pH = - log [H+] pOH = -log [OH-].
Devi ricordare, però, che per ogni mole di idrossido di bario disciolta si liberano due moli di ioni OH- e che per ogni mole di acido solforico disciolto (se, in prima approssimazione, lo si considera elettrolita forte per entrambe le dissociazioni) si liberano due moli di ioni H+. Le formule dei due composti e le relative reazioni di dissociazione, infatti, sonoBa(OH)2(aq) → Ba2+(aq) + 2OH-(aq) H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO42-(aq)
Per determinare il pH della soluzione finale devi invece tenere presente che acido e base reagiscono secondo l’equazioneBa(OH)2(aq) + H2SO4(aq) → BaSO4(s) + 2 H2O(l)
o, più semplicemente, secondo l’equazione ionica nettaH+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)
Se i due reagenti sono miscelati rispettando il rapporto stechiometrico (1 : 1), gli ioni H+ e OH- sono in ugual numero, si combinano per formare acqua neutralizzandosi a vicenda e a fine reazione il pH risulta neutro. Per rispondere è quindi necessario determinare la quantità in moli dell’acido e della base a partire dalla definizione di concentrazione molare di una soluzione, cioè M (mol/L) = n (mol) / V (L). I calcoli in dettaglio sono questi:[Ba(OH)2] = 0,1 M [OH-] = 0,2 M pOH = -log 0,2 = 0,7
[H2SO4] = 0,2 M [H+] = 0,4 M pH = -log 0,4 = 0,4
n H+ = 50·10-3 L · 0,4 mol/L = 2·10-2 mol
n OH- = 100·10-3 L · 0,2 mol/L = 2·10-2 mol
In conclusione, il pOH della soluzione di idrossido di bario è 0,7, il pH della soluzione di acido solforico è 0,4 mentre il pH della soluzione finale, essendo uguale la quantità in moli di ioni H+ e OH-, è neutro, cioè 7. Ecco fatto!
Endri Kaloti
26 novembre 2022 alle 21:07
Buonasera, ho dei problemi con la risoluzione di questo esercizio :A 3.561e+00 dm3 di una soluzione di CH3COONa a pH 8.71 sono aggiunti 1.894e+01 cm3 di HBr al 8.5 % con densita' di 1.488 Kg dm-3. Calcolare il pH della soluzione risultante.