PH
Ciao a tutti,
Ho un problemino con il seguente esercizio:
Come varia il pH di 100mL di soluzione $10^-3M$ HCl se aggiungi 0,1 mL di soluzione 1M di NaOH? e se aggiungi solo 0,05 mL 1M di NaOH?
Ho provato a calcolare il pH delle due soluzioni, la prima mi esce che ha pH=4 (ho fatto $10^-3$ x 0,1 e poi ho usato la formula pH=-log[H+]) e la seconda mi esce il pOH=4, e quindi il pH=10. Credo di aver sbagliato qualcosa nel procedimento, e non so come continuare (posso fare solo la differenza?).
Grazie mille!
Ho un problemino con il seguente esercizio:
Come varia il pH di 100mL di soluzione $10^-3M$ HCl se aggiungi 0,1 mL di soluzione 1M di NaOH? e se aggiungi solo 0,05 mL 1M di NaOH?
Ho provato a calcolare il pH delle due soluzioni, la prima mi esce che ha pH=4 (ho fatto $10^-3$ x 0,1 e poi ho usato la formula pH=-log[H+]) e la seconda mi esce il pOH=4, e quindi il pH=10. Credo di aver sbagliato qualcosa nel procedimento, e non so come continuare (posso fare solo la differenza?).
Grazie mille!
Risposte
Intanto: per il $pH$ della prima soluzione NON devi moltiplicare $10^-3*0,1$, perchè
non ti interessa il numero di moli dell'acido, ma la sua concentrazione, che è
appunto $10^-3 M$. Così$pH=3$.
Procedendo, considera che tu aggiungi una soluzione alcalina ad una soluzione già acida.
Siccome il volume è cambiato, devi considerare le NUOVE concentrazioni: in quetso, sì che devi considerare il numero di moli,
sia dell'acido che della base, e poi
dividere per il nuovo volume (in litri).
Ora: considera che hai una miscela acido forte/base forte. La soluzione
ha il carattere che le dà il componente con maggiore concentrazione.
Considera anche che, se le concentrazioni sono molto vicine, non puoi più non considerare gli ioni
provenienti dalla dissociazione dell'acqua.
non ti interessa il numero di moli dell'acido, ma la sua concentrazione, che è
appunto $10^-3 M$. Così$pH=3$.
Procedendo, considera che tu aggiungi una soluzione alcalina ad una soluzione già acida.
Siccome il volume è cambiato, devi considerare le NUOVE concentrazioni: in quetso, sì che devi considerare il numero di moli,
sia dell'acido che della base, e poi
dividere per il nuovo volume (in litri).
Ora: considera che hai una miscela acido forte/base forte. La soluzione
ha il carattere che le dà il componente con maggiore concentrazione.
Considera anche che, se le concentrazioni sono molto vicine, non puoi più non considerare gli ioni
provenienti dalla dissociazione dell'acqua.
Grazie mille per la risposta.
Adesso come fare quando ho una soluzione acida e una base mi è chiaro.
Ma ad esempio come posso fare per calcolare il pH di una soluzione di acido debole a cui viene aggiunta una base forte? oppure una soluzione di acido forte a cui viene aggiunta una base debole?
Per esempio nell'esercizio: come varia il pH di 100mL di soluzione $10^-3$ M acido acetico se aggiungi 0.05 mL di soluzione 1M NaOH; ho prima calcolato le nuove concentrazioni dell'acido e della base e poi attraverso la formula $Ka=[H+] (Cb)/(Ca)$
Trovando così un pH di 4.44, ma non so se è giusto e se il metodo va bene.
Adesso come fare quando ho una soluzione acida e una base mi è chiaro.
Ma ad esempio come posso fare per calcolare il pH di una soluzione di acido debole a cui viene aggiunta una base forte? oppure una soluzione di acido forte a cui viene aggiunta una base debole?
Per esempio nell'esercizio: come varia il pH di 100mL di soluzione $10^-3$ M acido acetico se aggiungi 0.05 mL di soluzione 1M NaOH; ho prima calcolato le nuove concentrazioni dell'acido e della base e poi attraverso la formula $Ka=[H+] (Cb)/(Ca)$
Trovando così un pH di 4.44, ma non so se è giusto e se il metodo va bene.
la formula va QUASI bene. -solo che non è la concentrazione dell'acido che devi considerare.
Inoltre -la formula corretta comunque verrebbe fuori da una approssimazione, di una formula che è chiamata di Henderson ed Hasselbach.
Bisognerebbe, ottenuto un risultato di $pH$, verificare a posteriori la legittimità dell'approssimazione.
Ora scrivo come si ottenga la formula, il che mi dà occasione di mostrare il metodo generale per le questioni di elettroliti in soluzione come calcolo di $pH$, di concentrazione, di costante di equilibrio.
$1)$ scrivere TUTTE le reazioni in soluzione, compresa la autoprotolisi dell'acqua.
(scrivo secondo Broensted)
Acido debole:
$HA+H_2OharrA^"-"+H_3O^+$
Base forte:
$BOH+H_3O^"+"->B^++2H_2O$
Acqua:
$H_2O+H_2OharrH_3O^++OH^-$
$2)$ Scrivere le (eventuali) costanti di equilibrio:
$K_a=([A^-][H_3O^+])/([HA])$
$K_w=[H_3O^+][OH^-]$
$3)$ Scrivere le concentrazioni analitiche in funzione delle concentrazioni ioniche:
$C_a=[HA]+[A^-]$
$C_b=[B^+]$
$4)$ Scriere la condizione di elettroneutralità della soluzione:
$[B^+]+[H_3O^+]=[A^-]+[OH^-]$.
Questo, a parte il caso che stiamo considerando, va fatto per tutti i casi.
Poi si procede analiticamente -cercando di esprimere le quantità ignote in funzione delle note
.Per esempio -si ha una equazione di terzo grado per il $pH$ di scidi deboli, di quarto per acidi diprotici...
Si posson fare approssimazioni in base aconsiderazioni di ordine di grandezza...
Cerchiamo ora comunque una formula "esatta" per il caso acido debole/base forte (che, mutatis mutandis, varrà per
base debole/acido forte).
Posso scrivere:
$C_b+[H_3O^+]=[A^-] +[OH^-]$, quindi: $[A^-]=C_b-([OH^-]-[H_3O^+])$
E, poichè $C_a=[HA]+[A^-]$, allora $[HA]=C_a-[A^-]=(C_a-C_b) +([OH^-]-[H_3O^+])$
Allora: $[H_3O^+]=K_a([AH])/([A^-])=K_a((C_a-C_b) +([OH^-]-[H_3O^+]))/(C_b-([OH^-]-[H_3O^+]))$.
La
$[H_3O^+]=K_a((C_a-C_b) +([OH^-]-[H_3O^+]))/(C_b-([OH^-]-[H_3O^+]))$
E' la formula di Henderson ed Hasselbach.
La prima approssimazione è trascurare il termine $([OH^-]-[H_3O^+])$. -che si possa
fare, a ragionamento matematico, dipende dagli ordini di grandezza.
si ha allora la formula:
$[H_3O^+]=K_a(C_a-C_b)/C_b$. Posso considerare $(Ca-C_b)$ come
concentrazione RESIDUA di acido, come se avessi sciolto in acqua il sale $AB$ in concentrazione $C_b$
e poi dell'acido $HA$ in concentrazione $(C_a -C_b)$.
ecco che posso perciò scrivere:
$[H_3O^+]=K_a(C'_a +([OH^-]-[H_3O^+]))/(C_S-([OH^-]-[H_3O^+]))$
Vi sono dei casi particolari per le concentrazioni: quella per $[HA]=[A^-]$,
e per $C_a=C_b$, ed è allora il caso di idrolisi salina (basica in questo caso).
Fin qui è servito a me, per ripetere -ora ti dò link ai lucidi di lezioni del mio corso di Chimica:
http://w3.uniroma1.it/pasquali/page2/page9/page6/files/07-02.pdf.
Inoltre -la formula corretta comunque verrebbe fuori da una approssimazione, di una formula che è chiamata di Henderson ed Hasselbach.
Bisognerebbe, ottenuto un risultato di $pH$, verificare a posteriori la legittimità dell'approssimazione.
Ora scrivo come si ottenga la formula, il che mi dà occasione di mostrare il metodo generale per le questioni di elettroliti in soluzione come calcolo di $pH$, di concentrazione, di costante di equilibrio.
$1)$ scrivere TUTTE le reazioni in soluzione, compresa la autoprotolisi dell'acqua.
(scrivo secondo Broensted)
Acido debole:
$HA+H_2OharrA^"-"+H_3O^+$
Base forte:
$BOH+H_3O^"+"->B^++2H_2O$
Acqua:
$H_2O+H_2OharrH_3O^++OH^-$
$2)$ Scrivere le (eventuali) costanti di equilibrio:
$K_a=([A^-][H_3O^+])/([HA])$
$K_w=[H_3O^+][OH^-]$
$3)$ Scrivere le concentrazioni analitiche in funzione delle concentrazioni ioniche:
$C_a=[HA]+[A^-]$
$C_b=[B^+]$
$4)$ Scriere la condizione di elettroneutralità della soluzione:
$[B^+]+[H_3O^+]=[A^-]+[OH^-]$.
Questo, a parte il caso che stiamo considerando, va fatto per tutti i casi.
Poi si procede analiticamente -cercando di esprimere le quantità ignote in funzione delle note
.Per esempio -si ha una equazione di terzo grado per il $pH$ di scidi deboli, di quarto per acidi diprotici...
Si posson fare approssimazioni in base aconsiderazioni di ordine di grandezza...
Cerchiamo ora comunque una formula "esatta" per il caso acido debole/base forte (che, mutatis mutandis, varrà per
base debole/acido forte).
Posso scrivere:
$C_b+[H_3O^+]=[A^-] +[OH^-]$, quindi: $[A^-]=C_b-([OH^-]-[H_3O^+])$
E, poichè $C_a=[HA]+[A^-]$, allora $[HA]=C_a-[A^-]=(C_a-C_b) +([OH^-]-[H_3O^+])$
Allora: $[H_3O^+]=K_a([AH])/([A^-])=K_a((C_a-C_b) +([OH^-]-[H_3O^+]))/(C_b-([OH^-]-[H_3O^+]))$.
La
$[H_3O^+]=K_a((C_a-C_b) +([OH^-]-[H_3O^+]))/(C_b-([OH^-]-[H_3O^+]))$
E' la formula di Henderson ed Hasselbach.
La prima approssimazione è trascurare il termine $([OH^-]-[H_3O^+])$. -che si possa
fare, a ragionamento matematico, dipende dagli ordini di grandezza.
si ha allora la formula:
$[H_3O^+]=K_a(C_a-C_b)/C_b$. Posso considerare $(Ca-C_b)$ come
concentrazione RESIDUA di acido, come se avessi sciolto in acqua il sale $AB$ in concentrazione $C_b$
e poi dell'acido $HA$ in concentrazione $(C_a -C_b)$.
ecco che posso perciò scrivere:
$[H_3O^+]=K_a(C'_a +([OH^-]-[H_3O^+]))/(C_S-([OH^-]-[H_3O^+]))$
Vi sono dei casi particolari per le concentrazioni: quella per $[HA]=[A^-]$,
e per $C_a=C_b$, ed è allora il caso di idrolisi salina (basica in questo caso).
Fin qui è servito a me, per ripetere -ora ti dò link ai lucidi di lezioni del mio corso di Chimica:
http://w3.uniroma1.it/pasquali/page2/page9/page6/files/07-02.pdf.
Accedi a tutti gli appunti
Tutor AI: studia meglio e in meno tempo