OpTicMenchi
2022-09-02 13:55
Salve a tutti, sono nuovo sul forum e probabilmente. Ho un problema riguardante questo esercizio sulla determinazione del pH:
Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 200 mL di NH4Cl(aq) 0.150 M con 200 mL di NaOH(aq) 0.200M sapendo che Kb dell'ammoniaca è 1.80*10^-5
Io l'ho risolto così:
Innanzitutto ho calcolato le quantità molari delle due sostanze (rispettivamente 0.03 mol e 0.04 mol )
Ho scritto poi la reazione (sulla quale ho qualche dubbio siccome non l'avevo mai incontrata prima):
NH4Cl+NaOH -> NH3 +H2O + NaCl
Ho fatto la tabella con le moli e notando che avanzano 0.01 mol di NaOH ho pensato si trattasse di un eccesso di base forte:
quindi ho calcolato la concentrazione di base forte:
[NaOH] = 0.01/Vtot = 0.025 M = [OH-]
--> pOH = -log(0.025) = 1.60
--> pH = 14 - pOH = 12,40
Adesso sono sicuro di aver sbagliato qualcosa perché altrimenti non capisco il fatto di aver fornito il Kb dell'ammoniaca:
Forse bisogna considerare anche la reazione tra NH4+ e OH- --> NH3 + H2O, cosa che io non ho fatto ovviamente. Oppure ho completamente sbagliato dall'inizio? Non credo si tratti di una soluzione tampone sebbene la maggior parte degli esercizi d'esame volgano su di esse. la mia soluzione sembra essere troppo banale sinceramente. Grazie dell'attenzione e spero qualcuno possa aiutarmi.
P.S. Scusate la richiesta però mi farebbe davvero comodo poter ricevere una risposta che spieghi ogni ragionamento che andrebbe fatto per risolvere l'esercizio in maniera completa e in modo tale da capirlo a fondo. Grazie di nuovo
P.S. no2 : Non ho usato Latex o qualsiasi altro editor per mancanza di tempo. Di norma l'avrei fatto, forse tornerò ad aggiustare la domanda in futuro