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  #1 (permalink)  
Vecchio 01-30-2022, 11:15 AM
Junior Member
 
Registrato dal: Jan 2022
Messaggi: 2
Exclamation pH

pH


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.
Il primo pH mi da=11.12, non riesco a calcolare il secondo
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  #2 (permalink)  
Vecchio 05-30-2022, 07:31 PM
Junior Member
 
Registrato dal: May 2022
Messaggi: 2
predefinito

ciao, premetto che ho appena finito questo argomento a scuola, quindi non sono un esperto. provo comunque a risolvere il problema come se fosse un esercizio simile ai tanti che ho fatto.

innanzitutto calcolo i grammi di soluzione: m=V*d=180ml*0.996g/ml=179,28g
dato che la percentuale massa massa è 0.91%, i grammi effettivi di NH3 sono m=179,28g*0,91/100=1,63g
le moli di NH3 sono n=g/MM=1,63g/17,031g/mol=0,096mol
la concentrazione molare di NH3 quindi è [NH3]=n/V=0,096mol/0,18L=0,53M
da qui ottengo che [OH-]=√(Kb*[NH3])=√(1,8*10^-5*0,53M)=3,098*10^-3
pOH=-Log(3,098*10^-3)=2,51
pH=14-pOH=14-2,51=11,49

a questo punto con l'aggiunta di un acido il pH si abbassa, rimanendo però maggiore di 7 dato che avviene un'idrolisi basica

NH3+HCl-->NH4Cl
il problema non a caso ti dà 0.096 moli di HCl, che sono pari a quelle di NH3 calcolate prima
dato che tutti i coefficienti stechiometrici sono 1 (e non vi sono reagenti limitanti), anche le moli di NH4Cl sono 0,096
perciò la concentrazione del sale è [NH4Cl]=0,096mol/0,18L=0,53M
l'idrolisi che avviene è la seguente: (NH4+)+H2O<--> NH3+OH-
quindi [OH-]=√([NH4Cl]*Kw/Kb)=√(0,53M*10^-14/(1,8*10^-5))=1,72*10^-5
pOH=-Log(1,72*10^-5)=4,76
pH=14-4,76=9,24

spero di esserti stato di aiuto
ciao ;)




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