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Titolo: esercizio su ph

Salve, Vi chiedo aiuto per la risoluzione di questo esercizio:
 
Calcolare ph di una soluzione ottenuta aggiungendo 0.25 grammi di NaOH
in 25 ml di una soluzione di acido acetico 0.25 molare e acetato di
sodio 0.35 molare con ka=1.8 * 10 ^(-5).
 
Grazie!


qualche spunto.
1) converti in moli entrambi i reattivi
 
2) indaga sulla possibilità che reagiscano e, una volta 
esaminata la (semplicissima) stechiometria di reazione, 
chiediti se, oltre al prodotto (quale ?) di alcuno dei 
reagenti avanzi qualcosa.
 
3) Poi chiediti anche QUANTO prodotto (ed eventualmente 
reagente in eccesso) si forma
 
3) lo stato finale del sistema sarà noto a quel punto, e 
dovresti poter scegliere QUALE formula del pH utilizzare.
 
4) io non ho fatto nessun conto, ma in certi sistemi, una 
specie chimica "schiaccia" le altre, ossia le rende 
pressoché trascurabili. In quale caso potrebbe accadere, in 
un sistema qualitativamente analogo al tuo ?
 
ciao
Soviet
 
 

 ha scritto nel messaggio 
news:4a2a2350-e0fe-4077...@v5g2000vbh.googlegroups.com...

O,25 g di NaOH corrispondono a 0,00625 moli . Queste reagiranno con le 
0,00625 moli di acido acetico contenute nei 25 ml di soluzione 0,25 
molare.per dare una soluzione 0,25 molare di sodio acetato. Ora abbiamo una 
soluzione 0,60 molare di sodio acetato. Lo ione acetato si idrolizza 
formando acido acetico e ioni OH'. Quindi il pH della soluzione sarà 
basico....
Saluti
e.b. 
 
 

 Grazie!
 
cut
4) io non ho fatto nessun conto...
 
ciao
Soviet
 
Caro Soviet,
Se hai tempo prova a fare i calcoli.
A me viene pH = 9,26
 
Ciao
Emilio
 
 
 

 A me viene pH = 9,26
 
si, idem : usando la calcolatrice di windows e niente carta
(quindi non ho neanche potuto controllare), mi č venuto


 in 25 ml di una soluzione
 
Che significa? Che aggiungi 0.25 g di NaOH *a* 25 ml di una
soluzione...?
 
Allora il problema e' mal posto perche' non si puo' determinare il
volume finale, a meno di approssimarlo a 25 ml; ma in questo caso, 3
cifre significative nel risultato finale te le puoi scordare.
 
Se il volume rimanesse esattamente 25 ml allora viene anche a me 9.26
(considerata anche l'autoprotolisi dell'acqua).
 
--
cometa_luminosa

 > Emilio
 
Ciao
Patrizio
 
PS -
 
Le obiezioni piu' serie mi paiono
a) quella di Cometa
e b) che a tali concentrazioni
attivita' e concentrazioni divorziano
 

 cometa_luminosa
 
Ciao
Patrizio
 

 Patrizio
 
Ciao di nuovo

 attivita' e concentrazioni divorziano
 
Già, verissimo ... solo che chi mai ha voglia di usare 
formule (approssimate a loro volta, lol) di calcolo della 
forza ionica e dei gamma ?
Soviet
 
 
 
 


:-)) ma lol. Refusum refusorum
 
ciao Patrizio
Soviet



Aargh!
 
Devo aver litigato, ma non so con chi!!
 
(a parte la mia testa ;)


 
Va bene, volevi dire che [OH(-)] e' ca. 10^-5 M >> 10^-7 M.
 
Pero' io intendevo dire che il 10^-7 M, essendo un centesimo del 10^-5
M, influisce sulla terza cifra decimale, quindi l'autoprotolisi va
comunque considerata se si vuole scrivere pH = 9.26 invece che 9.3.
Non so se questo era gia' ovvio, comunque al peggio ho scritto
qualcosa di ridondante...
 
--
cometa_luminosa

 cometa_luminosa
 
 

 quarta.
 
A me verrebbe che l'autoprotolisi dell'acqua risulterebbe
ridotta di un fattore 10^-7 / (5.5 * 10^-10) ~= 200
rispetto al caso dell'acqua pura, o sbaglio qualcosa?
 
Ciao
-- 
Giorgio Bibbiani
 

 quarta.
 
Ma tu non sai come ho svolto i calcoli  :-)
Le concentrazioni delle specie all'equilibrio si possono calcolare
come se si avesse una concentrazione iniziale di acetato pari a 0.6M
(e fin qui mi sembra che anche tu hai fatto cosi').
Dopodiche' scrivo l'equilibrio:
 
CH3COO-  +  H2O  <-->  CH3COOH  +  OH-
 
ed indico con c = 0.6M la concentrazione iniziale di acetato. Adesso
"faccio avvenire" la reazione, fino all'equilibrio; una concentrazione
x di acetato si sara' combinata, percio' una concentrazione x di acido
acetico ed una uguale x di idrossido si saranno formate.
 
Pertanto la concentrazione all'equilibrio dell'acetato vale c - x e
quella di idrossido vale 10^(-7) + x.
 
Kb(CH3COO-) = x*(10^-7 + x)/(c - x)
 
Kb= Kw/Ka(CH3COOH) = 10^(-14)/1.8*10^(-5) ~ 5.55*10^(-10)
 
trascurando x rispetto a c, risulta un valore x di circa 10^-5 ... che
e' effettivamente trascurabile rispetto a c (uno che non ha mai fatto
questo tipo di esercizi sugli equilibri potrebbe pensare che lo stiamo
prendendo in giro :-)) pero' 10^(-7) non e' trascurabile rispetto a
10^(-5) se si vogliono 3 cifre significative.
 
--
cometa_luminosa

 Ciao
 
 

 cometa_luminosa
 
 


Gia', croce e delizia :-)
 
Meno (lievemente) gravoso quando gli ioni
sono monovalenti, ma pur sempre impegnativo.
 
Ciao
Patrizio

 cometa_luminosa
 
Ciao
Patrizio

 > cometa_luminosa
 
Ciao
Patrizio


Scusa, la tua obiezione mi pare simile a dire che la concentrazione
"c" che compare nell'equazione:
 
Kb(CH3COO-) = x*(10^-7 + x)/(c - x)
 
non ha realta' fisica, perche' esiste solo in assenza di idrolisi
dell'acetato.
Che non abbia realta' fisica all'equilibrio siamo d'accordo, ma se
vedi come ho impostato il problema, quei valori numerici mi servono
per calcolare le concentrazioni vere, cioe' quelle che hanno realta'
fisica, di acetato e di idrossido, che sono, rispettivamente: c - x e
10^(-7) + x.
 
Per come ho impostato il problema, non ho fatto altro che partire
proprio dall'acqua pura e dall'acetato puro che non ha reagito con
l'acqua e quindi non ha subito idrolisi, dopodiche' sottrarre una
certa quantita' incognita x al primo membro ed aggiungerla al secondo.
 
--
cometa_luminosa
 


Ti ringrazio. Vediamo se anche Mario mi da' la validazione, dopodiche'
brevetto il metodo  :-)
Ciao.
 
--
cometa_luminosa


Ok, intanto ci riflettero' su anch'io.
Ciao.
 
--
cometa_luminosa