considerare la seconda dissociazione:
HSO4– + H2O ⇌ H3O+ + SO42-
I.C.E. chart
|
HSO4– |
H2O |
⇌ |
H3O+ |
SO42- |
|
| Stato iniziale |
0.0400 |
0.0400 |
// |
||
| Variazione |
– x |
+ x |
+ x |
||
| Equilibrio |
0.0400 –x |
0.0400 + x |
x |
Sostituiamo tali valori nell’espressione della Ka2:
Ka2 = 1.02 ∙ 10-2 = [H3O+][ SO42-] / [HSO4–] = (0.0400+x)(x)/ 0.0400-x
A questo punto si deve considerare che il valore della Ka2 è piuttosto alto. Pertanto la x non può essere trascurata quindi bisogna risolvere l’equazione di 2°:
4.08 ∙ 10-4 – 1.02 ∙ 10-2 x = 0.0400 x + x2
Da cui
x2 + 0.0502 x – 4.08 x 10-4 = 0
Si ottengono due radici: x1 = 0.00712 e x2 = – 0.0573
La seconda radice deve essere scartata in quanto la concentrazione di SO42- che è pari proprio a x non può essere negativa quindi si deve considerare solo la prima delle due soluzioni:
si ha [H3O+] = 0.0400 + 0.00712 = 0.0471 M
da cui pH = – log [H3O+] = 1.33
pH di una soluzione di H2SO4: Metodo alternativo
A tale risultato si può giungere anche facendo una diversa trattazione: considerando che [HSO4–] = 0.0400 M
Dal bilancio di carica:
[H3O+] = [HSO4–] + [SO42-] = 0.0400 + [SO42-]
Ovvero : [SO42-] = [H3O+] – 0.0400
Dal bilancio di massa:
c H2SO4 = 0.0400 = [HSO4–] + [SO42-]
Combinando le due equazioni si ha:
[HSO4–] = 0.0400 – [H3O+] + 0.0400 = 0.0800 – [H3O+]
Sostituiamo tali valori nell’espressione della Ka2:
Ka2 = 1.02 ∙ 10-2 = [H3O+][ SO42-] / [HSO4–] = [H3O+] ([H3O+] – 0.0400) / 0.0800 – [H3O+]
Da cui :
[H3O+]2 – 0.0298 [H3O+] – 8.16 ∙ 10-4 = 0
Risolvendo si ha: [H3O+] = 0.0471 M da cui pH = 1.33
Il vantaggio di adottare tale metodo è quello di ottenere direttamente [H3O+] anche se da un punto di vista concettuale è più difficile.
L’ultima considerazione è relativa all’errore che si commetteva trascurando la x: l’espressione di Ka2 sarebbe diventata:
Ka2 = 1.02 ∙ 10-2 = (0.0400)(x)/ 0.0400
Da cui x = 1.02 ∙ 10-2
La concentrazione di H3O+ sarebbe stata: [H3O+] = 0.0400 + 1.02 ∙ 10-2 = 0.0502 M con un pH di 1.30 con un errore correlato pari a:
(1.33 – 1.30) ∙ 100/ 1.33 = 2.26%
Il pH di una soluzione di H2SO4: Riassumendo
Il pH di una soluzione di H2SO4 acido solforico si calcola tenendo conto che questo è un acido diprotico, ovvero capace di liberare due protoni (H⁺) per molecola. La particolarità del pH di una soluzione di H2SO4 deriva dal fatto che la prima dissociazione dell’acido è completa, essendo l’H₂SO₄ un acido forte nella sua prima dissociazione. Questo significa che, in prima istanza, l’acido rilascia completamente un protone, portando a una concentrazione elevata di ioni H⁺ nella soluzione e influenzando notevolmente il pH di una soluzione H2SO4.
La seconda dissociazione dell’acido solforico è invece relativamente debole: in questo caso, solo una parte degli ioni HSO₄⁻ rilascia il secondo protone, influenzando ulteriormente ma in misura minore il pH di una soluzione di H2SO4. Per calcolare con precisione il pH di una soluzione di H2SO4, è necessario considerare entrambe le dissociazioni, soprattutto quando la concentrazione dell’acido non è elevata.
Gli acidi come H₂SO₄ si classificano come forti o deboli in base alla loro capacità di dissociarsi in soluzione. Un acido forte, come l’H₂SO₄ nella sua prima dissociazione, si dissocia completamente, influenzando notevolmente il pH di una soluzione di H2SO4. Gli acidi deboli, invece, non si dissociano completamente e il loro effetto sul pH di una soluzione di H2SO4 è meno marcato.
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