pH

[adorable]

Ad una soluzione di ammoniaca, avente volume di 180mL, densità0.996g/ml e contenente lo 0.91% in peso di ammoniaca, viene aggiunto acido cloridrico pari a 0.096 moli (il volume resta invariato). Calcolare il pH della soluzione prima e dopo l'aggiunta dato il valore Kb=1.8 x 10^-5.
m=dxV=0.996x180=179.28 gr
0.91:100=x:179.28
x=0.91x179.28/100=1.63
nNH3=m/PM=1.63/17=0.0958mol
NH3    +   H2O   =   NH4+ +   OH-
0.0958
-X                             +X         +X
0.0958-X                   +X         +X
Kb=(NH4+) x (OH-)/(NH3)
OH-=radice quadrata(Kb x NH3)=radice quadrata (1.78 x 10^-5 x 0.0958)=1.3 x 10^-3 mol/L
pOH=-log(1.3 x 10^-3)=2.88
pH=14-2,88=11.12
Poi ho pensato di procedere nel seguente modo ma non so se è giusto: 
NH3   +   HCl   =   NH4+ + Cl-
0.0958    0.096      
-0.0958 -0.0958     +0.0958

[LuiCap]

Il calcolo delle moli di NH3 contenuto in 180 mL di soluzione allo 0,91% è corretto, però senza arrotondamenti nei calcoli il risultato è 0,0960 mol.

Il successivo passaggio per il calcolo del pH della soluzione è invece sbagliato perché nella tabella ICE va inserita la molarità iniziale della soluzione di NH3 e non le moli.

L'impostazione dell'ultimo passaggio con l'aggiunta di HCl è corretta, ma non i valori numerici.
Prova a riscrivere la tabella ICE e svolgere l'esercizio fino alla fine.

[adorable]

Il calcolo delle moli di NH3 contenuto in 180 mL di soluzione allo 0,91% è corretto, però senza arrotondamenti nei calcoli il risultato è 0,0960 mol.

Il successivo passaggio per il calcolo del pH della soluzione è invece sbagliato perché nella tabella ICE va inserita la molarità iniziale della soluzione di NH3 e non le moli.

L'impostazione dell'ultimo passaggio con l'aggiunta di HCl è corretta, ma non i valori numerici.
Prova a riscrivere la tabella ICE e svolgere l'esercizio fino alla fine.

Non so,sotto HCl devo porre la concentrazione 0.533 mol/L?

[LuiCap]

0,533 mol/L è la molarità della soluzione di NH3; perché mai dovresti scriverla sotto l'HCl?!?!

NH3 + H+ NH4+
0,0960...0,096...0

Prova a terminare tu l'esercizio.

[adorable]

0,533 mol/L è la molarità della soluzione di NH3; perché mai dovresti scriverla sotto l'HCl?!?!

NH3 + H+ NH4+
0,0960...0,096...0

Prova a terminare tu l'esercizio.

NH3   +   HCl   =   NH4   + +Cl-
0.0958    0.096
-0.0958  -0.0958     +0.0958
              0.0002      0.0958
Ka=Kw/Kb=10^-14/1.8x10^-5=5.55x10^-10
OH-=radice (10^-14 x 0.0002/5.55 x 10^-10)=6 x 10^-5
pOH=4.22
pH=14-4.22=9.78

[LuiCap]

Mi sembra che tu non legga quello che ti scrivo.

Le moli iniziali di NH3 sono 0,0960:
NH3 + H+ NH4+
0,0960...0,096...0
-0,0960...-0,0960...+0,0960
0..........0........0,0960

Si forma una soluzione di solo acido debole NH4+ in un volume di 180 mL. NH3 e HCl si azzerano.

M NH4+ = 0,0960 mol / 0,180 L = 0,533 mol/L

Per calcolare il pH di questa soluzione occorre considerare il seguente equilibrio:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+
0,533....../..............0.........0
-x.........../.............+x........+x
0,533-x...................x..........x

Ka = Kw/Kb = 10^-14/1,8·10^-5 = x^2 / 0,533-x

Trascurando x come termine sottrattivo al denominatore si ha:
x = [H3O+] = radq(5,56·10^-10 · 0,533) = 1,72·10^-5 mol/L
pH = 4,76