Variazione pH

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Mariù

2015-10-17 15:42

Mi aiutate a risolvere questo problema? Sono in panne.

Calcolare la variazione di pH di una soluzione di nitrato di ammonio NH4NO3, 0,340 M, 100 ml

a)quando vengono aggiunti 50 ml di una soluzione di HCl 2N,

b) quanto vengono aggiunti 50 ml di una soluzione di NaOH 2N.

La costante di dissociazione di NH3+ = 1,75*10-5

Aspetto vostre risposte, per potermi confrontare!  *clap clap*

Guglie95

2015-10-17 17:37

Prima metti il tuo ragionamento... in seguito potremo correggrti

quimico

2015-10-17 17:53

Concordo

Almeno provaci

Mariù

2015-10-17 19:35

Sono arrivata fin qui, nom riesco ad andare avanti, ed applicando la formula successivamente non mi trovo comunque con il risultato.

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LuiCap

2015-10-17 20:33

Prima di applicare delle formule devi capire in quali situazioni ti trovi. Se l'esercizio ti domanda la variazione di pH dopo le aggiunte a) e b), dovrai per prima cosa calcolare il pH iniziale della soluzione di NH4NO3, sale proveniente dalla base debole NH3. Il sale NH4NO3 è un elettrolita forte, quindi in acqua è completamente dissociato nei suoi ioni: NH4NO3(aq) --> NH4+ + NO3- Gli ioni NH4+ reagiscono con l'H2O (acido più debole dell'NH4+), a differenza dello ione NO3-, base debolissima, più debole dell'H2O. La reazione, detta di idrolisi, è: NH4+ + H2O(l) <==> NH3(aq) + H3O+ la cui costante di dissociazione è: Ka = Kw / Kb (NH3) = 5,71·10^-10 Ciò significa che lo ione ammonio è un'acido molto debole, quindi per il calcolo del pH è possibile trascurare [H3O+] al denominatore. Risolvendo: [H3O+] = radice quadrata (Ka x Ca) = radice quadrata (5,71·10^-10 x 0,340) = 1,36·10^-5 pH = 4,86 pH della soluzione 0,340 M di NH4NO3 Quando si aggiunge l'acido forte HCl, avremo che l'H+ proveniente dall'acido forte fa retrocedere l'equilibrio di idrolisi dello ione ammonio (acido molto debole), pertanto è possibile trascurare gli H+ provenienti da quest'ultimo: n H+ provenienti da NH4NO3 = 1,36·10^-6 in 0,100 L n H+ provenienti da HCl = 0,100 mol in 0,050 L Anche senza fare calcoli, si capisce che le moli di H+ provenienti dal sale sono trascurabili rispetto a quelle provenienti dall'acido forte, perciò: n H+ totali = 0,100 mol in 0,150 L [H+] = 0,667 mol/L pH = 0,176 La variazione di pH dopo l'aggiunta dell'acido forte è di -4,68 unità di pH Quando si aggiunge la base forte NaOH avverrà la seguente reazione acido-base, che possiamo considerare completa: NH4+ OH- --> NH3(aq) + H2O(l) n NH4+ = 0,0340 mol iniziali in 0,100 L è il reagente limitante n OH- = 0,100 mol iniziali in 0,050 L Dopo la reazione non rimarrà nessuna mole di NH4+, mentre rimarranno in eccesso: n OH- = (0,100 - 0,0340) = 0,066 mol in 0,150 L [OH-] = 0,44 mol/L pOH = 0,357 pH = 13,64 La variazione di pH dopo l'aggiunta della base forte è di +8,79 unità di pH

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Mariù

2015-10-17 21:00

Luisa grazie mille, sei stata chiarissima nella spiegazione, ho ancora tanto da lavorare. Quale testo mi consigli di usare? La prof. ci ha consigliato il Bertini, in alternativa il Silvestroni.

LuiCap

2015-10-17 21:18

Io non sono laureata in chimica, ma solo diplomata con più di quarant'anni di insegnamento negli ITI ad indirizzo chimico. Non conosco i testi che hai citato, presumo siano testi a livello universitario.

Se non hai già una conoscenza di questi argomenti dai tuoi studi precedenti, io ti consiglio di iniziare lo studio con un testo a livello inferiore e poi quando hai un minimo di basi approfondire con quelli universitari.

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LuiCap

2015-10-18 10:00

Per Mariù

Visto dove eri arrivata con le tue forze nell'esercizio che ci hai proposto, prova ad aggiungere questi altri due passaggi e mostrare la tua soluzione.

Calcolare la variazione di pH quando a 100 mL di NH4NO3 0,340 M si aggiungono:

c) 10 mL di NaOH 2 M;

d) 17 mL di NaOH 2 M

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Mariù

2015-10-19 10:04

LuiCap ha scritto:

Prima di applicare delle formule devi capire in quali situazioni ti trovi.

Se l'esercizio ti domanda la variazione di pH dopo le aggiunte a) e b), dovrai per prima cosa calcolare il pH iniziale della soluzione di NH4NO3, sale proveniente dalla base debole NH3.

Il sale NH4NO3 è un elettrolita forte, quindi in acqua è completamente dissociato nei suoi ioni:

NH4NO3(aq) --> NH4+ + NO3-

Gli ioni NH4+ reagiscono con l'H2O (acido più debole dell'NH4+), a differenza dello ione NO3-, base debolissima, più debole dell'H2O.

La reazione, detta di idrolisi, è:

NH4+ + H2O(l) <==> NH3(aq) + H3O+

la cui costante di dissociazione è:

Ka = Kw / Kb (NH3) = 5,71·10^-10

Ciò significa che lo ione ammonio è un'acido molto debole, quindi per il calcolo del pH è possibile trascurare [H3O+] al denominatore.

Risolvendo:

[H3O+] = radice quadrata (Ka x Ca) = radice quadrata (5,71·10^-10 x 0,340) = 1,36·10^-5

pH = 4,86 pH della soluzione 0,340 M di NH4NO3

Quando si aggiunge l'acido forte HCl, avremo che l'H+ proveniente dall'acido forte fa retrocedere l'equilibrio di idrolisi dello ione ammonio (acido molto debole), pertanto è possibile trascurare gli H+ provenienti da quest'ultimo:

n H+ provenienti da NH4NO3 = 1,36·10^-6 in 0,100 L

n H+ provenienti da HCl = 0,100 mol in 0,050 L

Anche senza fare calcoli, si capisce che le moli di H+ provenienti dal sale sono trascurabili rispetto a quelle provenienti dall'acido forte, perciò:

n H+ totali = 0,100 mol in 0,150 L

[H+] = 0,667 mol/L

pH = 0,176

La variazione di pH dopo l'aggiunta dell'acido forte è di -4,68 unità di pH

Quando si aggiunge la base forte NaOH avverrà la seguente reazione acido-base, che possiamo considerare completa:

NH4+ OH- --> NH3(aq) + H2O(l)

n NH4+ = 0,0340 mol iniziali in 0,100 L è il reagente limitante

n OH- = 0,100 mol iniziali in 0,050 L

Dopo la reazione non rimarrà nessuna mole di NH4+, mentre rimarranno in eccesso:

n OH- = (0,100 - 0,0340) = 0,066 mol in 0,150 L

[OH-] = 0,44 mol/L

pOH = 0,357

pH = 13,64

La variazione di pH dopo l'aggiunta della base forte è di +8,79 unità di pH

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LuiCap

2015-10-19 10:23

No Mariù, senza l'intenzione di offenderti ma, come hai detto tu "ho ancora molta strada da fare" :-(

Il punto c) è sbagliato e la partenza del punto d) pure.

Attenta, perché (0,02 - 0,0340) non fa 0,140 :-/

Prima di passare agli esercizi ti consiglio di studiare tutto il capitolo che riguarda l'equilibrio acido-base.

Più tardi ti mostro la risoluzione.

Mariù

2015-10-19 10:28

Ho scritto 0,014 non 0,140

LuiCap

2015-10-19 10:57

Si, scusami, ho sbagliato a scrivere, ho dimenticato uno zero nella tastiera. Il problema però è che (0,02 - 0,0340 ) fa -0,014 ......... come è possibile un numero di moli negativo??? Nel tuo procedimento hai applicato in modo meccanico i passaggi che avevo fatto io, ma, come ti ho già detto, gli esercizi vanno prima capiti dal punto di vista del sistema che hai davanti, poi risolti di conseguenza. Che insegnante (in pensione da un mese e mezzo!!!) sarei se ti proponessi lo stesso esercizio pari pari?!?! Ho fatto l'insegnante stronza tu dirai, ebbene sì, ma, credimi, è solo così che un insegnante capisce se lo studente ha capito O:-) Vediamo di aggiungere qualche ragionamento. Al punto c) il reagente limitante è l'OH- che reagisce completamente lasciando in soluzione 0,0140 mol di NH+ e 0,0200 mol di NH3. Che tipo di sistema acido-base è questo? Al punto d) non può essere una soluzione "neutra", cioè a pH 7; per esserlo ci dovrebbero essere in soluzione H+ e OH- in uguale concentrazione molare, ma non è il tuo caso, la reazione rimane: NH4 + + OH- --> NH3 + H2O Quindi se 0,0340 mol di NH4+ reagiscono in modo completo con 0,0340 mol di OH- cosa si formerà e che tipo di sistema acido-base ottieni???

Mariù

2015-10-19 11:06

Ti dico la verità, io non ho proprio iniziato a studiare ancora. Ho semplicemente postato un protoipo di esercizio che dovrò affrontare nell'integrazione di un esame di chimica scritto. Spero con lo studio di riuscire a superarlo. Tra l'altro dovrò affrontare anche un problema di elettrochimica (mai fatta) e forse redox con reagente limitante ed in eccesso. Sono disperata.

LuiCap

2015-10-19 11:22

Scusami sai, ma non era meglio queste cose dirle come premessa all'esercizio che hai postato???

Magari usavo il mio tempo in modo diverso, senza tentare di farti comprendere concetti di cui tu, forse, non ne sai neppure l'esistenza.

Mi sento un po' presa in giro e, con me, tutto il Forum!!!

Mariù

2015-10-19 11:27

No non è questo il concetto, Luisa, non volevo offendere te nè nessuno. Sono concetti che ho studiato ma che devo riprendere, e volevo capire se con l'aiuto di qualcuno sarei riuscita a capire. Tu mi hai dato lo spunto, per riprendere alcune cose che non ricordavo, e anche le ultime cose che hai scritto, saranno da spunto per cercare di arrivare alla soluzione.

Non capisco perchè tutto questo accanimento.

LuiCap

2015-10-19 11:48

No, nessun accanimento, ci sono solo rimasta un po' male, perché sono convinta che le risposte che si forniscono ad una qualsiasi domanda devono essere tarate sulle conoscenze pregresse di chi pone il quesito.

E non solo qui sul Forum.

Ciao e buono studio!!!

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Guglie95

Mariù

2015-11-24 18:50

Riprendo questo vecchio post, per rispondere alle domande che mi aveva posto Luisa.

Al punto c direi che si forma un tampone e il pH lo calcolo applicando Henderson - Hasselback, è corretto?

Al punto d invece? Ho una neutralizzazione? Si forma un sale? O sto dicendo baggianate?

Grazie, a presto!

LuiCap

2015-11-24 20:31

Sì, al punto c) si forma un tampone NH4+/NH3 con pH = 9,40.

Al punto d) avviene sempre la stessa reazione acido-base, cioè:

NH4+ + OH- --> NH3 + H2O

La reazione deve essere considerata completa perché si formano ben due prodotti poco dissociati in acqua, NH3 e H2O.

Il forte reagisce sempre in modo completo con il debole.

In questo caso l'acido debole NH4+ reagisce in modo completo con la base forte OH-.

Vediamo le quantità che reagiscono:

n NH4+ iniziali = 0,340 mol/L x 0,100 L = 0,0340 mol

n OH- iniziali = 2,0 mol/L x 0,017 L = 0,0340 mol

Le moli dei reagenti sono dunque in quantità stechiometrica, quindi, dopo reazione si azzerano entrambe. Questo in una titolazione è definito come punto equivalente.

Si formano perciò 0,034 mol di NH3 in 0,117 mL di soluzione acquosa.

Rimane solo una soluzione di base debole in acqua con concentrazione:

[NH3] = 0,034 mol / 0,117 L = 0,291 mol/L

Scriviamo l'equilibrio di ionizzazione della base debole in acqua:

NH3 + H2O <==> NH4+ + OH-

Kb = [NH4+][OH-]/[NH3]

Adottando la risoluzione approssimata, cioè trascurando la quantità x da sottrarre alla concentrazione iniziale della base debole, abbiamo:

Kb = [OH-]^2/[NH3]

[OH-] = (Kb x Cb)^1/2

Sostituendo i valori numerici:

[OH-] = (1,75·10^-5 x 0,291)^1/2 = 2,26·10^-3 mol/L

[H+] = 1,0·10^-14/2,26·10^-3 = 4,43·10^-12 mol/L

pH = 11,35

È vero che nel linguaggio chimico comune la reazione che avviene tra un acido e una base viene chiamata "reazione di neutralizzazione", ma quando si va un po' più a fondo, si scopre che non è corretto, perché il pH finale è tutt'altro che neutro!!!

Una "vera" reazione di neutralizzazione si ha solo quando si fanno reagire in quantità stechiometrica un acido forte con una base forte o viceversa.

In definitiva partendo da 100 mL di una soluzione di NH4NO3 0,340 M abbiamo:

Il pH iniziale è 4,86, dovuto all'idrolisi acida dell'acido debole NH4+.

punto c) + 10 mL NaOH 2 M

Siamo nella zona tampone della titolazione: la base forte OH- reagisce completamente, si forma la base debole NH3 e rimane dell'acido debole NH4+ non reagito; dopo 10 mL di OH- 2 M il pH salirà a 9,40

punto d) + 17 mL NaOH 2 M

Siamo al punto equivalente della titolazione: l'acido debole NH4+ e la base forte OH- reagiscono in quantità stechiometrica e abbiamo solo una soluzione acquosa della base debole NH3.

punto b) + 50 mL NaOH 2 M

Siamo oltre il punto equivalente della titolazione, nella zona di eccesso di base forte OH- e si può trascurare il contributo degli OH- derivanti dalla ionizzazione in acqua della base debole NH3 formatasi fino a punto equivalente; il pH è quindi dovuto solo all'eccesso di ioni OH- presenti.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Mariù

Guglie95

2015-11-24 23:14

Io lo avevo detto mia cara mariù che tu non avevi studiato affatto queste cose! Ma tu mi dissi che ero un maleducato etc. etc.

Se non studi rimani ignorante, prima la teoria poi la pratica! E' sempre stato così in tutte le materie scientifiche.

Beefcotto87

2015-11-25 09:16

Luisa, purtroppo (si lo so, è banale, ma io lo dico comunque XD) il forum da questo punto di vista dà poca soddisfazione: non potendo seguire i singoli individui, ti ritrovi gente che viene qui a pretendere e basta, gente di cui non puoi capire la preparazione (non in maniera completa, comunque), ecc... Te lo dico per non farti prendere a male! Qui ci sono molti più approfittatori, fidati, dopo poco impari a fregartene ;

LuiCap

2015-11-25 14:33

Beef, rispondendo non cerco alcun tipo di soddisfazione, anzi, a volte faccio degli errori clamorosi per cui, al massimo, ottengo autoinsoddisfazione (passami il termine).

Non vado alla ricerca di un grazie, e cerco sempre di rispondere dopo che l'utente ci ha provato di suo postando la sua risoluzione, magari sbagliando.

È certamente vero che se non si studia non si riesce a capire la chiave per risolvere gli esercizi, ma il contrario non sempre è vero. Altrimenti non si spiegherebbe che, pur studiando, alcuni incontrano più difficoltà di altri nella risoluzione di esercizi.

So bene che qui sul forum ci sono molti approffittatori che, a mio parere, sono quegli utenti che, pur invitati a dare anche solo un approccio alla risoluzione di un esercizio, non rispondono.

Negli altri casi io parto da presupposto che siano in buonafede. Sbaglierò, ma in tutta la mia vita di insegnante ho sempre ragionato in questo modo.

D'altra parte la scuola, a qualsiasi livello di istruzione, o qualsiasi altra comunità (quindi anchenel suo piccolo un Forum) in cui ci sia un rapporto tra chi ha maggiori conoscenze e tra chi ha minori conoscenze serve proprio a questo: una volta stabilito un patto di reciproca collaborazione si procede.

Nella scuola se non c'è collaborazione da parte del discente in genere si boccia.

Nel Forum se l'utente chiede solo senza dare un suo minimo contributo non si risponde.

O no?!?!

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Mariù

Beefcotto87

2015-11-25 14:44

Ma infatti Luisa, mi spiace che ogni cosa che io cerchi di dire in tua "difesa" (mi si passi il termine) passi invece per un attacco a te ;-) Mi spiaceva solo vederti accalorata, tutto qui :-) Cercavo di far passare il messaggio di non prendersela se la gente se ne approfitta, io non sono e non sarò mai un insegnante (non so abbastanza e sono troppo pignolo sul poco che so),ma reputo te, da quel che leggo, un'ottima insegnante!

LuiCap

2015-11-25 14:52

Allora Beef ti chiedo scusa, non avevo capito.

"Parlarsi" attraverso uno schermo ha sempre l'insormontabile problema che non ci si vede negli occhi ;-)

"OT"... comunque biochimica è impestata, in bocca al lupo.

Beefcotto87

2015-11-25 14:56

Crepi ;-) Eh lo so, figurati, l'importante è capirsi alla fine ;-)