Antonio ha scritto:
Buonasera, professoressa! C'è un esercizio che mi sta creando problemi.
Un tampone viene preparato sciogliendo 47,13 g di NaC6H4NO2 (NaNic), in 1,25 L di una soluzione 0,295 M di HC6H4NO2 (HNic). Calcolare il pH del tampone dopo l'aggiunta di 95 mL di HCl 5,00 M. (Assumere che i volumi siano additivi.)
Ho provato a risolverlo calcolando il numero di moli di HNic e NaNic all'inizio e poi sottraendo al numero di moli di NaNic il numero di moli di HCl e aggiungendo quest'ultimo al numero di moli di HNic, ma così il numero di moli di NaNic mi viene negativo... Potrebbe aiutarmi? Grazie!
La risposta è questa:
Se non ci sono errori nel testo del problema, cioè se alla soluzione tampone sono stati aggiunti proprio 95 mL di HCl 5,00 M, la quantità in moli di HCl è effettivamente superiore alla quantità in moli di sale NaNic. Poiché è proprio la base coniugata dell’acido HNic, cioè lo ione Nic- proveniente dalla dissociazione del sale NaNic, che è in grado di neutralizzare con la seguente reazione
Nic-(aq) + H+(aq) → HNic(aq)
gli ioni H+ presenti nella soluzione di HCl aggiunta al tampone, ne consegue che il tampone non è più in grado di agire e che in soluzione rimane un eccesso di ioni H+. È proprio da questo eccesso che dipende il valore del pH finale; infatti, anche se in soluzione è presente una discreta quantità di acido HNic, esso è praticamente non ionizzato dato che gli ioni H+ in eccesso fanno regredire l’equilibrio di ionizzazione dell’acido debole.
I calcoli in dettaglio sono questi:
n NaNic = m/mmolare = 47,13 g / 145,09 g/mol = 0,3248 mol = n Nic-
n HCl = n H+ = M·V = 5,00 mol/L · 9,5·10-2 L = 0,475 mol
n H+ che reagiscono = n Nic- = 0,3248 mol
n H+ in eccesso = n HCl - n H+ che reagiscono = (0,475 – 0,3248) mol = 0,150 mol
Vtot = (1,25 + 9,5·10-2) L = 1,345 L
[H+] = n/V = 0,150 mol / 1,345 L = 0,112 mol/L
pH = -log [H+] = -log 0,112 = 0,95
In conclusione, il pH della soluzione dopo l'aggiunta di 95 mL di HCl 5,00 M è pari a 0,95.
