acidi poliprotici
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Ciao a tutti!


Ho trovato un po' di difficoltà nel risolvere il seguente problema.


I valori di pK1 e pK2 dell'acido pirofosforico sono rispettivamente 0,85 e 1,49. Trascurando la terza e la quarta dissociazione di questo acido tetraprotico, quale sarebbe la concentrazione dell'anione bivalente in una soluzione 0,05M dell'acido?


[1,5 * 10^-2]


Allora... prima di tutto mi sono ricavata i valori delle due costanti di dissociazioni :


K1 = 10^-0,85 K2= 10^-1,49


H4P2O7 + H2O ---> H3O^+ + H3P2O7 ^-


[H3O] = [H3P2O7^-] = x


H3P2O7^- + H2O ---> H3O^+ + H2P2O7^ -2


K2 = [H2P2O7^-2] * [H3O^+] / [H3P2O7^-] poichè H3O = H3P2O7^-


[H2P2O7^-2]= K2 = 3 * 10^-2


però è il doppio del valore dato dal testo come soluzione!


Mi date una mano?


Vi ringrazio moltissimo,


Buona giornata Carola
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Carola,


basterebbe una rapida occhiata all'ultima equazionedove ha scritto che "H2P2O7^-2]= K2 = 3 * 10^-2" per comprendere che il suo ragionamento è completamente sbagliato. Infatti, se fosse vero, la concentrazione dell'anione pirofosfato sarebbe uguale alla K2 e questo indipendentemente dalla concentrazione dell'acido, cosa palesemente assurda.





Il problema va approcciato diversamente.


calcoliamo dapprima le due Ka, che risultano esere 0,141 e 0,0324.


E qui sorge un problema. La seconda Ka non è concorde con quanto riportato in letteratura, dove il valore indicato è di 0,011 (Experimentalinorganic chemistry, W.G.Palmer, 1970).





Indicheremo quindi con H2A l'acido pirofosforico.


Questo acido si dissocia dapprima in:


H2A <==> HA- + H+


all'equilibrio avremo perciò:


[H2A] = 0,05*(1-alfa) [HA] = [H+] = 0,05*alfa


sostituendo questi valori nell'equaziione della Ka,1 avremo:


0,141= (0,05*(alfa)^2)/(1-alfa)


si tratta di un'equazione di 2° grado che risolta dà per alfa il valore di 0,783.


Quiesto significa che in soluzione c'è il 78,3% dell'anione HA-, ovvero 0,039 M





Applicando ora lo stesso ragionamento per la dissociazione dell'anione HA-.


0,011 = (0,039*(alfa)^2)/(1-alfa) (dove 0,039 si ricava moltiplicando 0,05*0,783)


ottenendo per alfa il valore di 0,408.


Per ricavare il valore dell'anione A-- basta moltiplicare 0,039*0,408= 0,0159 M





saluti


Mario

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Ok, la ringrazio! Il problema è che il procedimento da me usato (che sinceramente nn ho capito bene, perchè anche a me sembra un po' improbabile che la concentrazione dello ione nella seconda dissociazione sia unguale alla K2) è l'unico che il mio libro di testo mi propone, tramite un esercizio svolto, per la risoluzione di questa tipologia di esercizi...


L'esercizio che il mio testo propone è il seguente:


- Calcolare a) il pH di una soluzione acquosa 5*10^-2 M di acido arsenico H3AsO4 ( Ka1= 5,5 *10^-3 ,Ka2= 1,74 *10^-7 , Ka3= 5,13 * 10^-12 ) e b) le concentrazioni di H3AsO4 , H2AsO4^- , HAsO4^ 2- , e AsO4^3- in soluzione all'equilibrio.


E lo risolve in questo modo :


" a)


H3AsO4 + H2O <----> H3O^+ + H2AsO4^-


Ka1 = [H3O^+] * [ H2AsO4^-] / [H3AsO4] = 5,5 * 10^-3


L'acido H3AsO4 è molto più forte degli anioni acidi H2AsO4^- e HAsO4^- per cuipossiamo assumere che sia il solo ad avere un effetto significativo sul pH della soluzione, e possiamo trattare la soluzione come quelle che contengono UN ACIDO MONOPROTICO DEBOLE.


H3O^+ = H2AsO^- = x H3AsO4 = Ca - x


[H3O^+] ^2 / ( 5*10^-2 - [H3O^+]) = 5,5 * 10^-3 [H3O^+] = 1,41 * 10^-2 pH= 1,85


b)


[H3AsO4] = Ca - H^+ = 3,6 *10^-2 M


[HAsO4^-] = Ka2 * [H2AsO4^-]/ [H3O^+] = 1,74 * 10^-7 * (1,4 *10^-2)/(1,4*10^-2) = 1,74 *10^-7 M ......"e poi conclude.


L'ultimo passaggio è quello che ho applicato nel risolvere l'esercizio da me proposto.... però faccio fatica a capirlo...perchè non devo considerare il contributo di ioni H^+ anche degli altri ioni dell'acido? Perchè per trovare la concentrazioni dello ionio , per esempio in questo caso, [HAsO4^-] devo utilizzare la concentrazione dello [H3O^+] della prima dissociazione ( ovvero 1,41*10^-2) ? Non devo ricarlcolarmelo?


La ringrazio infinitivamente,


buona domenica


Carola
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Affermare, come dice il suo libro, che H3AsO4 si comporta come un acido monoprotico debole mi pare una forzatura.

A conti fatti ben il 28% dell'acido è dissociato!

Nelle medesime condizioni di concentrazione l'acido acetico, questo davvero un acido debole, è dissociato solamente per l'1,8%.

Meglio avrebbe fatto, l'autore del libro, a parlare di acido di media forza. Già da questo si capisce la levatura del testo.

Comunque, visto che gli H+ sono il 28% della concentrazione dell'acido, è sufficiente moltiplicare 0,05*0,28, poi fare il logaritmo per avere il valore del pH, che risulta essere 1,85.

E' chiaro che le successive due dissociazioni contribuiscono ad aumentare la concentrazione degli H+, ma in modo molto marginale, tanto che non se ne tiene conto.





saluti

Mario

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Utente di Answers
Ok! Ho capito! La ringrazio moltissimo!!
Buona giornata
Carola
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