Giulietta ha scritto:
Salve prof.ssa, le chiedo un aiuto urgente sulla risoluzione e spiegazione di questo problema che il prof mi chiederà all’orale con i risultati portati in cifre significative. Spero di ricevere la sua risposta al più presto perché mi servirebbe entro questa settimana. Grazie.
Calcolare il pH di una soluzione ottenuta facendo reagire 200 mL di acetato di sodio (CH3COONa) 0,12 M con 150 mL di HCl 0,16 M. (Ka CH3COOH = 1,8·10-5)
Ecco l’aiuto:
Una soluzione di acetato di sodio contiene gli ioni Na+ e CH3COO- derivati dalla dissociazione in acqua del sale; quando si aggiunge la soluzione di acido cloridrico, gli ioni H+ che essa contiene si combinano con gli ioni acetato per formare l’acido debole CH3COOH:
H+ + CH3COO- → CH3COOH
Essendo l’acido acetico poco ionizzato, la reazione si può considerare in prima approssimazione completa.
Il valore del pH della soluzione risultante dipende dalla quantità in moli di acetato e di acido cloridrico messe a reagire:
n HCl = M·V = 0,16 mol/L · 0,150 L = 0,024 mol
n CH3COONa = n CH3COO- = M·V = 0,12 mol/L · 0,200 L = 0,024 mol
Poiché la quantità in moli dei due reagenti coincide e il rapporto molare di reazione è 1 : 1, nella soluzione risultante ci saranno 0,024 mol di acido acetico e 0,024 mol di ioni Na+ e Cl-; considerando additivi i volumi, il volume complessivo di soluzione è pari a (200 + 150) mL = 350 mL, per cui la concentrazione di acido acetico, che determina il valore del pH, è:
[CH3COOH] = n/V = 0,024 mol/0,350 L = 0,069 mol/L
La concentrazione di ioni H+ in una soluzione di acido debole si può calcolare in prima approssimazione con la relazione [H+]2 = Ka · Ca:
[H+]2 = 1,8·10-5 · 0,069 = 1,23·10-6
[H+] = 1,1·10-3 mol/L
pH = -log [H+] = -log 1,1·10-3 = 2,95
In conclusione, il pH della soluzione finale, espresso con il corretto numero di cifre significative, è 2,95; ricorda che nel numero risultante dal calcolo del pH sono significative soltanto le cifre a destra della virgola.