Calcolare il pH di una soluzione acquosa di 10L contenente 0,4M di acido nitrico e 0,3M di idrossido di bario, entrambi completamente dissociati.
In questo esercizio dobbiamo vedere quale fra gli ioni H+ e OH-, liberatisi dall’acido e dalla base, prevale in quantità, per poi calcolare il pH o il pOH della soluzione.
L’acido nitrico, la cui formula bruta è ricavabile dalla nomenclatura (HNO3), è in grado di liberare una mole di ioni H+ per ogni mole di acido. Di conseguenza 0,4 moli di acido nitrico liberano 0,4 moli di H+ nella soluzione.
0,3 moli di idrossido di bario, invece, sono in grado di liberare 0,6 moli di OH-. Quindi nella soluzione ci saranno anche 0,6 moli di OH-.
HNO3 → H++NO3-
Ba(OH)2 → Ba2++2OH-
Gli ioni H+ e OH- liberatisi saranno quindi in grado di “pareggiarsi”, neutralizzandosi a vicenda.
Poichè gli ioni idrossido risultano in eccesso, questi andranno ad influenzare il pH della soluzione.
[OH-] -[H+] = 0,6M - 0,4M = 0,2M [OH-] in eccesso
Siamo quindi in grado di calcolare il pOH della soluzione, dal quale ricavarne poi il pH.
pOH = -log10[OH-] = -log100,2 $\simeq$ 0,7
pH = 14-pOH = 14-0,7 = 13,3
Un pH 13,3 è basico che conferma il fatto che gli ioni OH- siano in eccesso sugli ioni H+.