Esercizio sul calcolo del ph (acido forte, base debole)
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Salve a tutti, ho la seguente traccia da svolgere:

a 50cm^3 (0,05L) di HCl 0,130M viene aggiunto 0,1L di una soluzione 0,0650M di NH3

Calcolare il ph della soluzione risultante. Kb = 1.8 x 10^-5 M

Ho provato ad impostare l'esercizio nel seguente modo:

Ho calcolato le moli di HCl e ho verificato che si trovano in rapporto stechiometrico con quelle di NH3 (0,0065mol)



Dopodiché ho impostato la prima reazione: HCL + H2O => H3O+ + Cl-

La seconda: NH3 + H2O => NH4+ + OH-



Sommando i due membri NH3 + HCl + H2O => Cl- + OH- + NH4+

Poiché la dissociazione del Cl- è totale la reazione da studiare sarà la seguente:

H2O + NH4Cl + NH4+ + OH-

i Co \ \

Var -x +x +x

Eq Co - x +x +x



E pertanto x = sqrt(Kb * Co)

Dove Co = 0,0065mol / 0,15L = 0,043M

Pertanto x = 8.79 * 10^-4

x rappresenta la concentrazione di OH-

e quindi

pOH = -log(x) = 3,05

pH = 14 - 3,05 = 11 circa.

Il risultato dell'esercizio è 5.31



Ho provato allora a calcolare la x in funzione non di Kb, bensì di Kw/Kb... svolgendo i calcoli ottengo

pH = 5,49.



Potresti aiutarmi a capire perché nella seconda ipotesi l'esercizio mi riesce?

Grazie mille a tutti anticipatamente!
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Entrambe le sue soluzioni del problema sono errate.

Come ha correttamente fatto notare, si ha una perfetta neutralizzazione tra HCl e NH3.

In pratica si forma una soluzione acquosa di cloruro di ammonio.

Basta poi applicare la seguente equazione:

[H+] = sqrt (Kw*Cs/Kb)

La concentrazione del sale Cs si calcola tenendo condo della diluizione a seguito della reazione di neutralizzazione,

ovvero 0,13/(150/50) = 0,0433

sostituendo.

[H+] = sqrt(10^-14 * 0,0433/1,8*10^-5)

da cui

pH = 5,31



saluti

Mario

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