Calcolo pH soluzione

Ciao ragazzi, ho dei problemi con il seguente esercizio:

 500ml di ammoniaca in c.n. vengono sciolti in 50ml di acido cloridrico 0.2M. Calcolare il pH della soluzione risultante.

Non ho la Ka o la Kb, non capisco da dove iniziare. E che indicazioni posso trarre dal fatto che l'ammoniaca sia in condizioni normali? Ho pensato di fare la seguente proporzione: poichè 1 mole di gas in c.n. occupa un volume di 22.4 L si ha:

1mole:22,4L = xmoli:0,5L 

in modo da ricavare le moli di ammoniaca, ma poi come vado avanti?

L'inizio è corretto, ma è un po' pochino!!!

ni NH3 = 2,23·10^-2 mol

Ora devi calcolare le moli iniziali di HCl e scivere la reazione che avviene tra i due composti.

Fatto questo, vediamo come proseguire.

LuiCap ha scritto:

L'inizio è corretto, ma è un po' pochino!!!

ni NH3 = 2,23·10^-2 mol

Ora devi calcolare le moli iniziali di HCl e scivere la reazione che avviene tra i due composti.

Fatto questo, vediamo come proseguire.

La reazione è la seguente:

[img=69x12]file:///C:/Users/GIGICO~1/AppData/Local/Temp/msohtmlclip1/01/clip_image001.png[/img]

NH3 + HCl      -->      NH4+ + Cl-

Moli HCl = M × V = 0.2 × 0.05 = 0.01

Adesso quello che mi viene da dire è che, avendo 0.022 moli di NH3 e 0.01 moli di HCl, HCl è il reagente limitante, quindi:

                       NH3      +    HCl      -->      NH4+     +       Cl-

moli iniziali      0.022         0.01               0                    0

moli finali        0.012          0                   0.01               0.01

E anche qui ho un sacco di dubbi sul come procedere...

Bene!!!

Si forma quindi una soluzione in cui, nello stesso volume di 50 mL, sono presenti 0,0123 mol di base debole NH3 non reagite e 0,01 mol della sua base coniugata NH4+ che si sono formate.

Se scrivi la reazione in forma ioinica te ne rendi conto meglio:

NH3 + H+ --> NH4+

Si tratta dunque di una soluzione tampone. Lo ione Cl- non influenza il pH in quanto è una base molto più debole dell'acqua.

Prova ora a proseguire.

Direi che a questo punto sono a conoscenza della moli di H+ che reagiscono, che sono le stesse moli di NH4+ che si sono formate, cioè 0.01.

In questo modo posso calcolarmi la molarità di H+ (moli di soluto/litri di soluzione, quindi 0.01/0.05), quindi posso calcolare il ph (-log della concentrazione di H+).

E' corretto?

Nella tua spiegazione ci sono due errori piuttosto gravi:

- oltre a 0,01 mol di NH4+ che si formano, rimangono 0,0124 mol di NH3 delle quali bisogna tener conto;

- se anche fosse corretto che ci sono solo 0,01 mol di NH4+ (e non lo è!!!) non si può calcolare il pH di questa soluzione come se fosse un acido forte. Lo ione NH4+ è un acido debole.

Ti consiglio di ristudiare la teoria prima di affrontare gli esercizi.

Forse ho capito l'errore, NH3 è una base debole ed NH4+ è il suo acido coniugato, quindi è una soluzione tampone basica. Posso quindi utilizzare la formula che mi permette di calcolare il pOH [OH-] = kb x (moliNH4+/moliNH3) quindi calcolo il pOH come -log[OH-] e infine il pH come 14-pOH

Forse ho capito l'errore, NH3 è una base debole ed NH4+ è il suo acido coniugato, quindi è una soluzione tampone basica.

È quello che ti avevo già scritto nella risposta n° 4.

Nella formula risolutiva che hai scritto c'è un errore.