dcastrog80
2020-04-28 06:47
Buongiorno a tutti. Ho il seguente esercizio:
Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 120 mL di HCl 0.100 M con 60.0 mL di NH3
0.35 M. Kb(NH3) = 1.8·10e-5
HCl + NH3 ==> NH4+ + Cl-
inizio calcolando le moli di entrambi i prodotti:
n(HCl) = 0.12*0.1= 0,012 mol
n(NH3) = 0.06*0.35= 0,021 mol
HCl + NH3 ==> NH4+ + Cl-
i 0,012 0,021 0 0
Δ -0,012 -0,012 +0,012 + 0,012
f 0 +0,009 +0,012 + 0,012
n NH3 che reagiscono = 0,012 mol
n NH3 rimanenti = 0,021-0,012 = 0,009
e qui ho il dubbio se considerare:
M = n(finale)/V(finale) = 0,009/(0.12+0.06) = 0,05 mol/L
e quindi
[OH-] = √1,8*10e-5 * 0,05 = 9,48*10e-4
pOH = -log (9,48*10e-4) = 3.0.
pH = 14-3 = 11
oppure
[OH-] = n(finale) base / n sale = 0.009/0.012 = 0.75
pOH = -log (0,75) = 0,12.
pH = 14-0,12 = 13,88
grazie mille e buona giornata!