Discussion:
calcolo pH reaz. acido forte + base debole
(troppo vecchio per rispondere)
Mariano Giglio
2005-11-19 14:09:26 UTC
Salve a tutti,
ho un esercizio in cui dovrei calcolare il pH di una soluzione di cloruro di
ammonio 0,18 M (Kb di NH4OH = 1,8x10^-5M)
Nella soluzione, presumo acquosa, avviene la reazione:

NH4Cl + H2O <--> HCl + NH4OH

dove HCl e NH4OH dovrebbero essere entrambi alla concentrazione 0,18 M.
Come posso calcolare il pH della soluzione, che presumo sia leggermente
acido ?

Grazie mille
Mariano Giglio
Nino
2005-11-19 15:45:20 UTC
Post by Mariano Giglio
Salve a tutti,
ho un esercizio in cui dovrei calcolare il pH di una soluzione di cloruro
di ammonio 0,18 M (Kb di NH4OH = 1,8x10^-5M)
Studia l'idrolisi (di un sale proveniente da un acido forte e da una base
debole.

Puoi anche cercare con google
Revenge
2005-11-20 09:51:51 UTC
Post by Nino
Post by Mariano Giglio
Salve a tutti,
Salve anche a te
Post by Nino
Post by Mariano Giglio
ho un esercizio in cui dovrei calcolare il pH di una soluzione di cloruro
di ammonio 0,18 M (Kb di NH4OH = 1,8x10^-5M)
Sicuramente una soluzione acquosa perche' ha poco senso parlare di pH
in soluzioni non acquose


Suggerisco pure io di studiare l'idrolisi (di un sale proveniente da un
acido forte e da una base debole).

NH4+ (acido)+H2O = NH3 (base debole) + H3O+
poi ti aiuti con Kw Ka e Kb ovvero Kw=Ka*Kb
se ricordo bene
Post by Nino
Puoi anche cercare con google
Certo ma puoi anche andare sul sito del newsgrup dove c'e' un ottimo
testo di stechiometria in italiano

www.itscienzachimica.altervista.org
alla voce testi
tra il resto questo e' uno dei problemi gia' risolti sul testo :-@
--
revenge
kimi
2005-11-22 12:01:23 UTC
Post by Mariano Giglio
Salve a tutti,
ho un esercizio in cui dovrei calcolare il pH di una soluzione di cloruro di
ammonio 0,18 M (Kb di NH4OH = 1,8x10^-5M)
NH4Cl + H2O <--> HCl + NH4OH
dove HCl e NH4OH dovrebbero essere entrambi alla concentrazione 0,18 M.
Come posso calcolare il pH della soluzione, che presumo sia leggermente
acido ?
sei molto generico e non capisco quali siano le tue supposizioni e quali i dati del problema comunque tengo buono tutto come dati del problema.
1)non so che scuola tu faccia ma dire che NH4Cl si dissocia in HC e
NH4OH non sarebbe una dissociazione ma una sostituzione e poi qualsiasi
professore ti segherebbe!
2)la concentrazione di ioni H+ finali ce l'hai perchè l'acido è forte
si dissocia completamente perciò [H+]=10elevato(-0.18)
per sapere la concentrazione di OH- usi la formula [oh]=radice quadrata
di(Kb x 0.18)
a questo punto tu sottrai agli H+ trovati gli OH- trovati e quelli sono
gli H finali che danno il ph quindi poi fai pH=-log[H finali]
chiaro?
tudia!
Nino
2005-11-22 12:46:11 UTC
"kimi" ha scritto nel messaggio
1)non so che scuola tu faccia ma dire che NH4Cl si dissocia in HC e
NH4OH non sarebbe....
Non mi sembra che Mariano abbia detto questo...
ma:

NH4+ + H2O <---> NH3 + H3O+ (1)
2)la concentrazione di ioni H+ finali ce l'hai perchè l'acido è forte
si dissocia completamente perciò [H+]=10elevato(-0.18)
per sapere la concentrazione di OH- usi la formula [oh]=radice quadrata
di(Kb x 0.18)
a questo punto tu sottrai agli H+ trovati gli OH- trovati e quelli sono
gli H finali che danno il ph quindi poi fai pH=-log[H finali]
chiaro?
tudia!
Forse, è meglio non confondere le idee a chi probabilmente le ha già
confuse (altrimenti non avrebbe posto la domanda).

Posto:
Co = 0,18 M
Kb = 1,8*10^(-5)
Ka = Kw/Kb = 10(^-14)/1,8*10^(-5) = 5,555*10(-10)

Dalla (1) si ha:

Ka = [H3O+]*[NH3]/(Co - [H3O+]) = circa = [H+]^2/Co
si considera [H+] molto minore di 0,18 e quindi trascurabile

da cui:

[H+] = RADQ(Ka*Co) = RADQ(5,555*10^(-10)*0,18) = radq(10^(-10)) = 1*10^(-5)

pH = -LOG[H+] = -(-5) = 5

L'approssimazione ([H+] circa 0 rispetto a Co) è ragionevole, in quanto
0,00001 è trascurabile rispetto a 0,18.