Chimica
Potete controllare se il rpocediamento che ho usato è giusto e aiutarmi nella risposta al terzo quesito?
Ho tre soluzioni differenti di 120 ml:
I soluzione: HI forte con M [0.00147]
II soluzione: $CH_3COOH$ con M [0.0102] e $Ka=1.78*10^(-4)$
III soluzione: $CH_3COOH$ con M [0.01] e $CH_3COO-$ M [0.0001307]
(a) calcola il pH delle tre soluzioni.
(b) Se verso nelle tre soluzioni dell’NaOH [0.001]M rispettivamente:
21 ml nella prima soluzione
21 ml nella seconda soluzione
5.4 ml nella terza soluzione
Calcola il pH delle soluzioni finali.
(c) che conclusioni si possono trarre?
io ho fatto:
$HI+H_2O->I+H_3O$
alla fine (supponendo che tutto l'acido si sia dissociato): ottengo $[H_3O]=0.00147M$
quindi: $pH=-log(0.00147)=2.83$
$CH_3COOH+H_2O->CH_3COO+H_3O$
alla fine: $[H_3O]=sqrt(1.78*10^(-4)*0.0102)=1.33*10^(-3)M$
quindi: $pH=-log(1.33*10^(-3))=2.87$
infine: $CH_3COOH+H_2O->CH_3COO+H_3O$
$[CH_3COO-]=[H_3O]=0.0001307M$
quindi: $pH=-log(0.0001307)=3.88$
per la seconda domanda:
[HI indissociato]= $(0.00147(mol)/l*0.120L-0.001(mol)/l*0.021l)/((0.120+0.021)l)=1*1*10^(-3)(mol)/l$
HI -> acido forte si dissocia tutto
$pH=-log(1*1*10^(-3))=2.96$
[CH3COOH indissociato]=$(0.0102(mol)/l*0.120l-0.001(mol)/l*0.021l)/(0.021+0.120)=8.53*10^(-3)(mol)/l$
quindi: $[H_3O]=sqrt(1.78*10^(-4)*8.53*10^(-3)=1.23*10^(-3)(mol)/l$
$pH=-log(1.23*10^(-3))=2.90$
infine:
ricavo la Ka della terza soluzione:
$0.0001307=sqrt(x*(0.01))$
$x=1.71*10^(-6)$
$(0.01(mol)/l*0.120l-0.001(mol)/l*0.0054l)/(0.1254l)=9.53*10^(-3)(mol)/l$
$[H_3O]=sqrt(9.53*10^(-3)*1.71*10^(-6))=1.28*10^(-4)(mol)/l$
$pH=-log(1.28*10^(-4))=3.89$
Ma non riesco a capire quali siano le conclusioni da trarre osservando i risultati. Potete darmi una mano? Sarebbe per domani...
Grazie in anticipo...
CMFG
Ho tre soluzioni differenti di 120 ml:
I soluzione: HI forte con M [0.00147]
II soluzione: $CH_3COOH$ con M [0.0102] e $Ka=1.78*10^(-4)$
III soluzione: $CH_3COOH$ con M [0.01] e $CH_3COO-$ M [0.0001307]
(a) calcola il pH delle tre soluzioni.
(b) Se verso nelle tre soluzioni dell’NaOH [0.001]M rispettivamente:
21 ml nella prima soluzione
21 ml nella seconda soluzione
5.4 ml nella terza soluzione
Calcola il pH delle soluzioni finali.
(c) che conclusioni si possono trarre?
io ho fatto:
$HI+H_2O->I+H_3O$
alla fine (supponendo che tutto l'acido si sia dissociato): ottengo $[H_3O]=0.00147M$
quindi: $pH=-log(0.00147)=2.83$
$CH_3COOH+H_2O->CH_3COO+H_3O$
alla fine: $[H_3O]=sqrt(1.78*10^(-4)*0.0102)=1.33*10^(-3)M$
quindi: $pH=-log(1.33*10^(-3))=2.87$
infine: $CH_3COOH+H_2O->CH_3COO+H_3O$
$[CH_3COO-]=[H_3O]=0.0001307M$
quindi: $pH=-log(0.0001307)=3.88$
per la seconda domanda:
[HI indissociato]= $(0.00147(mol)/l*0.120L-0.001(mol)/l*0.021l)/((0.120+0.021)l)=1*1*10^(-3)(mol)/l$
HI -> acido forte si dissocia tutto
$pH=-log(1*1*10^(-3))=2.96$
[CH3COOH indissociato]=$(0.0102(mol)/l*0.120l-0.001(mol)/l*0.021l)/(0.021+0.120)=8.53*10^(-3)(mol)/l$
quindi: $[H_3O]=sqrt(1.78*10^(-4)*8.53*10^(-3)=1.23*10^(-3)(mol)/l$
$pH=-log(1.23*10^(-3))=2.90$
infine:
ricavo la Ka della terza soluzione:
$0.0001307=sqrt(x*(0.01))$
$x=1.71*10^(-6)$
$(0.01(mol)/l*0.120l-0.001(mol)/l*0.0054l)/(0.1254l)=9.53*10^(-3)(mol)/l$
$[H_3O]=sqrt(9.53*10^(-3)*1.71*10^(-6))=1.28*10^(-4)(mol)/l$
$pH=-log(1.28*10^(-4))=3.89$
Ma non riesco a capire quali siano le conclusioni da trarre osservando i risultati. Potete darmi una mano? Sarebbe per domani...
Grazie in anticipo...
CMFG
Risposte
Nessuno riesce a darmi una mano almeno nell'ultima domanda??
Sul pH della prima soluzione sono daccordo in quanto HI e' un acido forte e si dissocia completamente.
La seconda soluzione come ben sai, non si dissocia completamente, infatti ha una costante di equilibrio pari a $1.78*10^-4$ questo significa che:
$([H^+]*[CH_3COO^-]) / [[CH_3COOH]] = 1.78*10^-4$
$[H^+] = [H_3O]$ posto $y=[H_3O]$
sostituendo si ha che:
$(y^2) / (0.0102 - y) = 1.78*10^-4$
Non e' un errore trascurare la y al deniminatore, pero' la concetrazione e' dell'ordine -4 quindi consiglierei di non trascurarla.
Trovato y e' ovvio come ben sai che il $pH = -log_10(y)$
Analogamente la terza soluzione:
$(y*(y + 0.0001307)) / (0.01 - y) = 1.78*10^-4$
In questo caso e' trascurabile la y al denominatore
$(y*(y + 0.0001307)) / 0.01 = 1.78*10^-4$
Come conclusioni potresti dire che l'aggiunta dell'idrossido di sodio nelle quantita' specificate non sono sufficienti a neutralizzare le 3 soluzioni acide. Infatti da notare che il pH non e' variato sensibilmente.
Inoltre dovrebbero essersi formati dei sali.
Purtroppo non sono un chimico e non so se sono riuscito a darti un aiuto sperando di non averti detto delle scemenze.
EugenioA
La seconda soluzione come ben sai, non si dissocia completamente, infatti ha una costante di equilibrio pari a $1.78*10^-4$ questo significa che:
$([H^+]*[CH_3COO^-]) / [[CH_3COOH]] = 1.78*10^-4$
$[H^+] = [H_3O]$ posto $y=[H_3O]$
sostituendo si ha che:
$(y^2) / (0.0102 - y) = 1.78*10^-4$
Non e' un errore trascurare la y al deniminatore, pero' la concetrazione e' dell'ordine -4 quindi consiglierei di non trascurarla.
Trovato y e' ovvio come ben sai che il $pH = -log_10(y)$
Analogamente la terza soluzione:
$(y*(y + 0.0001307)) / (0.01 - y) = 1.78*10^-4$
In questo caso e' trascurabile la y al denominatore
$(y*(y + 0.0001307)) / 0.01 = 1.78*10^-4$
Come conclusioni potresti dire che l'aggiunta dell'idrossido di sodio nelle quantita' specificate non sono sufficienti a neutralizzare le 3 soluzioni acide. Infatti da notare che il pH non e' variato sensibilmente.
Inoltre dovrebbero essersi formati dei sali.
Purtroppo non sono un chimico e non so se sono riuscito a darti un aiuto sperando di non averti detto delle scemenze.
EugenioA
Grazie mille per l'aiuto... Ho fatto la verifica su questo argomento sabato... SPERIAMO BENE!!!
Ciao...
CMFG
Ciao...
CMFG
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