Come calcolare la percentuale di dissociazione

Quando gli acidi forti vengono posti in acqua, si dissociano completamente. Cioè, tutto l'acido (HA) si separa in protoni (H⁺) e i loro anioni compagni (A¯).

Al contrario, gli acidi deboli posti in soluzione acquosa non si dissociano completamente. La misura in cui si separano è descritta dalla costante di dissociazione K_un:

K_un = ([H⁺] [LA¯]) ÷ [HA]

Le quantità tra parentesi quadre sono le concentrazioni di protoni, anioni e acido intatto (HA) in soluzione.

K_un è utile per calcolare la percentuale di un dato acido debole che è dissociato in una soluzione con un'acidità nota, o pH.

Ricordiamo che il pH è definito come il logaritmo negativo della concentrazione di protoni in soluzione, che è lo stesso di 10 elevato alla potenza negativa della concentrazione di protoni:

pH = -log₁₀[H⁺] = 10^-[H+]

[H⁺] = 10^-pH

K_un e pK_un sono correlati in modo simile:

pK_un = -log₁₀K_un = 10^-Ka

K_un = 10^-pKa

Se dato il pK_un e pH di una soluzione acida, calcolare la percentuale dell'acido che è dissociato è semplice.

Un acido debole, HA, ha un pK_un di 4.756. Se il pH della soluzione è 3,85, quale percentuale dell'acido è dissociata?

Innanzitutto, converti pK_un a K_un e pH a [H+]:

K_un = 10^-4.756 = 1,754 x 10^-5

[H⁺] = 10^-3.85 = 1.413 x 10^-4

Ora usa l'equazione K_un = ([H⁺] [A¯]) ÷ [HA], con [H⁺] = [A¯]:

1.754 x 10^-5 = [(1.413 x 10^-4 M)(1.413 x 10^-4 M)] ÷ [HA]

[HA] = 0,0011375 M

La dissociazione percentuale è quindi data da 1.413 x 10^-4 ÷ 0.0011375 = 0.1242 = 12.42%.