• Varianti (semplificazione scolastica): acido diprotico; acido triprotico
• Problema duale in ambito basico
• Problema inverso

La schematizzazione di questo problema di base sul pH è la seguente

Si noti come al fine di risolvere il problema non ha alcuna importanza sapere il volume della soluzione acquosa in esame.

SOLUZIONE
Un acido forte si dissocia completamente in acqua secondo la reazione generale (se monoprotico)
HA + H₂O => A^- + H₃O⁺
(si noti la freccia singola in reazione) che nel caso in oggetto diviene
HNO₃ + H₂O => NO₃^- + H₃O⁺

Emerge che ogni mole di acido libera una mole di ioni H₃O⁺; di conseguenza ogni mole per litro di soluzione di acido libera una mole per litro di ioni H₃O⁺. Il calcolo del pH è a questo punto facilissimo, essendo per un acido monoprotico forte automaticamente noto dalla conoscenza di C_a. Segue (cfr questo problema elementare):
[H₃O⁺] = C_a = 0,04 mol/l
pH = -log[H₃O⁺] = 1,40

Osservazione: sotto l'ipotesi che la concentrazione C_a sia tale da poter trascurare l'autoprotolisi dell'acqua, il pH può essere immediatamente ricavato tramite la relazione:

Varianti con semplificazione scolastica

Acido diprotico
Se la prima protonazione di un acido poliprotico può essere completa (K_a elevatissima), le protonazioni successive hanno comportamento tipico di un acido debole. In ambito scolastico di scuola superiore a volte gli acidi diprotici possono essere trattati per semplicità come acidi forti in tutti gli stadi, anche se il loro comportamento reale è totalmente diverso. Il metodo di soluzione che segue, in cui tutti gli stadi sono assunti forti, è di fatto una brutale semplificazione didattica che, per quanto utile, non corrisponde al reale comportamento dell'acido reale, ma a quello di un suo equivalente del tutto teorico.

Supponendo per semplicità didattica che l'acido sia forte in tutti gli stadi, la sua dissociazione in acqua si presenta come
H₂SO₄ + 2H₂O => SO₄^-- + 2H₃O⁺
oppure (accettando di trattare il vero ione H₃O⁺ in soluzione come semplice H⁺
H₂SO₄ => SO₄^-- + 2^H+

Emerge che ogni mole di acido libera 2 moli di ioni H₃O⁺; di conseguenza ogni mole per litro di soluzione di acido libera 2 moli per litro di ioni H₃O⁺, cioè il doppio del valore di C_a. Il calcolo del pH è a questo punto :
[H₃O⁺] = 2C_a = 0,06 mol/l
pH = -log[H₃O⁺] = 1,22

Osservazione: il comportamento reale dell'acido solforico è diverso!

Acido triprotico
Se la prima protonazione di un acido poliprotico può essere completa (K_a elevatissima), le protonazioni successive hanno comportamento tipico di un acido debole. In ambito scolastico di scuola superiore a volte gli acidi triprotici possono essere trattati per semplicità come acidi forti in tutti gli stadi, anche se il loro comportamento reale è totalmente diverso. Il metodo di soluzione che segue, in cui tutti gli stadi sono assunti forti, è di fatto una brutale semplificazione didattica che, per quanto utile, non corrisponde al reale comportamento dell'acido reale, ma a quello di un suo equivalente del tutto teorico.

Supponendo per semplicità didattica che l'acido sia forte in tutti gli stadi, la sua dissociazione in acqua si presenta come
H₃PO₄ + 3H₂O => PO₄^--- + 3H₃O⁺
oppure (accettando di trattare il vero ione H₃O⁺ in soluzione come semplice H⁺
H₃PO₄ => PO₄^--- + 3^H+

Emerge che ogni mole di acido libera 3 moli di ioni H₃O⁺; di conseguenza ogni mole per litro di soluzione di acido libera 3 moli per litro di ioni H₃O⁺, cioè il triplo del valore di C_a. Il calcolo del pH è a questo punto :
[H₃O⁺] = 3C_a = 0,006 mol/l
pH = -log[H₃O⁺] = 2,22

Osservazione: il comportamento reale dell'acido fosforico è totalmente diverso! In ambito di studio a livello universitario o in ogni caso con livello teorico più spinto, quanto fatto sopra è errato, poiché è una brutale semplificazione di un problema più complesso.