Loris ha scritto:
Cortesemente potrebbe spiegare questo esercizio?
Si sciolgono 15,0 g di KOH in 100 mL di una soluzione di HCl a pH 0,50. Posto che il volume non vari calcola il pH finale (pKw 13,8).
Il libro dà come risultato 13,2. La ringrazio.
La spiegazione è questa:
I dati che mi proponi sono incompatibili con il risultato atteso; suppongo allora che ci sia stato un errore di trascrizione. Un risultato simile si ottiene considerando un volume di HCl molto più grande; ti propongo la risoluzione del problema a partire da 500 mL di HCl a pH 0,50. Al di là dei valori numerici, comunque, l’impostazione del problema non cambia.
Unendo una soluzione di KOH a una soluzione di HCl avviene una reazione acido-base che, se le quantità di acido e base sono equivalenti, porta alla completa neutralizzazione dell’acido forte e della base forte, cioè a pH = 7. Se, invece, l’acido o la base sono in eccesso, la soluzione risultante è, rispettivamente, acida o basica e il suo pH è determinato dall’eccesso di acido o di base, cioè dalla quantità di ioni H+ o OH- che non sono stati neutralizzati. Per valutare se uno dei due reagenti è in eccesso, è quindi necessario calcolare le quantità in moli di KOH e di HCl; in quest’ultimo caso, si deve prima determinare la concentrazione dell’acido a partire dal pH della sua soluzione, e moltiplicare poi il valore ottenuto per il volume in litri di soluzione.
Reazioni e calcoli in dettaglio sono questi:
KOH(aq) + HCl(aq) → K+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
[H+] = 10-pH = 10-0,50 = 0,316 mol/L
n HCl = n H+ = M·V = 0,316 mol/L · 0,500 L = 0,158 mol
n KOH = m/mmolare = 15,0 g / 56,1 g/mol = 0,267 mol
KOH è in eccesso; ne reagiscono soltanto 0,158 mol
n KOH = n OH-rimanenti = (0,267 – 0,158) mol = 0,109 mol
[OH-] = n/V = 0,109 mol/0,500 L = 0,218 mol/L
pOH = – log [OH-] = -log 0,218 = 0,66
pKw = pH + pOH
pH = pKw – pOH = 13,8 – 0,66 = 13,1
Ora non ti resta che cercare dov’era l’errore…