FabrizioM
2015-11-02 17:19
Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 50 ml 0.01 M di NaOH a 75 ml 0.01 M di Acido Fosforico (K1 = 10-3, K2 = 10-8, K3 = 10-13)
moli NaOH=0,5 mol
moli H3PO4=0,75 mol
Le moli di NaOH mi neutralizzano l'acido solo per 0,5 mol.
Dopo l'equilibrio avrò:
moli NaOH= 0 mol
moli H3PO4=0,75-0,5=0,25 mol
moli H2PO4-=0,5 mol
A questo punto, non avendo più base forte calcolo il pH con la prima dissociazione oppure devo considerare anche la seconda e terza dissociazione?
Se avessi avuto lo stesso esercizio ma con Ba(OH)2, nella prima dissociazione quello in difetto sarebbe stato l'H3PO4?
Quando fai reagire la base forte NaOH con un acido debole la reazione non è di equilibrio, ma completamente spostata a destra.
Dopo reazione si ha:
n NaOH = 0 mol
n H2PO4- = 5,0·10^-4 mol
n H3PO4 = 2,5·10^-4 mol
Siamo perciò in presenza dell'acido debole H3PO4 e della sua base coniugata H2PO4-, perciò:
[H+] = Ka1 x n H3PO4/n H2PO4-
pH 3,30
Se avessi avuto 0,0005 mol Ba(OH)2 e 0,00075 mol di H3PO4, quest'ultimo sarebbe stato il reagente limitante e avrebbe reagito completamente, quindi dopo reazione avresti:
n Ba(OH)2 = 1,25·10^-4 mol
n H2PO4- = 2,5·10^-4 mol
n H3PO4 = 0 mol
La base forte rimasta reagirebbe ancora con l'acido H2PO4- e formerebbe la sua base coniugata HPO42- e si formerebbe di nuovo una soluzione tampone.
Prova tu a fare questi ulteriori calcoli.
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FabrizioM
2015-11-02 19:06
Grazie intanto per la risposta.
Professoressa questo esercizio mi fa entrare in palla perché calcolando le moli dei due componenti io ho che OH- è il reagente limitante e le moli sono la metà di OH-. Ma a questo punto non so proprio come procedere perchè OH- si riduce di 0,25 mentre H3PO4?
2 OH- + H3PO4 -----> H2PO4- + H2O
0,5 0,75 0,25
Se invece :
2 OH- + H3PO4 -----> H2PO4- + H2O
0,5 0,75 0,5
0 0,25 0,5
Ho una soluzione tampone conoscendo le concentrazioni di acido e base coniugata
H3PO4+ H2O <==> H2PO4- + H3O+
Ka=[H2PO4- +x][x]/(H3PO4-]
Trovo la x e calcolo il pH.
Può essere?
2 H3PO4 + Ba(OH)2 --> Ba(H2PO4)2 + 2 H2O
Inizio:
n Ba(OH)2 = 5,0·10^-4 mol
n H3PO4 = 7,5·10^-4 mol
n Ba(H2PO4)2 = 0 mol
Dopo reazione:
n Ba(OH)2 = 0,0005 - (7,5·10^-4 / 2) = 1,25·10^-4 mol
n H3PO4 = 0 mol
n Ba(H2PO4)2 = (7,5·10^-4 / 2) = 3,75·10^-4 mol
quindi:
n OH- = (1,25·10^-4 x 2) = 2,5·10^-4 mol
n H2PO4- = (3,75·10^-4 x 2) = 7,5·10^-4 mol
Rimane quindi della base forte OH- in grado di reagire ancora con l'acido debole H2PO4- e, dopo reazione avremo:
n OH- = 0 mol
n H2PO4- = 5,0·10^-4 mol
n HPO42- = 2,5·10^-4 mol
Siamo quindi in presenza di un tampone H2PO4-/HPO42-, da cui:
[H+] = Ka2 x n H2PO4-/n HPO42-
pH= 7,70
FabrizioM
2015-11-02 20:25
Professoressa io non capisco perché la base che è in difetto non viene consumata tutta. Ma quello in difetto risulta H3PO4.
Perché la base bifunzionale reagisce in rapporto 2:1 con l'H3PO4.
Inizio:
n Ba(OH)2 = 5,0·10^-4 mol
n H3PO4 = 7,5·10^-4 mol
Quindi:
1 mol Ba(OH)2 : 2 mol H3PO4 = x mol Ba(OH)2 : 7,5·10^-4
x = 3,75·10^-4 mol Ba(OH)2
Perciò, visto che le mol iniziali di Ba(OH)2 sono 5,0·10^-4
3,75·10^-4 mol Ba(OH)2 reagiscono
(5,0·10^-4 - 3,75·10^-4) = 1,25·10^-4 mol Ba(OH)2 restano in eccesso
I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: FabrizioM
FabrizioM
2015-11-03 08:21
Professoressa le chiedo scusa, avevo fatto un ragionamento sbagliato perchè non avevo bilanciato. Errore di distrazione e stanchezza.