Calcolo pH soluzione

[raffaella]

Ciao ragazzi, ho dei problemi con il seguente esercizio:

 500ml di ammoniaca in c.n. vengono sciolti in 50ml di acido cloridrico 0.2M. Calcolare il pH della soluzione risultante.

Non ho la Ka o la Kb, non capisco da dove iniziare. E che indicazioni posso trarre dal fatto che l'ammoniaca sia in condizioni normali? Ho pensato di fare la seguente proporzione: poichè 1 mole di gas in c.n. occupa un volume di 22.4 L si ha:

1mole:22,4L = xmoli:0,5L 

in modo da ricavare le moli di ammoniaca, ma poi come vado avanti?

[LuiCap]

L'inizio è corretto, ma è un po' pochino!!!

ni NH3 = 2,23·10^-2 mol

Ora devi calcolare le moli iniziali di HCl e scivere la reazione che avviene tra i due composti.
Fatto questo, vediamo come proseguire.

[raffaella]

L'inizio è corretto, ma è un po' pochino!!!

ni NH3 = 2,23·10^-2 mol

Ora devi calcolare le moli iniziali di HCl e scivere la reazione che avviene tra i due composti.
Fatto questo, vediamo come proseguire.

La reazione è la seguente:

[img=69x12]file:///C:/Users/GIGICO~1/AppData/Local/Temp/msohtmlclip1/01/clip_image001.png[/img]

NH3 + HCl           NH4+ + Cl-

Moli HCl = M × V = 0.2 × 0.05 = 0.01

Adesso quello che mi viene da dire è che, avendo 0.022 moli di NH3 e 0.01 moli di HCl, HCl è il reagente limitante, quindi:

                       NH3      +    HCl            NH4+     +       Cl-
moli iniziali      0.022         0.01               0                    0
moli finali        0.012          0                   0.01               0.01

E anche qui ho un sacco di dubbi sul come procedere...

[LuiCap]

Bene!!!
Si forma quindi una soluzione in cui, nello stesso volume di 50 mL, sono presenti 0,0123 mol di base debole NH3 non reagite e 0,01 mol della sua base coniugata NH4+ che si sono formate.
Se scrivi la reazione in forma ioinica te ne rendi conto meglio:
NH3 + H+ NH4+
Si tratta dunque di una soluzione tampone. Lo ione Cl- non influenza il pH in quanto è una base molto più debole dell'acqua.
Prova ora a proseguire.

[raffaella]

Direi che a questo punto sono a conoscenza della moli di H+ che reagiscono, che sono le stesse moli di NH4+ che si sono formate, cioè 0.01.
In questo modo posso calcolarmi la molarità di H+ (moli di soluto/litri di soluzione, quindi 0.01/0.05), quindi posso calcolare il ph (-log della concentrazione di H+).
E' corretto?

[LuiCap]

Nella tua spiegazione ci sono due errori piuttosto gravi:
- oltre a 0,01 mol di NH4+ che si formano, rimangono 0,0124 mol di NH3 delle quali bisogna tener conto;
- se anche fosse corretto che ci sono solo 0,01 mol di NH4+ (e non lo è!!!) non si può calcolare il pH di questa soluzione come se fosse un acido forte. Lo ione NH4+ è un acido debole.
Ti consiglio di ristudiare la teoria prima di affrontare gli esercizi.

[raffaella]

Forse ho capito l'errore, NH3 è una base debole ed NH4+ è il suo acido coniugato, quindi è una soluzione tampone basica.
Posso quindi utilizzare la formula che mi permette di calcolare il pOH
[OH-] = kb x (moliNH4+/moliNH3)
quindi calcolo il pOH come -log[OH-] e infine il pH come 14-pOH

[LuiCap]

Forse ho capito l'errore, NH3 è una base debole ed NH4+ è il suo acido coniugato, quindi è una soluzione tampone basica.

È quello che ti avevo già scritto nella risposta n° 4.
Nella formula risolutiva che hai scritto c'è un errore.