Calcolo del pH di una soluzione
Nella preparazione del compito di chimica, ho trovato questo esercizio:
5 g di acido perbromico da disciogliere in 100 mL di $H_2O$. L'acido perbromico ha una Ka = radice di $1 x 10^-3$. Calcolare il pH della soluzione.
Ho fatto questo ragionamento:
$HBrO_4$, in 0.1 L di $H_2O$. Essendo in acqua dovrebbe avvenire questa reazione:
$HBrO_4 + H2O -> H^+ + BrO_4^- + H_3O^+$
Il pH è dato da: pH = -log [$H_3O^+$], e quest'ultimo equivale a radice di Ka x [$H_3O^+$].
Devo calcolare la molarità, che è data da numero moli soluto diviso litri di soluzione. Dato che il numero di moli è dato dalla massa fratto il peso molecolare, ottengo:
$5/ 144.91 = 0.03$ che è come scrivere $3x10^-2 mol$
Per conoscere quante moli di soluto sono presenti, ostituisco il valore ricavato ed ottengo:
$0.03/0.1= 0.3 M$ che dovrebbe essere il valore della concentrazione dell'acido perbromico.
A questo punto potrei calcolare il pH della mia soluzione, sostituendo i valori ricavati:
radice di = $1x10^-3 x 0.3 = 0.017$
$-log 0.017 = 1.76$ e questo dovrebbe essere il valore del pH della mia soluzione di acido perbromico.
E' giusto questo procedimento? In caso contrario, come si deve procedere?
Grazie!!!
5 g di acido perbromico da disciogliere in 100 mL di $H_2O$. L'acido perbromico ha una Ka = radice di $1 x 10^-3$. Calcolare il pH della soluzione.
Ho fatto questo ragionamento:
$HBrO_4$, in 0.1 L di $H_2O$. Essendo in acqua dovrebbe avvenire questa reazione:
$HBrO_4 + H2O -> H^+ + BrO_4^- + H_3O^+$
Il pH è dato da: pH = -log [$H_3O^+$], e quest'ultimo equivale a radice di Ka x [$H_3O^+$].
Devo calcolare la molarità, che è data da numero moli soluto diviso litri di soluzione. Dato che il numero di moli è dato dalla massa fratto il peso molecolare, ottengo:
$5/ 144.91 = 0.03$ che è come scrivere $3x10^-2 mol$
Per conoscere quante moli di soluto sono presenti, ostituisco il valore ricavato ed ottengo:
$0.03/0.1= 0.3 M$ che dovrebbe essere il valore della concentrazione dell'acido perbromico.
A questo punto potrei calcolare il pH della mia soluzione, sostituendo i valori ricavati:
radice di = $1x10^-3 x 0.3 = 0.017$
$-log 0.017 = 1.76$ e questo dovrebbe essere il valore del pH della mia soluzione di acido perbromico.
E' giusto questo procedimento? In caso contrario, come si deve procedere?
Grazie!!!
Risposte
sono ancora io 
volevo farti notare una cosa; probabilmente nello scrivere ti sei confuso:
$3*10^(-2)$ sono le moli e non la molarità (M), quindi sarebbe $3*10^(-2)$ mol ...
dovresti parlare di molarità e non di moli di soluto, perchè queste ultime le hai appena trovate sopra... comunque il risultato della concentrazione è esatto: 0.3 M.
Non capisco, nei dati, cosa vuol dire Ka= radice di... (non ha senso).
La reazione che hai scritto non è bilanciata, infatti o metti H+ oppure metti $ H_3O^+$ (che formalmente è più corretto); non ha senso metterli entrambi.
Per calcolare il ph, quello che dici è esatto (o meglio è un'approssimazione del risultato "reale").
Considerando che l'acido non è un acido debolissimo (fattore $10^(-3)$), la parte di acido che all'equilibrio si dissocia, secondo me, non è proprio trascurabile (cosa che fai usando l'espressione$ [H^+]=sqrt(K_a*0.3)$).
La formula, con un minor grado di errore nel risultato, è quella che si ottiene risolvendo l'equazione di secondo grado in x (=[H+]) che deriva dalla definizione di costante di dissociazione acida, cioè $K_a=([H^+]*[A-])/([HA])$, dove le concentrrazioni sono all'equilibrio. L'equazione è quindi $K_a=(x^2)/(0.3-x)$.
Scusa per la mia lunghezza nello scrivere
ciao
volevo farti notare una cosa; probabilmente nello scrivere ti sei confuso:
$5/5144.91=0.03$ che è come scrivere $3x10-2$M
$3*10^(-2)$ sono le moli e non la molarità (M), quindi sarebbe $3*10^(-2)$ mol ...
Per conoscere quante moli di soluto sono presenti, ostituisco il valore ricavato ed ottengo
dovresti parlare di molarità e non di moli di soluto, perchè queste ultime le hai appena trovate sopra... comunque il risultato della concentrazione è esatto: 0.3 M.
Non capisco, nei dati, cosa vuol dire Ka= radice di... (non ha senso).
La reazione che hai scritto non è bilanciata, infatti o metti H+ oppure metti $ H_3O^+$ (che formalmente è più corretto); non ha senso metterli entrambi.
Per calcolare il ph, quello che dici è esatto (o meglio è un'approssimazione del risultato "reale").
Considerando che l'acido non è un acido debolissimo (fattore $10^(-3)$), la parte di acido che all'equilibrio si dissocia, secondo me, non è proprio trascurabile (cosa che fai usando l'espressione$ [H^+]=sqrt(K_a*0.3)$).
La formula, con un minor grado di errore nel risultato, è quella che si ottiene risolvendo l'equazione di secondo grado in x (=[H+]) che deriva dalla definizione di costante di dissociazione acida, cioè $K_a=([H^+]*[A-])/([HA])$, dove le concentrrazioni sono all'equilibrio. L'equazione è quindi $K_a=(x^2)/(0.3-x)$.
Scusa per la mia lunghezza nello scrivere
ciao
Ma figurati! Anzi, grazie per la risposta! Sto cercando di preparare l'esame di chimica e purtroppo mi manca ancora la parte del pH e c'è ancora qualche problemino con le formule 
Errore mio, così come il lapsus che mi hai fatto notare. Sono proprio distratta!
E' necessario scrivere la reazione?
Cioè approssimazione del risultato reale? Ho trovato questa formula e questo procedimento leggendo alcuni esercizi svolti. Però se è errata la elimino immediatamente. Provo a risolvere usando il tuo metodo, spero di riuscirci!
"mirko999":
dovresti parlare di molarità e non di moli di soluto, perchè queste ultime le hai appena trovate sopra... comunque il risultato della concentrazione è esatto: 0.3 M.
Non capisco, nei dati, cosa vuol dire Ka= radice di... (non ha senso).
Errore mio, così come il lapsus che mi hai fatto notare. Sono proprio distratta!
"mirko999":
La reazione che hai scritto non è bilanciata, infatti o metti H+ oppure metti $ H_3O^+$ (che formalmente è più corretto); non ha senso metterli entrambi.
E' necessario scrivere la reazione?
"mirko999":
Per calcolare il ph, quello che dici è esatto (o meglio è un'approssimazione del risultato "reale").
Considerando che l'acido non è un acido debolissimo (fattore $10^(-3)$), la parte di acido che all'equilibrio si dissocia, secondo me, non è proprio trascurabile (cosa che fai usando l'espressione$ [H^+]=sqrt(K_a*0.3)$).
La formula, con un minor grado di errore nel risultato, è quella che si ottiene risolvendo l'equazione di secondo grado in x (=[H+]) che deriva dalla definizione di costante di dissociazione acida, cioè $K_a=([H^+]*[A-])/([HA])$, dove le concentrrazioni sono all'equilibrio. L'equazione è quindi $K_a=(x^2)/(0.3-x)$.
Cioè approssimazione del risultato reale? Ho trovato questa formula e questo procedimento leggendo alcuni esercizi svolti. Però se è errata la elimino immediatamente. Provo a risolvere usando il tuo metodo, spero di riuscirci!
ciao!
No!! la formula che hai usato NON è sbagliata!! è giusta e anche comoda e veloce da utilizzare.
Quello che volevo dirti è che usando quella formula, in questo caso che hai un acido debole ma non eccessivamente, potresti ottenere un risultato "un po' troppo approssimato" (rispetto diciamo al valore reale che misureresti in laboratorio ad esempio con un ph-metro). Per ottenere un risultato "migliore", cioè più accurato (quindi vicino al valor vero), puoi usare l'equazione di secondo grado che ti ho scritto sopra.
E' solamente una questione di accuratezza del risultato che ottieni.
In realtà, la formula corretta per trattare un problema di un acido\base debole, richiederebbe la risoluzione di un'equazione di TERZO grado!!! (perchè, in certe condizioni, ad esempio quando il ph è molto vicino a 7 e quando la Ka soddisfa una condizione particolare, non si può trascurare la dissociazione dell'acqua e l'apporto di H+ provenienti dall'acqua stessa) In realtà poi questa formula di terzo grado non si usa mai fortunatamente, e si usano le due formule (secondo grado e quella di primo che hai scirtto tu).
Un consiglio: siccome risolvere un'equazione di secondo grado è più lunga che quella di primo, solitamente si suppone che si possa usare quella di primo, si calcola la conc. H+ e poi si verifica se questo valore (che è anche la conc. dell'anione dell'acido) è trascurabile rispetto alla concentrazione analitica dell'acido (se non ricordo male, dovrebbe essere che x< 1% di [acido]) per vedere cioè se si può considerare l'acido indissociato. Se questo è vero allora ti accontenti del risultato, altrimenti devi passare al grado successivo.
Spero di essere stato chiaro e di non averti confusa..
P.S: vai all'università vero? (perchè altrimenti penso che vada benissimo la formula che usi tu )
Per la questione della reazione, io la scriverei sempre... perchè il ragionamento che serve per risolvere i problemi sugli equilibri (trovare ph ac. debole o miscele ac. debole base forte o viceversa, idrolisi e sistemi tamponi) è più intuitivo se hai scritto la reazione. Basta fare uno schemino con tre righe: conc iniziali, variazione della concentrazione, conc. all'equilibrio
Poi ti imposti l'equazione che, risolta, porta al risultato
ciao!
Cioè approssimazione del risultato reale? Ho trovato questa formula e questo procedimento leggendo alcuni esercizi svolti. Però se è errata la elimino immediatamente. Provo a risolvere usando il tuo metodo, spero di riuscirci!
No!! la formula che hai usato NON è sbagliata!! è giusta e anche comoda e veloce da utilizzare.
Quello che volevo dirti è che usando quella formula, in questo caso che hai un acido debole ma non eccessivamente, potresti ottenere un risultato "un po' troppo approssimato" (rispetto diciamo al valore reale che misureresti in laboratorio ad esempio con un ph-metro). Per ottenere un risultato "migliore", cioè più accurato (quindi vicino al valor vero), puoi usare l'equazione di secondo grado che ti ho scritto sopra.
E' solamente una questione di accuratezza del risultato che ottieni.
In realtà, la formula corretta per trattare un problema di un acido\base debole, richiederebbe la risoluzione di un'equazione di TERZO grado!!! (perchè, in certe condizioni, ad esempio quando il ph è molto vicino a 7 e quando la Ka soddisfa una condizione particolare, non si può trascurare la dissociazione dell'acqua e l'apporto di H+ provenienti dall'acqua stessa) In realtà poi questa formula di terzo grado non si usa mai fortunatamente, e si usano le due formule (secondo grado e quella di primo che hai scirtto tu).
Un consiglio: siccome risolvere un'equazione di secondo grado è più lunga che quella di primo, solitamente si suppone che si possa usare quella di primo, si calcola la conc. H+ e poi si verifica se questo valore (che è anche la conc. dell'anione dell'acido) è trascurabile rispetto alla concentrazione analitica dell'acido (se non ricordo male, dovrebbe essere che x< 1% di [acido]) per vedere cioè se si può considerare l'acido indissociato. Se questo è vero allora ti accontenti del risultato, altrimenti devi passare al grado successivo.
Spero di essere stato chiaro e di non averti confusa..
P.S: vai all'università vero? (perchè altrimenti penso che vada benissimo la formula che usi tu
)Per la questione della reazione, io la scriverei sempre... perchè il ragionamento che serve per risolvere i problemi sugli equilibri (trovare ph ac. debole o miscele ac. debole base forte o viceversa, idrolisi e sistemi tamponi) è più intuitivo se hai scritto la reazione. Basta fare uno schemino con tre righe: conc iniziali, variazione della concentrazione, conc. all'equilibrio
Poi ti imposti l'equazione che, risolta, porta al risultato
ciao!
Beh si, frequento l'università.. L'esame è teorico, da quel che ho capito il docente valuta il ragionamento che si applica per arrivare alla soluzione del quesito! Se mi dici che il procedimento e le formule sono giuste, mi togli un grandissimo peso!
Speriamo vada tutto bene! Per ora ti ringrazio, sei stato gentilissimo!!
Speriamo vada tutto bene! Per ora ti ringrazio, sei stato gentilissimo!!
Prego, di niente!!
Si, le formule sono giuste!!
In bocca al lupo per l'esame
Si, le formule sono giuste!!
In bocca al lupo per l'esame
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