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Home Stechiometria

pH di una miscela di acido forte e base debole

Esercizi svolti

di Maurizia Gagliano
12 Gennaio 2023
in Stechiometria
A A
0
pH di una miscela di acido forte e base debole

pH di una miscela di acido forte e base debole

Per la determinazione del pH di una miscela di acido forte e di una base debole bisogna sapere se vi è un reagente in eccesso e conoscere i coefficienti stechiometrici della reazione. È necessario quindi conoscere le moli di ciascun reagente e la costante basica della base debole

Sommario nascondi
1 Esercizi sulla determinazione del pH di una miscela di acido forte e base debole
2 Primo caso
3 Secondo caso
4 Terzo caso

Si possono verificare 3 casi per ognuno dei quali si propone un esercizio ovvero:

  • eccesso di acido forte
  • eccesso di base debole
  • quantità equimolari di acido forte e base debole

Esercizi sulla determinazione del pH di una miscela di acido forte e base debole

Primo caso

L’acido forte è in eccesso. In tal caso si calcolano le moli di acido in eccesso e supposti i volumi delle due soluzioni additivi, si calcola il volume totale e la concentrazione dell’acido da cui il pH

Determinare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 100.0 mL di CH3NH2 0.200 M ( Kb = 4.40· 10-4) con 300.0 mL di HCl 0.100 M

Si calcolano le moli dalla formula moli = Molarità · Volume dove il volume è espresso in Litri

moli di CH3NH2 = 0.200 · 0.100 L = 0.0200

moli di HCl = 0.100 · 0.300 L = 0.0300

Pertanto le moli di acido in eccesso  sono pari a  0.0300 – 0.0200 = 0.0100

Volume totale = 300 + 100 = 400 mL

[H+] = 0.0100 mol/ 0.400 L = 0.0250 M

pH = – log 0.0250 = 1.60

Secondo caso

La base debole è in eccesso. In tal caso le moli di acido sono pari a quelle dell’acido coniugato formate e le moli di base ancora presenti sono calcolate per differenza. Questa è una soluzione tampone in cui è presente una base debole e il suo acido coniugato e, per conoscere il pH, si utilizza l’equazione di Henderson-Hasselbalch

Determinare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 100.0 mL di CH3NH2 0.200 M ( Kb = 4.40· 10-4) con 20.0 mL di HCl 0.100 M

moli di CH3NH2 = 0.200 · 0.100 L = 0.0200

moli di HCl = 0.100 · 0.0200 L = 0.00200

Le moli di CH3NH3+, acido coniugato di CH3NH2 ottenute dalla reazione tra l’acido e la base, sono pari a 0.00200

Le moli di CH3NH2 in eccesso sono pari a 0.0200 – 0.00200 = 0.0180

Volume totale = 100 + 20 = 120 mL

[CH3NH3+] = 0.00200/0.120 = 0.0167 M

[CH3NH2] = 0.0180/ 0.120 L = 0.150 M

Per applicare l’equazione di Henderson-Hasselbalch si calcola il pKb

pKb = – log 4.40· 10-4 = 3.36

pOH = 3.36 + log 0.0167/0.150 =2.41

da cui pH = 14 – pOH = 14 – 2.41=11.6

Terzo caso

  Costante di idrolisi

Il numero di moli di acido forte è uguale a quello della base debole. In questo caso si forma lo stesso numero di moli di acido coniugato che idrolizza. Pertanto questo è un caso di idrolisi

Determinare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 100.0 mL di CH3NH2 0.200 M ( Kb = 4.40· 10-4) con 200.0 mL di HCl 0.100 M

moli di CH3NH2 = 0.200 · 0.100 L = 0.0200

moli di HCl = 0.100 · 0.200 L = 0.0200

Ciò implica che si formano 0.0200 moli di CH3NH3+

Il volume totale è pari a 100 + 200 = 300 mL

[CH3NH3+] = 0.0200/0.300 =0.0667 M

Lo ione CH3NH3+ idrolizza secondo l’equilibrio:

CH3NH3+ + H2O ⇄ CH3NH2 + H3O+

Il valore della costante relativa a questo equilibrio detta Ka è pari a:
Ka = Kw/Kb  dove Kw è il prodotto ionico dell’acqua che vale 1.00 · 10-14

Da cui Ka =1.00 · 10-14 / 4.40· 10-4= 2.27 · 10-11

L’espressione della costante relativa a questo equilibrio è:

2.27 · 10-11 = [CH3NH2][ H3O+]/[CH3NH3+]

All’equilibrio:

[CH3NH3+] = 0.00667 -x

[CH3NH2]=[ H3O+] = x

Sostituendo nell’espressione della costante di equilibrio si ha:

2.27 · 10-11 = (x)(x)/ 0.00667-x

Trascurando la x sottrattiva al denominatore si ha:

x = 2.27 · 10-11)(0.00667) = 3.89 · 10-7 

da cui pH = – log 3.89 · 10-7  = 5.60

Tags: acidi fortibasi debolicoefficienti stechiometricicostante di equilibrioequazione di Henderson-Hasselbalchidrolisila molescala di pHsoluzioni tamponeteoria di Bronsted e Lowry

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Il Progetto Chimicamo

Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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