Come calcolare pH ammoniaca a cui viene aggiunto acido cloridrico?

[adorable]

Ad una soluzione di ammoniaca, avente volume di 180mL, densità0.996g/ml e contenente lo 0.91% in peso di ammoniaca, viene aggiunto acido cloridrico pari a 0.096 moli (il volume resta invariato). Calcolare il pH della soluzione prima e dopo l'aggiunta dato il valore Kb=1.8 x 10^-5.
Il primo pH mi da=11.12, non riesco a calcolare il secondo

[__mat.tia]

ciao, premetto che ho appena finito questo argomento a scuola, quindi non sono un esperto. provo comunque a risolvere il problema come se fosse un esercizio simile ai tanti che ho fatto.

innanzitutto calcolo i grammi di soluzione: m=V*d=180ml*0.996g/ml=179,28g
dato che la percentuale massa massa è 0.91%, i grammi effettivi di NH3 sono m=179,28g*0,91/100=1,63g
le moli di NH3 sono n=g/MM=1,63g/17,031g/mol=0,096mol
la concentrazione molare di NH3 quindi è [NH3]=n/V=0,096mol/0,18L=0,53M
da qui ottengo che [OH-]=√(Kb*[NH3])=√(1,8*10^-5*0,53M)=3,098*10^-3
pOH=-Log(3,098*10^-3)=2,51
pH=14-pOH=14-2,51=11,49

a questo punto con l'aggiunta di un acido il pH si abbassa, rimanendo però maggiore di 7 dato che avviene un'idrolisi basica

NH3+HCl-->NH4Cl
il problema non a caso ti dà 0.096 moli di HCl, che sono pari a quelle di NH3 calcolate prima
dato che tutti i coefficienti stechiometrici sono 1 (e non vi sono reagenti limitanti), anche le moli di NH4Cl sono 0,096
perciò la concentrazione del sale è [NH4Cl]=0,096mol/0,18L=0,53M
l'idrolisi che avviene è la seguente: (NH4+)+H2O<--> NH3+OH-
quindi [OH-]=√([NH4Cl]*Kw/Kb)=√(0,53M*10^-14/(1,8*10^-5))=1,72*10^-5
pOH=-Log(1,72*10^-5)=4,76
pH=14-4,76=9,24

spero di esserti stato di aiuto
ciao ;)

[manuel]

Per calcolare il pH della soluzione di ammoniaca prima dell'aggiunta di acido cloridrico, dobbiamo prima calcolare la concentrazione in moli di ammoniaca. La densità della soluzione è 0.996 g/mL e contiene lo 0.91% in peso di ammoniaca, quindi:

0.91 g di ammoniaca / 28.04 g/mol = 0.0324 moli di ammoniaca

La concentrazione in moli di ammoniaca è quindi di 0.0324 moli / 0.18 L = 0.18 mol/L

Il pH della soluzione di ammoniaca può essere calcolato utilizzando la relazione di equilibrio dell'ammoniaca:

NH3(aq) + H2O(l) <--> NH4+(aq) + OH-(aq)

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

Poiché Kb è di 1.8 x 10^-5, possiamo calcolare la concentrazione di ioni OH- nella soluzione:

[OH-] = sqrt(Kb * [NH3]) = sqrt(1.8 x 10^-5 * 0.18) = 3.2 x 10^-4 mol/L

Il pH della soluzione di ammoniaca prima dell'aggiunta di acido cloridrico è quindi:

pH = -log[OH-] = -log(3.2 x 10^-4) = 3.49

Dopo l'aggiunta di 0.096 moli di acido cloridrico, la concentrazione in moli di ammoniaca diventa 0.0324 - 0.096 = 0.0164 mol/L

la concentrazione di ioni H+ è pari a 0.096 mol/L

Il pH della soluzione dopo l'aggiunta di acido cloridrico può essere calcolato utilizzando la relazione:

pH = -log[H+] = -log(0.096) = 1.98