Calcolo costante di equilibrio - esercizio

Ciao ragazzi, volevo sapere come vi orientereste nel ragionamento per fare questo esercizio :

La solubilità di BaCO3 in acqua saturata con CO2 a 1 atm è 0.01 mol/litro. La concentrazione di H2CO3 è 0.04 M. L'equazione globale è:

BaCO3 (s) + H2CO3  = Ba (2+)  + 2HCO3-

Calcolare: a) la costante di equilibrio per questa reazione

B) il prodotto di solubilità di BaCO3

Grazie  e saluti

forse il dato sulla solubilità è sbagliato perche hai scritto 0,01 mol/l che non è la solubilità ma la molarità,mentre S ha come unità di misura mg/l 

  Ks= b^b*a^a*(S)^v        v=a+b

  

  BbAa -->bB+   +   aA-

Grazie per la risposta! Uhm, vabè ma mol/litro si possono convertire tranquillamente in mg/mol ! ll testo dice così..per la risoluzione?

Non ne sono sicuro ma io farei così...

Vsol=1L 

   BaCO3+ H2CO3   =   Ba2+    + 2HCO3-

i)   0,01     0,04

f)    _        0,03         0,01          0,01

Kc=[Ba2+]*[HCO3-]^2 / [H2CO3] = 1,334 *10^-4

per Ks puoi usare la formula di prima 

ripeto non ne sono sicuro

mattia ha scritto:

Non ne sono sicuro ma io farei così...

Vsol=1L 

   BaCO3+ H2CO3   =   Ba2+    + 2HCO3-

i)   0,01     0,04

f)    _        0,03         0,01          0,01

Kc=[Ba2+]*[HCO3-]^2 / [H2CO3] = 1,334 *10^-4

per Ks puoi usare la formula di prima 

ripeto non ne sono sicuro

Il calcolo fatto da te non dovrebbe venire 0.334* 10^-4 ?

Il risultato corretto da libro è : 1 10^-4...mentre il kps= 1 10^-8 ! Anche se non capisco neanche come impostarlo sinceramente...

Si tratta di un equilibrio multiplo in cui bisogna considerare sia l'equilibrio di solubilità del composto poco solubile BaCO3 che l'equilibrio acido-base dell'H2CO3.

LuiCap ha scritto:

Si tratta di un equilibrio multiplo in cui bisogna considerare sia l'equilibrio di solubilità del composto poco solubile BaCO3 che l'equilibrio acido-base dell'H2CO3.

Grazie luisa sei stata gentilissima e chiara

---

Però non capisco una cosa...nel testo c'è scritto che la concentrazione di H2CO3 è 0.04 M...Mentre nei calcoli che hai effettuato l'hai calcolata sulla base del valore di CO3-- ....come mai?

0,04 M è la concentrazione iniziale dell'H2CO3.

Per calcolare la Keq della reazione in oggetto occorre conoscere la sua concentrazione all'equilibrio a pH 8,3.

ok quindi in pratica è un dato inutile visto che con questo procedimento, troviamo direttamente il valore all'equilibrio, corretto? O poteva servirci se avessimo saputo la quantità reagita!

Ti dirò che la risoluzione di questo esercizio mi ha dato un po' da fare; ho trovato questa strada quando hai pubblicato i risultati forniti dal tuo libro e, tutto sommato, la risoluzione che ho proposto ha una sua logica.

In acqua l'equilibrio di solubilità del BaCO3 è:

BaCO3(s) <--> Ba(2+) + CO3(2-)

Se ad una soluzione satura di BaCO3 si aggiunge un acido forte (H+), si provoca una perturbazione dell'equilibrio in quanto il CO3(2-) viene sottratto per soddisfare i seguenti equilibri acido-base:

CO3(2-) + H+ <--> HCO3(-)

HCO3(-) + H+ <--> H2CO3

La reazione complessiva che avviene (somma delle tre) è:

BaCO3(s) + 2H+ <--> Ba(2+) + H2CO3

Questo significa che l'equilibrio di solubilità di sposta verso i prodotti provocando un aumento della solubilità del composto poco solubile.

La reazione complessiva può sicuramente essere considerata una reazione completa.

Se al posto dell'acido forte H+ viene addizionato un acido debole (H2CO3) che, non solo, ha proprietà acide ma che ha anche uno ione in comune con il composto poco solubile, gli equilibri da considerare sono:

BaCO3(s) <--> Ba(2+) + CO3(2-)

CO3(2-) + H2CO3 <--> 2HCO3(-)

HCO3(-) + H2CO3 <--> H2CO3 + HCO3(-)

Complessivamente:

BaCO3(s) + H2CO3 <--> Ba(2+) + 2HCO3(-)

L'equilibrio di solubilità del composto poco solubile viene nuovamente perturbato, ma in misura minore rispetto all'aggiunta di un acido forte: l'acidità fa aumentare la solubilità del BaCO3, la presenza dello ione in comune CO3(2-) la fa diminuire. Ecco perché la costante di equilibrio ricavata dai calcoli assume ancora un valore minore di 1 (circa 1,0·10^-4).