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Ricc4rdo
2016-06-12 18:47
Determinare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 0.200 ml di HCl 0.150 M, con 750 ml di NH3 0.400 M.
Svolgendo i vari calcoli, in conclusione ho utilizzato la formula [OH-]= kb * ca/cs
PH= 13,2
E' corretto? Grazie mille.
LuiCap
2016-06-12 19:38
Il pH finale non è quello, ma se non mostri il procedimento non so dirti dove hai sbagliato.
sommarea
2016-06-12 19:54
a me è venuto 8,7 , ditemi che ci sono
LuiCap
2016-06-12 20:00
Ragazzi, non stiamo facendo la conta a nascondino, mostrate i procedimenti
Ricc4rdo
2016-06-12 20:42
Per prima cosa ho trovato il numero di moli:
HCl= 3*10^-5 mol
NH3= 0,3 mol
Una volta avvenuta la reazione:
HCl= 0
NH3 = 0,29
NH4Cl= 3*10^-5
Ho un eccesso di base, da qui ho calcolato la concentrazione di OH- con [OH-]= kb* ca/cs
Dove ho sbagliato?
RhOBErThO
2016-06-12 20:56
Alla fine della reazione ti rimane ammoniaca(NH3; Una base debole) e il cloruro di ammonio (NH4Cl; sale di base debole e acido forte) che vanno a costituire un sistema tampone.
Ricc4rdo
2016-06-12 21:01
Appunto, andando a calcolare anche con la formula pOH= pkb + log cs/cb mi esce 0,7 quindi pH= 13,2
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RhOBErThO
2016-06-12 21:08
Oddio...scusami...è solo Che ho letto eccesso di base e ho subito pensato Che tu avessi calcolato il pH con solo la concentrazione della base. Scusami davvero. Comunque anche a me torna 13.25
carlo91
2016-06-12 21:13
ma la reazione non dovrebbe essere
HCl + NH3 = Cl- + NH4+ ?
RhOBErThO
2016-06-12 21:17
La reazione è quella, però di solito non viene scritto dissociato:
HCl+NH3--> NH4Cl
Ricc4rdo
2016-06-12 21:20
Tranquillo Roberto. Luisa come mai non è corretto?
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LuiCap
2016-06-12 21:49
Il pH iniziale di una soluzione 0,400 M di NH3 è:
[OH-] = radq (Kb x Cb) = radq (1,8·10^-5 x 0,400) = 2,68·10^-3
pOH = 2,57
pH = 11,43
Come pensate che sia possibile che dopo l'aggiunta di un acido forte, seppure in così piccola quantità, il pH possa diventare 13,25, cioè più basico?!?!
Il pH deve diminuire di pochissimo.
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Ricc4rdo
2016-06-12 22:18
Beh, vero.. allora come qual è il giusto procedimento?
sommarea
2016-06-12 22:32
io ho lavorato cercando il fattore limitante
nHCl= 0,15*0,0002= 3*10^-6
nNH3=0,4*0,75=0,3
da qui si vede che ho un eccesso di base quindi il fattore limitante sarà HCl
0,3-3*10^-6= 3,9*10^-7
|H+|=3,9*10^-7/0,9
RhOBErThO
2016-06-12 22:33
Allora scusi, quali sono i calcoli Che suggerisce? Io ho fatto così:
Forse la tabella è venuta un po'in confusione...devo imparare ad allegare le foto.
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LuiCap
2016-06-13 10:09
Non è un errore in assoluto, solo che in questo caso la "formula del tampone" non può essere applicata come spiego nell'allegato.
Si deve considerare la soluzione rimasta dopo la reazione con H+ come una soluzione acquosa di un acido debole (NH4+) e una base debole (NH3) in cui [NH3] >>> [NH4+].
da qui si vede che ho un eccesso di base quindi il fattore limitante sarà HCl
0,3-3*10^-6= 3,9*10^-7
|H+|=3,9*10^-7/0,9
Forse è il caso che tu impari ad usare la calcolatrice:
nHCl= 0,15*0,0002= 3*10^-5
nNH3=0,4*0,75=0,3
0,3-3*10^-5= 2,9997*10^-1
... e anche rivedere la teoria:
|H+|= dopo reazione non rimangono H+ derivanti da HCl
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RhOBErThO
2016-06-13 10:44
Grazie mille Luisa, il procedimento è leggermente più articolato di quello Che mi aspettavo, non sapevo Che la formula del sistema tampone non potesse essere utilizzata in tutti i casi.
Grazie mille Luisa, il procedimento è leggermente più articolato di quello Che mi aspettavo, non sapevo Che la formula del sistema tampone non potesse essere utilizzata in tutti i casi.
Tutte le formule che si usano correntemente sono delle formule approssimate che, nella maggior parte dei casi, forniscono un risultato accettabile e semplificano di molto i calcoli.
Le formule non approssimate devono tener conto di tutti gli equilibri in gioco e si ricavano le concentrazioni dalle rispettive Keq partendo dal bilancio di massa e dal bilancio di carica.
Su qualsiasi libro decente di Chimica Analitica queste cose ci devono per forza essere, con anche degli esempi già svolti.
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sommarea
2016-06-13 13:48
sì ho sbagliato, nel mio libro è spiegato malissimo e le slide non esistono:
- è vero se ho base in eccesso ovviamente è la base che mi rimane. Il calcolo con le concentrazioni conviene farlo ogni volta?
- Con i dati giusti e con le dritte che mi hai dato, l'esercizio come l'ho fatto io da un pH di 11
- Con i dati giusti e con le dritte che mi hai dato, l'esercizio come l'ho fatto io da un pH di 11
Il fatto che ti risulti un pH 11 non è detto che il procedimento sia corretto
In quarant'anni di insegnamento non ho mai corretto un esercizio senza guardare il procedimento svolto.
sommarea
2016-06-13 18:35
so che fra un po' mi manderete tutti a fanbrodo e non mi baderete più....
L'equazione di Henderson–Hasselbalch per questo caso si può usare?
-log[H3O+] = -log[Ka] - log(Cacito)/(Cbase) ==> pH=pKa + log CA-/CHA-
-log[OH-] =-log[Kb] - log(Cbase)/(Cacido) ==> pH=pKb + log CHA/CA-
sommarea
2016-06-13 19:41
mi rispondo da solo, si può se il rapporto tra le 2 concentrazioni è tra 10^-1 e 10^1 (0,1 e 10)... ma qui è molto più grande
LuiCap
2016-06-13 20:02
Scusami sommarea, io non ti mando a fanbrodo perché hai dei dubbi e chiedi, è normale mentre uno sta preparando un esame...
Ti ci mando perché sei disposto (tu, come tantissimi studenti) a imparare a memoria formule e nomi senza ragionare su di esse.
La discussione è nata e proseguita da questo:
[OH-] = Kb Cb/Cs = Kb [NH3]/[NH4+]
pOH = pKb + log Cs/Cb = 0,74
pH finale = 13,26
Io, a più riprese, ho spiegato e dimostrato che il pH finale non poteva essere quello.
Ora tu chiedi se in questo caso si può usare l'equazione di H-H in una delle sue due forme:
Non hai pensato che questa formulazione è esattamente uguale a:
pOH = pKb + log Cs/Cb
e deriva da:
[OH-] = Kb Ca/Cs
Prova a sostituire i valori numerici e datti una risposta da solo!!!
La base debole è NH3 e il suo acido coniugato (o il suo sale che dir si voglia) è NH4+
Ho letto dopo la tua risposta... menomale che te ne sei accorto da solo!!!
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sommarea
2016-06-13 20:31
il fatto è che non trovo proprio esempi del genere nel libro(chimica generale), sono tutte soluzioni tampone o soluzioni in cui semplicemente si cerca l'incognita,
Però ho trovato una traccia dell'esame con una richiesta simile con la differenza che mi trovo con poca base debole diluita in tanta acqua.
penso sia l'argomento che trovo più complicato... se si parla di bilanciare me la cavo, calcoli stechiometrici me la cavo, equilibri eterogenei pure, calcoli volumetrici.
Qua con gli equilibri ci sto impiegando più tempo che con gli altri argomenti
LuiCap
2016-06-13 20:44
Per quanto ne posso sapere io è difficile che tu possa trovare in un libro di chimica generale anche a livello universitario tutti i casi di equilibri acido-base multipli, proprio perché essendo generale c'è un po' di tutto ma in modo non approfondito.
Questa trattazione più specifica è più facile trovarla in un libro di chimica analitica che tratti in modo specifico le titolazioni acido-base.
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sommarea
2016-06-13 21:21
la domanda è questa... forse è meglio se apro una nuova discussione?
300 ml di NH3 (PM=17.03 d=0,95 g/mL) diluiti in 12 litri di acqua. Calcolare il pH della soluzione. Kb(NH3)=1,6*10^-5
m=dV m=0,95 g/mL * 0,0003L = 0,000285g
nNH3= 0,000285/17,03 = 1,67*10^-5 mol
qui mi sono trovato le moli iniziali di NH3
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
Kb=[NH4+][OH-]/[NH3]
mi trovo la concentrazione incognita
x^2=radq1,67*10^-5 * 1,6*10^-5 =1,63*10^-5
io qui posso trovarmi sia le concentrazioni di NH4+ sia di OH-
trovate le moli di NH4+ e OH- trovo le concentrazioni
[NH4+]=1,63*10^-5/12,0003
[NH3]= 3*10^-7 /12,0003
[NH4+]/[NH3]>> all'intervallo
LuiCap
2016-06-13 21:32
Già parti in un modo sbagliato
300 mL (che sono 0,3 L e non 0,0003 L) di NH3 come???
NH3(g): gassosa??? Servono P e T per trovare le moli!!!
NH3(aq): in soluzione acquosa??? Serve la concentrazione della soluzione in % in peso!!!
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sommarea
2016-06-13 21:44
sì in soluzione acquosa 13,8% di peso
mi dispiace anche per riccardo, che riceverà una mail per ogni volta che dico una cavolata
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un errore che ho notato è che ho anche sbagliato a calcolare la massa a partire dalla densità
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aggiungo:
i grammi li trovo g=%nh3* gnh3/100
dai grammi mi trovo le moli e con le moli mi trovo la concentrazione
LuiCap
2016-06-13 22:10
13,8% in peso significa che in 100 g di soluzione ci sono 13,8 g di NH3.
n NH3 = 13,8 g / 17,03 g/mol = 0,81 mol NH3
V slz = 100 g slz / 0,95 g/mL = 105 mL = 0,105 L soluzione
M1 NH3 = 0,81 mol / 0,105 L = 7,7 mol/L
M1xV1 = M2xV2
7,7 mol/L x 0,300 L = M2 x 12 L
M2 = 0,19 mol/L
oppure
m slz = 300 mL x 0,95 g/mL = 285 g slz
m NH3 = 285 g slz x 13,8 g NH3 / 100 g slz = 39,3 g NH3
n NH3 = 39,3 g / 17,03 g/mol = 2,3 mol NH3
M NH3 = 2,3 mol / 12 L = 0,19 mol/L
In pratica devi calcolare il pH di una soluzione di NH3 0,19 M.
Non è una soluzione tampone!!!
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RhOBErThO
2016-06-13 22:15
Hai la densità quindi puoi trovare la massa dell'intera soluzione:
x=(13.8•950)/100=131.1g (massa dell'ammoniaca in soluzione)
Ah...ha già risposto Luisa, trop tard...
Luisa, ma di solito la densità non si riferisce su un litro di soluzione concentrata? Forse mi confondo con i calcoli Che faccio di solito in laboratorio Dove si trova un litro di soluzione concentrata?
sommarea
2016-06-13 22:26
in pratica, mi sono complicato le cose per niente? è una mia caratteristica. Scuse a chi mi sopporta. Ho anche sbagliato a calcolarmi la massa