Esercizio pH

[obliviate]

Scusate, qualcuno potrebbe dirmi se il procedimento che ho usato è giusto? 

Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta diluendo 2 ml di ammoniaca, al 25 % in peso e densità 0.91 g/ml, fino al volume di 500 ml. Per l'ammoniaca Kb = 1.8·10-5

m=d*V= (0,91g/100 ml)*2ml= 0.0182 g/2ml
0,0812g:2ml= x:500ml
x=4,55 g/500 ml
n=4,55/17=0,27 mol
C=n/V= 0,27 mol/500=5,4*10^-4
[OH]= radq 1,8*10^-5 * 5,4*10^-4 = 9,8 * 10^-5
pOH= -log [OH] = 4
pH = 10

[LuiCap]

I primi tre passaggi che hai fatto sono sbagliati perché la densità, pur avendo la stessa u.d.m., non esprime una concentrazione, ma la massa di 1 unità di volume.
il quinto passaggio è sbagliato perché il volume va espresso in L.

m slz = 0,91 g/mL x 2 mL = 1,8 g di soluzione di NH3
m NH3 = 1,8 g slz x 25 g NH3/100 g slz = 0,46 g NH3
n NH3 = 0,46 g / 17,03 g/mol = 0,027 mol NH3
M NH3 = 0,027 mol / 0,500 L = 0,053 mol/L
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pH = 11

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A mio parere, anche se il risultato numerico è giusto, il procedimento è sbagliato sempre per la stessa ragione che ti ho già detto.

Te lo risolvo con un altro procedimento ancora.

Calcoliamo la Molarità della soluzione al 25% m/m: chiamiamola Mc perché è la soluzione concentrata che poi andrà diluita.

volume slz = 100 g / 0,91 g/mL = 110 mL = 0,110 L
n NH3 = 25 g / 17,03 g/mol = 1,5 mol
Mc NH3 = 1,5 mol / 0,110 L = 13 mol/L

Ora, sapendo che diluendo una soluzione il numero di moli di soluto non cambia:

Mc x Vc = Md x Vd
13 mol/L x 0,002 L = Md x 0,500 L
Md = 0,053 mol/L