Dubbi su Esami Universitari

[marraing]

Salve,
ho di nuovo bisogno di voi per risolvere un esercizio d'esame a cui non so mettere mano.

A 50 ml di soluzione 0.1 M di HA vengono aggiunti 30 ml di NaOH 0.15 M e il pH della soluzione ottenuta è 4.7.Calcolare il grado di dissociazione per una soluzione di 30 ml 0.01M di tale acido.

Vi ringrazio.

[Mario]

Mescolando le due soluzioni si ha un sistema tampone nel quale rimane un eccesso di acido HA.
Esiste una formula che correla tra loro il pH, la Ka dell'acido e la concentrazione di sale NaA e acido HA:

[H+] = Ka * Ca/Cs

calcoliamo adesso quanto acido rimane non reagito:
x*0,1=30*0,15
x=45  che sono i ml di acido che ha reagito
quindi rimangono 5 ml di acido libero.
perciò Ca = (5/80)*0.1 = 0,00625 M


Cs = (30/80)*0.15 = 0,05625

sostituendo nella formula di cui sopra:

0,00002 = Ka * 0,00625/0,05625
fatti i dovuti calcoli risulta che Ka=0,00018

Esiste un'altra formula che permette di ricavare il grado di dissociazione di un acido debole conoscendone la Ka e la concentrazione:
Ka = α^2 * Ca/(1-α)
che sviluppata diventa un'equazione di 2° grado:
α^2*Ca + α*Ka - Ka = 0
sostituendo diventa:
0,01*α^2 + 0,00018*α - 0,00018 = 0
che risolta dà α=0,1255


saluti
Mario

[marraing]

Perdonami Mario,io uso questo sistema:

HA + NaOH --- NaA + H2O
0.005 0.0045 0 0
(0.005-0.0045) limitante 0.0045 0.0045

Ho un eccesso di acido 0.0005 ossia 0.00625 M e 0.05625 M di sale.Fin qui ci siamo.
Tu poi prosegui con i calcoli senza tener conto della seconda parte:ossia "una soluzione di 30 ml 0.01M di tale acido.".Sbaglio?Oppure questa parte non devo considerarla?Ti ringrazio.

[Mario]

Il grado di dissociazione di un acido debole, per una data temperatura, dipende dalla sua Ka e dalla concentrazione.
Il volume della soluzione è irrilevante.


saluti
Mario

[marraing]

Salve,
si avvicina l'esame e ho un dubbio.Il problema è questo:

"A 350 ml di soluzione contenente cloruro di ammonio 0.0125 M e idrossido di ammonio 0.002 M sono aggiunti 150 ml di acido cloridrico 0.00850 M.Calcolare la variazione di pH supponendo che i volumi siano additivi. (Kb= 1.8E-5 M)."

Ho impostato così l'esercizio:
Semireazioni:
NH4Cl -- NH4+ + Cl-
NH4OH --- NH4+ + OH-
HCl ---- H+ + Cl-

moli NH4Cl = (0.00125 * 0.35) = 0.004375 moli
moli NH4OH = (0.002 * 0.35) = 0.0007 moli
moli HCl = (0.0085 * 0.15) = 0.001275 moli

NH4OH + HCl -------- NH4Cl + H20
0.0007........0.001275.................0.004375........0
R.L............0.000575..................0.005075.........0.0007

[HCl] = (0.000575)/ 0.5 = 0.00115 M
[NH4Cl] = (0.005075)/0.5 = 0.001015 M

In pratica l'acido ha fatto sì che l'idrossido di ammonio reagisca tutto.E' corretto?Come calcolo la concentrazione degli ioni [H+] adesso?Non avrò un delta pH,ma un solo pH,vero?

Vi ringrazio per la pazienza.

[(Alfredo)]

Ciao marraing,
ho unito le due discussioni, trattandosi sempre di esami universitari.
Almeno potrai rileggere i due esercizi, con relativa soluzione, in maniera più comoda.

Buona fortuna per l'esame, comunque.

[marraing]

Ti ringrazio!Crepi il lupo

[Mario]

Prima si calcola il pH del tampone Nh4Cl/NH4OH. Spero sia in grado di farlo autonomamente.
Come ha correttamente rilevato l'HCl aggiunto è tale da neutralizzare totalmente la base. Si forma altro NH4Cl e rimane l'eccesso di acido non reagito. Per il computo del pH il sale non ha alcun effetto e basta solamente calcolare il pH della soluzione di HCl residuo.


saluti
Mario

[marraing]

Il pH del tampone viene 8.459 mentre il pH dell'eccesso di HCl viene 2.936.E' possibile un deltapH = 5.523?E' un valore molto alto.
La cosa positiva è che,se fosse così,ci sono arrivato da solo.
Grazie davvero per le risposte.

[Mario]

Non ho fatto i calcoli, ma la cosa mi appare plausibile, Tieni conto che inizialmente abbiamo un tampone, poi solamente una soluzione di acido forte, seppure diluita.

saluti
Mario