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Questo è il caso di una soluzione molto diluita di un acido forte (completamente dissociato), per la quale non è possibile trascurare il contributo dovuto all’autodissociazione dell’acqua:

H2O <-----> H(+) + OH(-)

governato dal prodotto ionico:

[H+]*[OH-] = Kw = 1*10^-14

Se infatti trascurassimo il contributo dell’acqua, otterremo un pH pari a 7, ossia neutro, anziché acido (seppure leggermente).

In questo caso alla concentrazione degli ioni H(+), provenienti dalla dissociazione dell’acido (pari a 1,00*10^-7), dobbiamo aggiungere quelli dovuti all’acqua.

[H+] = [H+]da acido + [H+]da acqua

poiché [H+]da acqua = [OH-]:

[H+] = [H+]da acido + [OH-]

Poniamo [OH-] = Kw/[H+]:

[H+] = [H+]da acido + [OH-]

Indichiamo con Ca la concentrazione dell’acido forte:

[H+] = Ca + Kw/[H+]

[H+] - Kw/[H+] - Ca = 0

Moltiplicando per [H+], otteniamo la seguente equazione di secondo grado:

[H+]^2 – Ca*[H+] - Kw = 0

Sostituendo i valori di Kw e Ca otteniamo:

[H+]^2 – 1*10^-7*[H+] – 1*10^-14 = 0

Risolvendo questa equazione di secondo grado otteniamo

[H+] = 1,62*10^-7

pH = -log(1,62*10^-7) = 6,79