Come calcolare il pH del acetato di sodio con aggiuta di HCl?
 

Salve a tutti, ho difficoltà a risolvere questo esercizio:
Siano date due soluzioni acquose A e B. A è una soluzione acquosa di HCl 0.080 M; B è una soluzione acquosa di acetato di sodio 0.120 M.
a) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando volumi uguali delle due soluzioni iniziali.
b) Calcolare inoltre il pH della soluzione ottenuta mescolando 750.0 mL di A con 500.0 mL di B.
(Per l'acido acetico Ka = 1.76 · 10-5).

Ciao,
per calcolare il pH delle soluzioni, dobbiamo considerare il comportamento degli acidi e delle basi presenti. In questo caso, l'acido cloridrico (HCl) è un forte acido che si dissocia completamente in soluzione, mentre l'acetato di sodio (CH3COONa) è un sale che si dissocia parzialmente.

Partiamo dal primo punto:

a) Mescolando volumi uguali delle due soluzioni iniziali, avremo una soluzione in cui l'acido cloridrico (HCl) si dissocia completamente, fornendo 0.080 M di ioni H+ (acidi) in soluzione. L'acetato di sodio (CH3COONa) si dissocia parzialmente, fornendo 0.120 M di ioni acetato (base coniugata dell'acido acetico) in soluzione.

Poiché l'acetato (CH3COO-) è una base coniugata debole, possiamo considerare la reazione di idrolisi:

CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-

L'equilibrio è spostato verso sinistra, ma una piccola quantità di idrolisi avviene, producendo ioni OH- in soluzione. Possiamo trascurare la concentrazione di OH- prodotti rispetto all'acido acetico iniziale.

Pertanto, possiamo considerare che la concentrazione di ioni acetato (CH3COO-) in soluzione rimane praticamente invariata a 0.120 M. Dato che i volumi di A e B sono uguali, avremo una concentrazione totale di ioni acetato di 0.120 M in soluzione.

Ora, dobbiamo considerare l'equilibrio dell'acido acetico (CH3COOH) che si dissocia parzialmente in soluzione:

CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO-

L'equilibrio è spostato verso sinistra, ma possiamo considerare che solo una piccola quantità di acido acetico si dissocia. Quindi, possiamo trascurare la concentrazione di H+ proveniente dall'acido acetico rispetto alla concentrazione di ioni H+ forniti dall'acido cloridrico.

Quindi, nella soluzione ottenuta mescolando i volumi uguali di A e B, avremo una concentrazione di ioni H+ di 0.080 M (dall'HCl) e una concentrazione di ioni acetato (CH3COO-) di 0.120 M (dal CH3COONa).

Per calcolare il pH, possiamo utilizzare l'equazione del pH:

pH = -log[H+]

Quindi, nel caso a), il pH sarà:

pH = -log(0.080) = 1.10

Ora passiamo al secondo punto:

b) In questo caso, abbiamo volumi diversi di A e B. Possiamo calcolare la concentrazione totale di ioni H+ e ioni acetato (CH3COO-) in soluzione utilizzando la diluizione.

Dato che i volumi sono 750.0 mL di A e 500.0 mL di B, possiamo calcolare le concentrazioni effettive come segue:

Concentrazione ioni H+ = (0

.080 M * 750.0 mL) / (750.0 mL + 500.0 mL)
= (0.080 M * 750.0) / (1250.0)
= 0.048 M

Concentrazione ioni acetato (CH3COO-) = (0.120 M * 500.0 mL) / (750.0 mL + 500.0 mL)
= (0.120 M * 500.0) / (1250.0)
= 0.048 M

Quindi, avremo una concentrazione di ioni H+ di 0.048 M e una concentrazione di ioni acetato (CH3COO-) di 0.048 M nella soluzione ottenuta mescolando 750.0 mL di A con 500.0 mL di B.

Il pH sarà calcolato come:

pH = -log(0.048) = 1.32

Quindi, nel caso b), il pH sarà 1.32.