Utente dell'ex MyttexAnswers
2013-03-09 17:27
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Caso acido forte a cui viene aggiunta base forte
Determinare la variazione di pH di una soluzione di 100 mL 0.10 M di HCl a cui vengono aggiunti
rispettivamente :
a) 10.0 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH.
b) 39.9 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH.
c) 40.0 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH.
d) 40.1 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH.
e) 50 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH.
pH iniziale prima dell’aggiunta di NaOH
HCl si dissocia completamente per cui pHiniziale = -log[0.1] = 1.00
L’aggiunta di NaOH provoca la reazione di HCl. Per determinare il pH della soluzione è necessario valutare cosa succeda in soluzione e quali specie siano presenti dopo l’aggiunta.
HCl + NaOH NaCl + H2O
a) Per determinare quale specie sia in eccesso bisogna valutare il numero di moli di ciascun componente all’inizio e dopo la reazione: a tale scopo si ricordi che n = M x V(in L)
HCl + NaOH NaCl + H2O
n0 0.1x0.1=0.01 0 0 --
Dn 0 0.01x0.25=2.5x10-3 -- --
neq 0.01-2.5x10-3=7.5x10-3 0 2.5x10-3 --
Come si è visto sopra, la formazione di NaCl non influenza in maniera evidente il pH della soluzione che è determinato solo dalla presenza di eccesso di HCl o di NaOH.
Anche la quantità di H2O che si forma dalla reazione è assolutamente trascurabile in confronto all’H2O presente come solvente.
Dopo la reazione resta un eccesso di HCl per cui la soluzione è acida: infatti,
[H3O+] = n/V (in L), [H3O+] = 0.0075/0.110 = 0.068 pH = 1.17
b) applicando gli stessi principi sopra esposti:
HCl + NaOH NaCl + H2O
n0 0.01 0 0 --
Dn 0 9.975x10-3 -- --
neq 2.5x10-5 0 2.5x10-5 --
[H3O+] = n/V (in L), [H3O+] = 2.5x10-5/0.1399 = 1.79x10-4 pH = 3.75
Questo è un problema svolto per i primi due punti e non riporto il resto perchè mi basta sapere una cosa. Il mio dubbio sorge quando faccio la formula per trovare [H3O+] = n/V
Nel primo caso è [H3O+] = 0.0075/0.110 = 0.068
Ecco, quel 0.110 (che è il V) da dove salta fuori? Come faccio a calcolarlo? Stesso dubbio per il punto b)
Per faovre mi date questa dritta?