Come calcolare il pH di una soluzione 0,6 M più 0,4 M di NH3?

Ciao ragazzi, avrei bisogno di aiuto per svolgere un esercizio di chimica generale.
La traccia è: 400mL di una soluzione 0,6 M di NH3 (kb=1,8 x 10^-5) sono aggiunti a 300 mL di una soluzione 0,4 M della stessa base. Calcola il pH.

Come dovrei procedere? Grazie per l'attenzione😊

Per risolvere questo problema dobbiamo determinare la concentrazione finale della soluzione di NH3 e poi calcolare il pH utilizzando la costante di dissociazione basica Kb.

Iniziamo calcolando il numero di moli di NH3 nella soluzione 0,6 M:

n(NH3) = M x V = 0,6 mol/L x 0,4 L = 0,24 mol

Successivamente, calcoliamo il numero di moli di NH3 che si aggiungeranno alla soluzione di 0,4 M:

n(NH3) = M x V = 0,6 mol/L x 0,4 L = 0,24 mol

La concentrazione finale di NH3 sarà quindi:

C(NH3) = (0,24 mol + 0,24 mol) / (0,4 L + 0,3 L) = 0,48 M

La reazione di dissociazione del NH3 in acqua è la seguente:

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

La costante di dissociazione basica Kb è data da:

Kb = [NH4+][OH-] / [NH3]

Poiché la concentrazione di NH4+ è molto bassa (in quanto il NH3 funziona come base debole e si dissocia solo parzialmente), possiamo assumere che la concentrazione di OH- sia uguale alla concentrazione di NH4+. Quindi:

Kb = [OH-]^2 / [NH3]

Risolvi per [OH-]:

[OH-]^2 = Kb x [NH3] = 1,8 x 10^-5 x 0,48 M = 8,64 x 10^-6

[OH-] = sqrt(8,64 x 10^-6) = 2,94 x 10^-3 M

Il pH è dato dal seguente calcolo:

pH = 14 - pOH = 14 - log[OH-] = 14 - log(2,94 x 10^-3) = 11,54

Quindi il pH della soluzione finale è di circa 11,54.