Esercizio di titolazione acido debole - base forte
Buona domenica a tutti. L'esercizio in questione è "Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 25.0 mL di acido acetico 0.100 M e 10.0 mL di NaOH 0.100 M. ( Ka = 1.80 x 10-5)."

Io ho provato a risolvere così:

- calcolo moli di acido acetico = 25*10^-3 *0,1 =2,5*10^-3 mol. Analogamente moli NaOH = 10^-3 mol
- calcolo il volume totale finale della miscela = 25ml + 10ml = 35 ml

- l'equazione della reazione è CH3COOH + NaOH -> CH3COO- + OH-


- calcolo la concentrazione di CH3COOH nella miscela= n moli /  V tot = 0,07 mol

- calcolo concentrazione di ioni H+ prodotta dall'acido acetico = sqrt(ka* [CH3COOH] = 1,1 * 10^-3

- calcolo numero di moli H+ moltiplicando [H+] * V tot = 3,9*10^-6

- n moli OH = n moli NaOH perchè essendo base forte è completamente dissociato

- poichè gli ioni H+ reagiscono con gli OH- formando molecole di acqua, gli ioni OH- netti li calcolo con nmoli NaOH- nmoli H+ = 9,96 * 10^-4 

- il pOH = -log (9.96*10^-4) 

- pH = 14-pOH = 11

Tuttavia il risultato dovrebbe essere 4,56! Cosa c'è di sbagliato nel mio ragionamento secondo voi?
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Sei completamente fuori strada ;-)

Quando un acido debole viene mescolato con una base forte avviene una reazione completa tra i due reagenti; è completa perché si forma il composto poco dissociato acqua.
Il forte reagisce sempre in modo completo con il debole.

Devi perciò verificare, in base ai volumi e alle concentrazioni, qual è il reagente limitante e capire quale dei due si azzera.
Fatto ciò, analizzi quali specie rimangono in soluzione acquosa e, in base a questo, calcoli il pH della soluzione risultante.
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
il che, la vita lo insegna, è diverso dall’avere “imparato una cosa”.
(Primo Levi)


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Craigc
Innanzitutto grazie per la risposta.

Quindi in questo caso CH3COOH + NaOH -> CH3COO- + OH-
Tutte le moli di NaOH reagiscono con CH3COOH ed ho un eccesso di 1,5 * 10^-3 moli di CH3COOH

[CH3COOH] = n(CH3COOH) / v tot = 3/70 M

Tuttavia sto incorrendo in un secondo errore metodologico perchè ora, sapendo che l'acido acetico rimanente si dissocia parzialmente in ioni H+ secondo una costante Ka, calcolerei [H+] = sqrt(ka* [CH3COOH]) ma questo non dà il risultato corretto.
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Dalla reazione con NaOH:
restano 1,50·10^-3 mol CH3COOH in 0,0350 L, cioè [CH3COOH] = 0,0429 M
si formano 1,00·10^-3 mol CH3COO- in 0,0350 L, cioè [CH3COO-] = 0,0286 M
Siamo perciò in presenza di una soluzione acquosa in cui è presente un acido debole e la sua base coniugata, cioè una soluzione tampone.
Ciao
Luisa

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ok quindi a questo punto calcolo il pH con l'equazione di H. Hasselbach.

comunque ricapitolando ogni volta che ho un acido /base forte e una base/acido debole esso reagisce sempre completamente. Invece se fossi stato in presenza di debole-debole cosa devo aspettarmi?
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Se hai HA e HB entrambi acidi deboli, in soluzione acquosa sono presenti i seguenti equilibri:

HA <==> H+ + A-
HB <==> H+ + B-
H2O <==> H+ + OH-

le cui costanti di equilibrio sono:

KHA = [H+][A-]/[HA]
KHB = [H+][B-]/[HB]
KW = [H+][OH-]

Il bilancio di carica è:
[H+] = [A-] + [B-] + [OH-]
Ricavando [A-], [B-] e [OH-] dalle rispettive costanti di equilibrio si ha:
[H+] = (KHA[HA]/[H+]) + (KHB[HB]/[H+]) + (KW/[H+])
che, riordinata, risulta:
[H+]^2 = (KHA[HA]) + (KHB[HB]) + (KW)

Questa equazione completa è applicabile qualsiasi sia il valore di KHA e KHB.

Possono essere però eseguite delle approssimazioni:
- quando KHB <<< KHA e KW <<< KHA il contributo dell'acido più debole può essere trascurato, perciò possono essere trascurati il secondo e terzo addendo dell'equazione completa prima scritta;
- quando KHB >>> KHA e KW <<< KHA il contributo dell'acido più debole può essere trascurato, perciò possono essere trascurati il primo e terzo addendo dell'equazione completa prima scritta;
- quando KHB circa uguale a KHA e KW <<< KHA e KHB entrambi gli acidi contribuiscono alla determinazione degli H+, mentre può essere trascurato il contributo dell'acqua, perciò può essere trascurato solo il terzo addendo dell'equazione completa prima scritta.

Quando in soluzione acquosa hai invece l'acido debole HA e la base debole B, la situazione è ancora diversa.
Prova tu a ricavare l'equazione completa che determina il contributo totale degli H+.

In un qualunque testo decente che tratta gli equilibri acido-base multipli trovi queste spiegazioni, che devi studiare e capire bene prima di affrontare gli esercizi.
Ciao
Luisa

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Craigc
Integro parzialmente:
Se [HA] = [HB] possono essere però eseguite delle approssimazioni:

idem

Se [HA] diverso [HB] e KHA diverso KB le approssimazioni che possono essere eseguite dipendono sia dalla concentrazione che dalla forza dell'acido.

In ogni caso applicando l'equazione completa non ci si sbaglia mai!!!
Ciao
Luisa

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