trova il pH di 1 soluzione ottenuta sciogliendo 60g di acido acetico in 1 litro di H2O 

Per trovare il **pH** di una soluzione ottenuta sciogliendo **60 g di acido acetico (CH₃COOH)** in **1 litro d'acqua**, dobbiamo seguire questi passi:

### Passo 1: Determinare la concentrazione molare di acido acetico
1. **Massa molare dell'acido acetico (CH₃COOH):**
   - Carbonio (C): \( 12.01 \, \text{g/mol} \times 2 \)
   - Idrogeno (H): \( 1.008 \, \text{g/mol} \times 4 \)
   - Ossigeno (O): \( 16.00 \, \text{g/mol} \times 2 \)

   Quindi la massa molare totale è:
   \[
   \text{Massa molare} = (12.01 \times 2) + (1.008 \times 4) + (16.00 \times 2) = 60.052 \, \text{g/mol}
   \]

2. **Numero di moli di acido acetico:**
   Dato che abbiamo sciolto **60 g** di acido acetico, possiamo calcolare il numero di moli usando la formula:
   \[
   \text{Moli} = \frac{\text{Massa}}{\text{Massa molare}} = \frac{60 \, \text{g}}{60.052 \, \text{g/mol}} \approx 1.00 \, \text{mol}
   \]

3. **Concentrazione molare della soluzione:**
   La concentrazione molare della soluzione sarà:
   \[
   [\text{CH₃COOH}] = \frac{1.00 \, \text{mol}}{1 \, \text{L}} = 1.00 \, \text{mol/L}
   \]

### Passo 2: Calcolare il pH
L'acido acetico è un **acido debole**, quindi si dissocia parzialmente in soluzione secondo la reazione:
\[
\text{CH₃COOH} \rightleftharpoons \text{CH₃COO}^- + \text{H}^+
\]

La **costante di dissociazione acida (Kₐ)** dell'acido acetico è circa \( 1.8 \times 10^{-5} \).

Possiamo calcolare la concentrazione di \( \text{H}^+ \) (ioni idrogeno) usando la formula dell'equilibrio chimico per un acido debole:
\[
Kₐ = \frac{[\text{CH₃COO}^-][\text{H}^+]}{[\text{CH₃COOH}]}
\]

Assumendo una dissociazione iniziale \( x \), avremo:
\[
Kₐ = \frac{x^2}{1.00 - x}
\]

Poiché \( Kₐ \) è molto piccolo, possiamo approssimare che \( 1.00 - x \approx 1.00 \), semplificando a:
\[
Kₐ \approx \frac{x^2}{1.00}
\]
\[
1.8 \times 10^{-5} = x^2
\]
\[
x = \sqrt{1.8 \times 10^{-5}} \approx 4.24 \times 10^{-3} \, \text{mol/L}
\]

Questa è la concentrazione di \( \text{H}^+ \).

### Passo 3: Determinare il pH
Il **pH** è dato dalla formula:
\[
\text{pH} = -\log[\text{H}^+] = -\log(4.24 \times 10^{-3}) \approx 2.37
\]

### Risultato
Il **pH** della soluzione è **circa 2.37**.

Hai bisogno di dettagli o hai domande su questo calcolo?

---

Ecco 5 domande correlate:
1. Come varia il pH se la concentrazione dell'acido aumenta?
2. Qual è la differenza tra un acido forte e un acido debole in termini di pH?
3. Come calcolare il pH se la concentrazione di una base debole è data?
4. Come si può determinare la costante di dissociazione \( K_a \) sperimentalmente?
5. Qual è il significato del pH e come si collega alla concentrazione di ioni \( H^+ \)?

**Tip**: Ricorda che il pH dipende dalla forza dell'acido, che è determinata dalla sua costante di dissociazione \( K_a \).

trova il pH di 1 soluzione ottenuta sciogliendo 60g di acido acetico in 1 litro di H2O

Scopri come calcolare il pH di una soluzione contenente 60g di acido acetico sciolto in 1 litro d'acqua. Questa guida include il calcolo della concentrazione molare, l'uso della costante di dissociazione acida, e il calcolo del pH con una soluzione di acido debole. Adatto a studenti di chimica avanzata.

Math Problem Statement

Solution

Ask a new question for Free

By Image

Math Problem Analysis

Mathematical Concepts

Formulas

Theorems

Suitable Grade Level

Related Recommendation