Salve a tutti, vi propongo un nuovo esercizio e la mia soluzione.
Determinare il pH delle seguenti soluzioni acquose:
a) una soluzione di H2CO3 0,050 M (Ka1 = 4,3x10^-7; Ka2 = 4,7x10^-11).
b) a 240 ml della soluzione 0,050 M di H2CO3 (a) si fanno due aggiunte successive di 200 ml di una soluzione acquosa di NaOH 0,060 M. Determinare il pH dopo ogni aggiunta.
c) una soluzione acquosa 0,150 M di NH3 (Kb = 1,8x10^-5).
d) a 150 ml della soluzione di NH3 0,150 M (c) si aggiungono 150 ml di NH4Cl 0,200 M.
e) una soluzzione acquosa di KClO4 3,2x10^-6 M.
Soluzioni:
a) [H+] = radq Ka1xCa=radq 4,3x10^-7x0,05= 0,00014 pH=-log[H+] = 3,85
b) prima aggiunta
l'aggiunta dell' idrossido di sodio porta a questa reazione (soluzione tampone): H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2 H2O; dopo la prima aggiunta abbiamo: moli H2CO3 = 0,05x0,240= 0,012M e NaOH=0,06x0,200=0,012M. Le moli di NaOH sono insufficienti per reagire con tutte le moli di H2CO3 (ne occorrerebbero 0,024). Abbiamo che le moli in eccesso di H2CO3 sono 0,006, le moli di Na2CO3 che si sono formate sono 0,006.
La concentrazione M di H2CO3 = 0,006/0,440=0,0136
La concentrazione M di Na2CO3 = 0,006/0,440=0,0136
pH=pKa+log[Na2CO3]/[H2CO3]=6,36+log1=6,36
seconda aggiunta
moli di NaOH = 0,024; in questo caso tutte le moli di H2CO3 reagiscono. La concentrazione del sale = 0,012/0,640=0,019M e l'equilibrio d'idrolisi è:Na2CO3+2H20 = 2NaOH+H2CO3, Kn=Kw/Ka=1x10^-14/4,3x10^-7=0,232x10^-7. All'equilibrio avremo: 0,019-x (Na2CO3) = 2x (NaOH) + x (H2CO3), da questo Kn=0,232x10^-7=2X^2/0,019=x=[OH-]=radq (0,019x0,232x10^-7)/2=1,5x10^-5 pOH=4,82 ed infine pH=9,17.
c)[OH-]=radqKbxC=0,00164 pOH=2,78 e pH=11,21
d)n moli NH3=0,150x0,150=0,0225, n moli NH4Cl=0,150x0,2=0,03. [OH-]=Kbxns/nb=1,8x10^-5x0,03/0,0225=2,4x10^-5 pOH=4,61 e pH=9,38
e) il ph è neutro in quanto il sale proviene da una base forte (KOH) ed un acido forte (HClO4) ed in soluzione non si idrolizza.
Cosa ne dite? grazie a tutti