Problema pH

[Isabella851]

Si vuol conoscere il ph di1soluzione preparata con 200ml di1acido debole 0.3 molare e con 100ml di1soluzione del suo sale 0.6 molare; la Ka dell'acido è 2,8*(10)^-5
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[rico]

"Isabella85":Si vuol conoscere il ph di1soluzione preparata con 200ml di1acido debole 0.3 molare e con 100ml di1soluzione del suo sale 0.6 molare; la Ka dell'acido è 2,8*(10)^-5
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Allora:
chiamo con $HA$l acido debole che nn si dissocia completamente. La reazione e: $HA<----->H^++A^-$.
invece il suo sale si dissocia completamente e la reazione e $NA--->N^++A^-$
Dobbiamo trovare le rispettive concentrazioni nella soluzione data dall'esercizio e poi applicare l'equazione di Henderson-Hasselbach(nn sono sicuri dei nomi!!).
Allora $200ml=0,2l$, il numero di moli di acido debole in tale volume e $0,2l*0,3(mol)/l=0,06moli$ invece per il sale fai $0,1l*0,6(mol)/l=0,06moli$.
Ora il volume della soluzione finale e dato da $0,2l+0,1l=0,3l$. Adesso possiamo trovare le concentrazioni di sale debole e del suo sale facendo $(0,06moli)/(0,3l)=0,2(mol)/l$(in questo caso le due concentrazioni sono uguali, si vedeva gia quando abbiamo ricavato il numero di moli, quindi nn faccio due volte il calcolo). Ora possiamo trovarci il pH con l equazione di Henderson-Hasselbach che e: $pH=pkA+log([sale]/[acido])$ le concentrazioni da usare nella formula sono le concentrazioni iniziali quindi $0,2(mol)/l$ e la Ka e $K_a=2,8*10^(-5)$. Il pH sara quindi dato solo dall $pKa$ perche troverai $pH=pKa+log1$ e il log di 1 e zero. Per finire $ph=log2,8*10^(-5)$. Spero sia giusto!
Ciao!

[Isabella851]

Riky 1domanda...quando dici d usare nella formula le concentrazioni iniziali fai riferimento alle moli calcolate moltiplicando la molarità data dalla traccia x il volume giusto?

[rico]

uso le concentrazioni trovate facendo (numero di moli)/(Volume finale)=$(0,06mol)/(0,3l)=0,2(mol)/l$
per il resto e tutto ok?

[Isabella851]

si tutto ok..grazie...