Esercizio pH
Salve, sono in seria difficoltà con questo esercizio sul pH, purtroppo nel mio libro ci sono tanti esercizi su questo argomento ma nessuno simile a questo e pertanto avrei bisogno di uno riscontro da parte vostra, vi ringrazio in anticipo.
(In allegato il problema con soluzione    )
Testo del problema:
Si disciolgono 4 mg di NH3 in 300 ml di acqua sapendo che il Kb = 1 * 10-5 valutare il pH all’equilibrio.

Ecco come l'ho risolto (anche se certamente sbagliato in quanto non ho utilizzato Kb):
Determino la massa molare NH3:
Mn = 14+(1*3) = 17 g/mol
Determino le moli di ammoniaca dividendo la massa in grammi per il valore della massa molare:
n(NH3) = g / Mm = 0.004 g / 17 Mm = 0.00024 mol
Converto il volume da ml a l:
 300 ml = 0.3 l 
Determino la concentrazione in termini di molarità dell’acido nitrico dividendo il n° delle moli per il volume in litri:
[NH3] = n/V = 0.00024 mol / 0.3 l = 0.00078 mol/l 
Equazione chimica:
NH3 + H2O à NH4+ + OH- 
La concentrazione dello ione OH- è uguale alla concentrazione NH3 pertanto la concentrazione degli ioni OH-
sarà:
OH- = 0.00078 mol / l 
Pertanto, ora calcolo il pOH:
pOH = -log(OH-) = 7.156 
Data la relazione pH + pOH = 14 ottengo:
pH = 14 – pOH = 14 – 7.156 = 6.844
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Non posso credere che sul tuo libro non ci siano esempi di come si calcola il pH di una soluzione di base debole. :-(

L'NH3 non è l'acido nitrico, bensì il triidruro di azoto, comunemente noto come ammoniaca. È un gas a temperatura ambiente molto solubile in acqua. Spero sia solo una distrazione.
La concentrazione molare iniziale della soluzione di NH3 che hai calcolato è corretta, 7,8·10^-4 mol/L.
La reazione che hai scritto non è una reazione completa (una sola freccia), bensì una reazione di equilibrio:
NH3(aq) + H2O(l) <==> NH4+(aq) + OH-(aq)
Secondo te è possibile che una soluzione in cui sono presenti ioni OH- possa avere un pH acido???
E della molarità della soluzione di NH3 cosa te ne fai???
Tu hai calcolato il pH di una base debole come se fosse una base forte. :-(
Ovvio che la risoluzione sia sbagliata.

Andiamo per gradi.
Scrivi l'espressione algebrica della costante di equilibrio della reazione e spiega il significato delle simbologie che utilizzi.
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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(2019-02-15, 19:17)LuiCap Ha scritto: Non posso credere che sul tuo libro non ci siano esempi di come si calcola il pH di una soluzione di base debole. :-(

L'NH3 non è l'acido nitrico, bensì il triidruro di azoto, comunemente noto come ammoniaca. È un gas a temperatura ambiente molto solubile in acqua. Spero sia solo una distrazione.
La concentrazione molare iniziale della soluzione di NH3 che hai calcolato è corretta, 7,8·10^-4 mol/L.
La reazione che hai scritto non è una reazione completa (una sola freccia), bensì una reazione di equilibrio:
NH3(aq) + H2O(l) <==> NH4+(aq) + OH-(aq)
Secondo te è possibile che una soluzione in cui sono presenti ioni OH- possa avere un pH acido???
E della molarità della soluzione di NH3 cosa te ne fai???
Tu hai calcolato il pH di una base debole come se fosse una base forte. :-(
Ovvio che la risoluzione sia sbagliata.

Andiamo per gradi.
Scrivi l'espressione algebrica della costante di equilibrio della reazione e spiega il significato delle simbologie che utilizzi.

Grazie dell'aiuto, scusa quando ho scritto acido nitrico devo essermi confuso mentre ricopiavo l'esercizio.

Se considero la relazione di dissociazione generica:
BOH <==> B+ + OH-
La costante di equilibrio sarà:
Kb = [B+][OH-]/[BOH]
Per il nostro caso:
Kb = [NH4][OH-]/[NH3]

Sapendo che per le soluzioni diluite di basi deboli, per i quali la concentrazione della specie indissociata [BOH] può essere approssimata con il valore della concentrazione nominale della base Cb e sapendo che [OH-]=[B+].
Ottengo:
Kb = [OH-]^2/ Cb
quindi:
[OH-]=radq(Kb*Cb)
Nel mio caso:

Kb = 1*10^-5
Cb = 0.00078 mol/l

ottengo così:

pOH = - log[radq(Kb*Cb)] --> 9.33

Il pH sarà:

pH = 14 - pOH = 14 - 9.33 = 4.67 

Ti ringrazio ancora per l'aiuto  *Hail*

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BOH <==> B+ + OH-
La costante di equilibrio sarà:
Kb = [B+][OH-]/[BOH]
Per il nostro caso:
Kb = [NH4][OH-]/[NH3]
La sigla BOH indica una generica base forte secondo Arrhenius, quindi ti consiglio di utilizzarla solo per gli idrossidi, che sono appunto basi forti.
Per le basi deboli si utilizza la sigla B, che indica appunto una base debole secondo Brønsted e Lowry.
B + H2O <==> BH+ + OH-
NH3 + H2O <==> NH4(+) + OH-
Kb = [NH4+][OH-]/[NH3]
Lo ione ammonio NH4(+) è l'acido debole coniugato della base debole NH3.


Sapendo che per le soluzioni diluite di basi deboli, per i quali la concentrazione della specie indissociata [BOH] può essere approssimata con il valore della concentrazione nominale della base Cb e sapendo che [OH-]=[B+].
Non posso sapere cosa ti ha insegnato il tuo docente, ma in questo caso [OH-] è circa uguale alla Cb dell'NH3, quindi io non utilizzerei la tua formula approssimata, ma la seguente:
Kb = [NH4+][OH-]/Cb - [OH-]
[OH-]^2 + Kb[OH-] - KbCb = 0
che, risolta, porta a:
[OH-] = 8,36·10^-5 mol/L
pOH = 4,08
pH = 9,92
Vedi tu cosa fare rispetto alle indicazioni del tuo docente.
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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(2019-02-16, 12:34)LuiCap Ha scritto: BOH <==> B+ + OH-
La costante di equilibrio sarà:
Kb = [B+][OH-]/[BOH]
Per il nostro caso:
Kb = [NH4][OH-]/[NH3]
La sigla BOH indica una generica base forte secondo Arrhenius, quindi ti consiglio di utilizzarla solo per gli idrossidi, che sono appunto basi forti.
Per le basi deboli si utilizza la sigla B, che indica appunto una base debole secondo Brønsted e Lowry.
B + H2O <==> BH+ + OH-
NH3 + H2O <==> NH4(+) + OH-
Kb = [NH4+][OH-]/[NH3]
Lo ione ammonio NH4(+) è l'acido debole coniugato della base debole NH3.


Sapendo che per le soluzioni diluite di basi deboli, per i quali la concentrazione della specie indissociata [BOH] può essere approssimata con il valore della concentrazione nominale della base Cb e sapendo che [OH-]=[B+].
Non posso sapere cosa ti ha insegnato il tuo docente, ma in questo caso [OH-] è circa uguale alla Cb dell'NH3, quindi io non utilizzerei la tua formula approssimata, ma la seguente:
Kb = [NH4+][OH-]/Cb - [OH-]
[OH-]^2 + Kb[OH-] - KbCb = 0
che, risolta, porta a:
[OH-] = 8,36·10^-5 mol/L
pOH = 4,08
pH = 9,92
Vedi tu cosa fare rispetto alle indicazioni del tuo docente.

Buongiorno LuiCap, sinceramente non ho capito questa frase:
Non posso sapere cosa ti ha insegnato il tuo docente, ma in questo caso [OH-] è circa uguale alla Cb dell'NH3, quindi io non utilizzerei la tua formula approssimata, ma la seguente:
Kb = [NH4+][OH-]/Cb - [OH-]
[OH-]^2 + Kb[OH-] - KbCb = 0

[OH-] è circa uguale alla Cb? 
Nella sua equazione salta fuori [OH-]^2 quindi non è circa uguale a Cb ma bensì a [BH+] che in questo caso è [NH4+] giusto?
Grazie.
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No, è giusto quello che ho scritto, perché in una soluzione acquosa di base debole NH3 gli OH- in soluzione sono forniti sia dalla base debole che dall'acqua.
Di seguito tutta la spiegazione con la risoluzione senza approssimazioni (che conduce ad una equazione di 3° grado in [OH-]) e con le varie approssimazioni che si possono fare. Ripeto che scegliere se fare approssimazioni o meno e quale fare dipende da come il tuo docente ti ha insegnato.

      
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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[-] I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo post:
nikyhd
(2019-02-18, 12:08)LuiCap Ha scritto: No, è giusto quello che ho scritto, perché in una soluzione acquosa di base debole NH3 gli OH- in soluzione sono forniti sia dalla base debole che dall'acqua.
Di seguito tutta la spiegazione con la risoluzione senza approssimazioni (che conduce ad una equazione di 3° grado in [OH-]) e con le varie approssimazioni che si possono fare. Ripeto che scegliere se fare approssimazioni o meno e quale fare dipende da come il tuo docente ti ha insegnato.

Grazie di tutto e soprattutto per la tua pazienza.  Blush
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