A $100 \mathrm{~mL}$ di una soluzione $0,25 \mathrm{M}$ di acido dicloroacetico $\left(\mathrm{p} K_{\mathrm{a}} \approx 1,30\right.$ ) vengono aggiunti 400 $\mathrm{mL}$ di acqua. Qual è il pH della soluzione ottenuta?
Da molto non scrivo ma adesso sono nel pallone chi mi aiuta
Grazie
116
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Livello 1
Ahi ahi
mettere un esercizio sul pH senza la risposta ????
le moli di acido all'inizio sono
0.1 * 0.25 = 0.025
e il volume totale é (0.1 + 0.4) L = 0.5 L
per cui la concentrazione iniziale é 0.025/0.5 mol/l = 0.05 mol/l
Ka = 10^(-1.3) ~ 0.05
HX <=> H+ + X- per un acido debole, regolata da Ka
all'equilibrio, posto [H+] = x e trascurando l'autoionizzazione dell'acqua,
hai 0.05 - x, || x, x
per cui
x^2/(0.05 - x) = 0.05
qui dobbiamo risolvere l'equazione esatta perché supporre
x << 0.05 porterebbe a x^2 = 0.05^2 => x = 0.05 contro l'ipotesi fatta
x^2 = 0.0025 - 0.05 x
x^2 + 0.05 x - 0.0025 = 0
x ~ 0.0309
pH = - log 0.0309 = 1.51
45534
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Livello 7
@eidosm scusi la x non capisco
Qual é il punto poco chiaro ? Se l'ho interpretato bene, questo esercizio presenta solo uno scoglio. Il fatto che la solita approssimazione non si può usare.
@eidosm non capisco cosa significa la x in questo esercizio
@eidosm nel libro non c era la risposta altrimenti l'avrei messa lì mette la prof e non c'è la dà
