Calcolo del pH di una soluzione
Vorrei chiedervi un riscontro! Sto preparando l'esame di chimica e uno degli esercizi che potrebbe esser presente è quello riguardante il calcolo del pH. Nello specifico, ho cercato di risolvere questo esercizio. Potete darmi un vostro riscontro sul procedimento che ho adottato?
Calcolare il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 1,5g di acido acetico $CH_3COOH$ in 500 $cm^3$ di acqua. La $Ka= 1,8*10^-5$
Questo è il mio ragionamento:
$CH_3COOH + H_2O -> CH_3COO^- + H_3O^+$
Calcolo il peso molecolare dell'acido acetico, che trovo essere 60. A questo punto, per calcolare la molarità, mi serve conoscere il dato relativo al volume del liquido espresso in litri, quindi trasformo i 500 $cm^3$ in 0,5 $dm^3$ (Un dubbio: ho trovato questa dicitura "Litri ($dm^3$). E' possibile?)
Fatto questo calcolo la molarità, prima trovando le moli:
$(1,5)/(0,5)=3 moli$, di conseguenza le moli: $(3)/(0,5)=6 M$
Ora inizia il mio più grande cruccio... Come si calcola questo passaggio!! Devo calcolare il valore della concentrazione di $[OH^-]$:
$[OH^-]=sqrt(10^-14*6)/(1,8*10^-5)$
Conoscendo il valore della concentrazione di $[OH^-]$ posso calcolare il pOH, tramite la formula $-log[OH^-]$ e poi il pH, tramite la formula $14-pOH$
E' corrretto questo ragionamento? Qualcuno sa come posso risolvere il problema su quel calcolo? Grazie!
Calcolare il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 1,5g di acido acetico $CH_3COOH$ in 500 $cm^3$ di acqua. La $Ka= 1,8*10^-5$
Questo è il mio ragionamento:
$CH_3COOH + H_2O -> CH_3COO^- + H_3O^+$
Calcolo il peso molecolare dell'acido acetico, che trovo essere 60. A questo punto, per calcolare la molarità, mi serve conoscere il dato relativo al volume del liquido espresso in litri, quindi trasformo i 500 $cm^3$ in 0,5 $dm^3$ (Un dubbio: ho trovato questa dicitura "Litri ($dm^3$). E' possibile?)
Fatto questo calcolo la molarità, prima trovando le moli:
$(1,5)/(0,5)=3 moli$, di conseguenza le moli: $(3)/(0,5)=6 M$
Ora inizia il mio più grande cruccio... Come si calcola questo passaggio!! Devo calcolare il valore della concentrazione di $[OH^-]$:
$[OH^-]=sqrt(10^-14*6)/(1,8*10^-5)$
Conoscendo il valore della concentrazione di $[OH^-]$ posso calcolare il pOH, tramite la formula $-log[OH^-]$ e poi il pH, tramite la formula $14-pOH$
E' corrretto questo ragionamento? Qualcuno sa come posso risolvere il problema su quel calcolo? Grazie!
Risposte
ciao!
C'è qualche errore disseminato qua e là
forse per la fretta nello scrivere.
Come hai detto per calcolare le moli serve il PM.
Quindi: mol(AcOH)= $1.5/60$= 0.025mol da cui la molarità risulta essere [AcOH] = $mol/V(L)= 0.05$ M
(p.s. : come dici correttamente $1dm^3$=1L$).
Ora, impostiamo il solito schema per gli equilibri:
_______AcOH__<=> AcO-___+H+ (non ho messo l'acqua nei reagenti per semplificare)
iniz. ___0.05_________0_____0
variaz.__-x_________+x____+x
eq.____0.05-x_______x______x
Ora, usando l'espressione della Ka calcoli il valore di x ([H+]: $K_a=([H+][AcO-])/[AcOH]$ cioè $K_a=x^2/(0.05-x)$
(Non ho capito perchè hai voluto calcolare gli OH-!)
Poi calcoli il pH =-log[H+].
ok?
ciao
C'è qualche errore disseminato qua e là
forse per la fretta nello scrivere.Come hai detto per calcolare le moli serve il PM.
Quindi: mol(AcOH)= $1.5/60$= 0.025mol da cui la molarità risulta essere [AcOH] = $mol/V(L)= 0.05$ M
(p.s. : come dici correttamente $1dm^3$=1L$).
Ora, impostiamo il solito schema per gli equilibri:
_______AcOH__<=> AcO-___+H+ (non ho messo l'acqua nei reagenti per semplificare)
iniz. ___0.05_________0_____0
variaz.__-x_________+x____+x
eq.____0.05-x_______x______x
Ora, usando l'espressione della Ka calcoli il valore di x ([H+]: $K_a=([H+][AcO-])/[AcOH]$ cioè $K_a=x^2/(0.05-x)$
(Non ho capito perchè hai voluto calcolare gli OH-!)
Poi calcoli il pH =-log[H+].
ok?
ciao
Ciao mirko!
Puoi dirmi quali errori ho fatto? Ho seguito il ragionamento adottato dalla docente nello svolgimento di un esercizio simile.. Però in alcuni punti ho qualche perplessità.
Per prima cosa.. Cosa intendi per (AcOH)? Non mi è chiara nemmeno la formula $mol/V(L)= 0.05$ M e questo procedimento $K_a=([H+][AcO-])/[AcOH]$ =$K_a=x^2/(0.05-x)$ sinceramente non saprei come svolgerla per arrivare al risultato finale..
Non ho mai utilizzato lo schema per gli equivalenti.. Sono necessari?
Perdona le mille domande, purtroppo la data si avvicina e scopro sempre qualcosa che non mi è chiaro! Panico!
Ho calcolato gli $OH^-$ perchè ho seguito il ragionamento dell'esercizio svolto dalla prof, però rivedendolo, leggo che si svolgeva in ambiente basico! Penso proprio di aver fatto un errore!!
Adesso rifaccio il tutto seguendo il ragionamento che mi hai suggerito!
Puoi dirmi quali errori ho fatto? Ho seguito il ragionamento adottato dalla docente nello svolgimento di un esercizio simile.. Però in alcuni punti ho qualche perplessità.
Per prima cosa.. Cosa intendi per (AcOH)? Non mi è chiara nemmeno la formula $mol/V(L)= 0.05$ M e questo procedimento $K_a=([H+][AcO-])/[AcOH]$ =$K_a=x^2/(0.05-x)$ sinceramente non saprei come svolgerla per arrivare al risultato finale..
Non ho mai utilizzato lo schema per gli equivalenti.. Sono necessari?
Perdona le mille domande, purtroppo la data si avvicina e scopro sempre qualcosa che non mi è chiaro! Panico!
Ho calcolato gli $OH^-$ perchè ho seguito il ragionamento dell'esercizio svolto dalla prof, però rivedendolo, leggo che si svolgeva in ambiente basico! Penso proprio di aver fatto un errore!!
Adesso rifaccio il tutto seguendo il ragionamento che mi hai suggerito!
La tua professoressa parte dal fatto che pH+pOH =14.
In questo caso però, come si vede dalla reazione che tu stessa hai citato, puoi ricavare direttamente la concentrazione in soluzione di ioni idronio e quindi il pH, senza fare ulteriori calcoli.
Colgo l'occasione per ringraziare Mirko che nell'altro post è stato molto chiaro
In questo caso però, come si vede dalla reazione che tu stessa hai citato, puoi ricavare direttamente la concentrazione in soluzione di ioni idronio e quindi il pH, senza fare ulteriori calcoli.
Colgo l'occasione per ringraziare Mirko che nell'altro post è stato molto chiaro
Uhm ho ancora qualche dubbio.. Ho dato un'occhiata ad alcuni appunti e ho trovato il caso del calcolo di un pH di acidi forti. La concentrazione dell'acido viene assimilata al numero che si ottiene calcolando la molarità, quindi Ca = M.
Nel caso descritto in questo post, dovrei avere che la mia soluzione ha una molarità pari a 0,05M, che può essere indicata anche come la concentrazione. Quindi, considerando che il numero di moli di ioni $H_3O^+$ è uguale al numero di moli di acido prima della dissociazione, il pH dovrebbe essere uguale a:
pH= -log$H_3O^+ = -log[Ca]$
Risolvendo l'esercizio seguendo questo ragionamento, avrei:
M = 0,05 = Ca
pH= -log$H_3O^+$=-log[Ca] ossia pH= -log0,05 = 1,30
E' così?
Nel caso descritto in questo post, dovrei avere che la mia soluzione ha una molarità pari a 0,05M, che può essere indicata anche come la concentrazione. Quindi, considerando che il numero di moli di ioni $H_3O^+$ è uguale al numero di moli di acido prima della dissociazione, il pH dovrebbe essere uguale a:
pH= -log$H_3O^+ = -log[Ca]$
Risolvendo l'esercizio seguendo questo ragionamento, avrei:
M = 0,05 = Ca
pH= -log$H_3O^+$=-log[Ca] ossia pH= -log0,05 = 1,30
E' così?
ciao!
Mi scuso per l'errore di scrittura delal formula del mio post precedente (penso sia per quello che Mirime non hai capito) :
$(mol)/(V(L))=0.05$M (cioè che V è espresso in L o equivalentemente in $dm^3$)
Per AcOH si intende l'abbreviazione di acido acetico ( e quindi AcO- indica lo ione acetato CH3COO-).
Per l'espessione con la Ka (nota) e la x: non è altro che un'equazione di secondo grado in x, devi solo metterla a posto diciamo.
La cosa che hai scritto nell'ultimo post NON puoi assolutamente applicarla a queso caso dell'acido acetico per il semplice fatto che tale acido è un elettrolita DEBOLE (cioè acido debole) e non un acido forte. Per gli esercizio che la prof ha fatto, come hai detto tu, sugli acidi forti è corretto dire che [H+]=[acido] perchè tutto l'acido (HA) è dissociato in H+ e A- (A-=generico anione); nel caso di acidi DEBOLI devi considerare che solo una parte di acido si dissocia.
La parte che si disscoia (che ho chiamato x nel mio svolgimento) non la conosci a priori; la poni quindi come incognita e sfruttando la definizone di costante di dissociazione acida (Ka) la calcoli facilmente.
Davvero non avete mai usato lo schema che ti ho fatto vedere? E' alla base di tutti i problemi degli equilibri (dai più semplici come questo con un solo acido, a quelli più complicati con complessi e sali poco solubili insieme)!!
Mi sembra molto strano!
Prova a cercre nei tuoi appunti esercizi su acidi (o basi) DEBOLI.
Che scuola (o facoltà)fai? (se non sono indiscreto:) )
(Ho notato che hai scritto
e mi è sorto il dubbio: eq. NON sta per equivalenti, ma per equilibrio. Nello schema si considerano tre "livelli": inizio, variazione (delle concentrazioni delle specie, tenendo conto dei coefficienti stechiometrici, ed equilibrio, ovvero le concentrazioni "finali" presenti una volta raggiunto l'equilibrio)
Mi scuso per l'errore di scrittura delal formula del mio post precedente (penso sia per quello che Mirime non hai capito) :
Non mi è chiara nemmeno la formula $molV(L)=0.05$ M
$(mol)/(V(L))=0.05$M (cioè che V è espresso in L o equivalentemente in $dm^3$)
Per AcOH si intende l'abbreviazione di acido acetico ( e quindi AcO- indica lo ione acetato CH3COO-).
Per l'espessione con la Ka (nota) e la x: non è altro che un'equazione di secondo grado in x, devi solo metterla a posto diciamo.
La cosa che hai scritto nell'ultimo post NON puoi assolutamente applicarla a queso caso dell'acido acetico per il semplice fatto che tale acido è un elettrolita DEBOLE (cioè acido debole) e non un acido forte. Per gli esercizio che la prof ha fatto, come hai detto tu, sugli acidi forti è corretto dire che [H+]=[acido] perchè tutto l'acido (HA) è dissociato in H+ e A- (A-=generico anione); nel caso di acidi DEBOLI devi considerare che solo una parte di acido si dissocia.
La parte che si disscoia (che ho chiamato x nel mio svolgimento) non la conosci a priori; la poni quindi come incognita e sfruttando la definizone di costante di dissociazione acida (Ka) la calcoli facilmente.
Davvero non avete mai usato lo schema che ti ho fatto vedere? E' alla base di tutti i problemi degli equilibri (dai più semplici come questo con un solo acido, a quelli più complicati con complessi e sali poco solubili insieme)!!
Mi sembra molto strano!
Prova a cercre nei tuoi appunti esercizi su acidi (o basi) DEBOLI.
Che scuola (o facoltà)fai? (se non sono indiscreto:) )
(Ho notato che hai scritto
Non ho mai utilizzato lo schema per gli equivalenti.. Sono necessari?
e mi è sorto il dubbio: eq. NON sta per equivalenti, ma per equilibrio. Nello schema si considerano tre "livelli": inizio, variazione (delle concentrazioni delle specie, tenendo conto dei coefficienti stechiometrici, ed equilibrio, ovvero le concentrazioni "finali" presenti una volta raggiunto l'equilibrio)
Provo a rifare l'esercizio alla luce delle tue spiegazioni! Speriamo bene.. Devo essere sincera, ho ancora parecchi dubbi e penso che lascerò correre questo appello..
Non ho mai visto la risoluzione perchè durante le lezioni si parlava esclusivamente di teoria. Mai fatto un esercizio e quindi ora mi trovo in serie difficoltà. Gli unici esercizi che ho sono quattro, tutti diversi tra di loro, oggetto di un vecchio compito svolto dalla stessa docente nelle sue dispense. Sono iscritta in Ingegneria..
Sto provando a basarmi sugli esercizi del libro, ma non sono tutti di semplice comprensione. Mi sta veramente mettendo in croce!!
Non ho mai visto la risoluzione perchè durante le lezioni si parlava esclusivamente di teoria. Mai fatto un esercizio e quindi ora mi trovo in serie difficoltà. Gli unici esercizi che ho sono quattro, tutti diversi tra di loro, oggetto di un vecchio compito svolto dalla stessa docente nelle sue dispense. Sono iscritta in Ingegneria..
Sto provando a basarmi sugli esercizi del libro, ma non sono tutti di semplice comprensione. Mi sta veramente mettendo in croce!!
ho risolto il problema l'ho scritto su un foglio così almeno credo sia più chiaro
ciao ironshadow!
Il ragionamento è corretto! Ma mi sa che c'è un piccolo errore nel tuo foglio..
L'incognita x che hai messo non è la concentrazione, ma le MOLI.
Quindi non puoi scrivere direttamente x=[AcO-]=[H+] , ma devi dividere x per 0.5 L; Il pH risulta quindi leggermente inferiore: 3.02
ciao ciao
Il ragionamento è corretto! Ma mi sa che c'è un piccolo errore nel tuo foglio..
L'incognita x che hai messo non è la concentrazione, ma le MOLI.
Quindi non puoi scrivere direttamente x=[AcO-]=[H+] , ma devi dividere x per 0.5 L; Il pH risulta quindi leggermente inferiore: 3.02
ciao ciao
non ho capito dov'è lerrore scusa ho fatto che Xmoli/0,5L =alla concetrazione alla fine dall'equazione della Ka ottieni la molarità non c'è nessun errore e poi ho fatto il calcolo considerando le malarità direttamente il risultato è sempre lo stesso
scusa se insisto...
Ma ho ricontrollato e l'errore c'è.
Intendevo dire questo:
all'inizio del tuo ragionamento hai detto che consideri l'equilibrio di dissociazione introducendo x come incognita, dove x ha le dimensioni della MOLE giusto? (hai scritto infatti "procediamo considerando le moli"). Il ragionamento è correttissimo!
Quello che volevo far notare è che poi alla fine, quando risolvi l'espressione derivante dalla Ka e trovi x, quella x NON è la molarità dell'acetato e degli H+ (nella riga di calcolo prima di quella con "pH = ... " hai scritto "x=[CH3COO-]=[H3O+]");la x rappresenta le MOLI di questi due ioni!
Quindi la $[H^(+)]= x/0.5=(4.74*10^(-4))/0.5=9.48*10^(-4)$M.
Di conseguenza il pH non vale 3.3 , ma è inferiore; vale pH= 3.02.
ok?
ciao
Ma ho ricontrollato e l'errore c'è.
Intendevo dire questo:
all'inizio del tuo ragionamento hai detto che consideri l'equilibrio di dissociazione introducendo x come incognita, dove x ha le dimensioni della MOLE giusto? (hai scritto infatti "procediamo considerando le moli"). Il ragionamento è correttissimo!
Quello che volevo far notare è che poi alla fine, quando risolvi l'espressione derivante dalla Ka e trovi x, quella x NON è la molarità dell'acetato e degli H+ (nella riga di calcolo prima di quella con "pH = ... " hai scritto "x=[CH3COO-]=[H3O+]");la x rappresenta le MOLI di questi due ioni!
Quindi la $[H^(+)]= x/0.5=(4.74*10^(-4))/0.5=9.48*10^(-4)$M.
Di conseguenza il pH non vale 3.3 , ma è inferiore; vale pH= 3.02.
ok?
ciao
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