Esercizio sul calcolo del ph (acido forte, base debole)

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Utente dell'ex MyttexAnswers

2013-12-06 18:07

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Salve a tutti, ho la seguente traccia da svolgere: a 50cm^3 (0,05L) di HCl 0,130M viene aggiunto 0,1L di una soluzione 0,0650M di NH3 Calcolare il ph della soluzione risultante. Kb = 1.8 x 10^-5 M Ho provato ad impostare l'esercizio nel seguente modo: Ho calcolato le moli di HCl e ho verificato che si trovano in rapporto stechiometrico con quelle di NH3 (0,0065mol) Dopodiché ho impostato la prima reazione: HCL + H2O => H3O+ + Cl- La seconda: NH3 + H2O => NH4+ + OH- Sommando i due membri NH3 + HCl + H2O => Cl- + OH- + NH4+ Poiché la dissociazione del Cl- è totale la reazione da studiare sarà la seguente: H2O + NH4Cl + NH4+ + OH- i Co \ \ Var -x +x +x Eq Co - x +x +x E pertanto x = sqrt(Kb * Co) Dove Co = 0,0065mol / 0,15L = 0,043M Pertanto x = 8.79 * 10^-4 x rappresenta la concentrazione di OH- e quindi pOH = -log(x) = 3,05 pH = 14 - 3,05 = 11 circa. Il risultato dell'esercizio è 5.31 Ho provato allora a calcolare la x in funzione non di Kb, bensì di Kw/Kb... svolgendo i calcoli ottengo pH = 5,49. Potresti aiutarmi a capire perché nella seconda ipotesi l'esercizio mi riesce? Grazie mille a tutti anticipatamente!

Mario

2013-12-06 18:44

Entrambe le sue soluzioni del problema sono errate. Come ha correttamente fatto notare, si ha una perfetta neutralizzazione tra HCl e NH3. In pratica si forma una soluzione acquosa di cloruro di ammonio. Basta poi applicare la seguente equazione: [H+] = sqrt (Kw*Cs/Kb) La concentrazione del sale Cs si calcola tenendo condo della diluizione a seguito della reazione di neutralizzazione, ovvero 0,13/(150/50) = 0,0433 sostituendo. [H+] = sqrt(10^-14 * 0,0433/1,8*10^-5) da cui pH = 5,31 saluti Mario

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