Moli di protoni in una soluzione

Buongiorno, ho fatto un esercizio di base sulle soluzioni che però vorrei che qualcuno controllasse perchè non ho le idee chiare. 100 ml di NaOH 1 mol/L in soluzione acquosa contiene 4 g di NaOH. Dopo aver mescolato 100 ml di H2SO4 1 mol/L con la prima soluzione, quanto vale la concentrazione di protoni? Molto intuitivamente ho pensato che, supponendo che entrambi gli idrogeni dell' H2SO4 si dissocino, credo che la reazione sia: 2NaOH + H2SO4 --> Na2(SO4) + 2H^+ + 2OH^- Il rapporto tra H2SO4 e H+ è di 1:2, quindi direi che da una mole del primo si formino 0,50 mol del secondo (Risultato corretto), Però se guardo NaOH, 2 moli di esso portano ad avere 2 moli di H, quindi il rapporto è 1:1 e viene che quindi i protoni siano 1 mol. Qualcuno può chiarirmi le idee?

L'acqua dissociata in ioni fa male agli occhi.

La reazione tra una base forte (NaOH) e un acido forte (H2SO4) è una reazione completa che porta alla formazione di un prodotto poco dissociato, l'H2O.

L'inizio della risoluzione è il seguente:

Il sale Na2SO4 formato da base forte+acido forte non aggiunge né H+ né OH- a quelli dovuti all'autoprotolisi dell'acqua.

L'H2SO4 che rimane è forte per la prima dissociazione, ma debole per la seconda (Ka2 = 1,0·10^-2), perciò gli H+ totali sono:

[H+](totali) = [H+](1ª) + [H+](2ª)

Prova ora a proseguire tu.

Ciao,

sto iniziando a lavorare alla soluzione... penso che concentrazione di protoni faccia riferimento alla concentrazione idrogenionica, quindi al calcolo del PH.

LuiCap ha scritto:

L'acqua dissociata in ioni fa male agli occhi.

Era solo per evidenziare.

Detto questo, non ho capito come dovrei andare avanti. Ora che so le concentrazioni finali cosa posso fare?

Io mi sarei fermato alla tabella che hai scritto all'inizio e scritto "0,50 mol" e basta.

Inoltre, come mai per H2SO4 hai scritto 100/2?

Fermio ha scritto:

Ciao,

sto iniziando a lavorare alla soluzione... penso che concentrazione di protoni faccia riferimento alla concentrazione idrogenionica, quindi al calcolo del PH.

Si, però il risultato deve essere in moli di ioni H+.

Io mi sarei fermato alla tabella che hai scritto all'inizio e scritto "0,50 mol" e basta.

L'esercizio non ti chiede quanto vale la concentrazione dell'H2SO4 che rimane dopo reazione, ma quanto vale la concentrazione totale degli H+ che si formano dalle sue due dissociazioni acide.

Inoltre, come mai per H2SO4 hai scritto 100/2?

Io ho scritto 0,100/2 perché le moli di H2SO4 che reagiscono sono la metà di quelle di NaOH essendo quest'ultimo il reagente limitante:

1 mol H2SO4 : 2 mol NaOH = x : 0,100 mol NaOH

x = n H2SO4 = 1 mol H2SO4 · 0,100 mol NaOH / 2 mol NaOH = 0,050 mol

Come mai Ka2 = 1 * 10^-2 ?

Il resto credo di averlo capito, grazie.

Comunque, perchè si trova il pH? L'esercizio mi chiede di scrivere quante x mol/L di protoni vi sono dopo aver mescolato, che dovrebbero essere 0,50 mol/L.

Le costanti di dissociazioni degli acidi e delle basi deboli sono delle costanti a temperatura costante che si trovano in letteratura, cioè sono dei valori noti; magari su altri testi trovi dei valori leggermente diversi, ma l'ordine di grandezza è sempre di 10^-2.

Il calcolo del pH l'ho aggiunto io così per curiosità.

Non credo tu abbia capito perché insisti a dire che le moli/L di protoni sono uguali alle mol/L di H2SO4.

LuiCap ha scritto:

Le costanti di dissociazioni degli acidi e delle basi deboli sono delle costanti a temperatura costante che si trovano in letteratura, cioè sono dei valori noti; magari su altri testi trovi dei valori leggermente diversi, ma l'ordine di grandezza è sempre di 10^-2.

Capisco, grazie. Insisto sul risultato non per convinzione, ma perchè il tuo risultato cioè 0,259 mol/L è diverso dal risultato del libro che è 0,50 mol/L. Ora, con tutto il rispetto, può darsi che il quesito sia formulato male ma non penso che chieda quello che mi hai mostrato tu, solo questo.

Ritengo che il risultato fornito dal libro sia sbagliato.

O, come dici tu, il quesito sia formulato molto male.

Forse intende questo, ma neppure così il risultato che si ottiene corrisponde a quello del libro.

LuiCap ha scritto:

Forse intende questo, ma neppure così il risultato che si ottiene corrisponde a quello del libro.

Penso che potrei mettermi a piangere adesso... ho passato credo tre ore su questo esercizio, facendolo a "modo mio", passando per l'equazione di Henderson-Hallsebach e per la risoluzione del sistema completo di 5eq e 5incognite scrivibili per una soluzione di acidi e basi, ottenendo sempre QUESTO RISULTATO, ma diverso da quello precedentemente postato!! 

Almeno ho un riscontro che qualcosa la so fare...   Solo che allora non capisco come mai i due risultati siano così differenti, nonostante li reputi entrambi corretti 

Dov'è il barbatrucco? ahahah

Il primo procedimento è sbagliato perché non ho considerato che si mettono a reagire lo stesso numero di moli di NaOH e di H2SO4.

LuiCap ha scritto:

Il primo procedimento è sbagliato perché non ho considerato che si mettono a reagire lo stesso numero di moli di NaOH e di H2SO4.

Ho avuto conferma che il procedimento non va perché ho avuto lo scrupolo di tentarlo su esercizi simili che ho nel mio testo con acido solforico e NaOH... però non ho capito dov'è che "non hai considerato che si mettono a reagire lo stesso numero di moli delle due specie"! Ritornando sul primissimo foglio, avevamo constatato che i due elettroliti avevano entrambi la stessa concentrazione, però (io dico) che, ad occhi chiusi, giustamente la reazione si svolge come 2NaOH+H2SO4 --> Na2SO4, se vado a pensare che lo ione (SO4--) ha bisogno di due cariche positive per raggiungere la neutralità. Il conseguente schema di reazione dunque lo trovo sensato. La differenza l'ha fatta però quando si è considerato non Na2SO4 bensì NaHSO4. Allora secondo me la chiave di svolta è stata qui, perché ammettere la reazione di prima significa affermare che di fatto anche anche HSO4- si dissocia totalmente, per poter consumare tutti gli Na+ disponibili... invece visto che si hanno specie HSO4- insieme a SO2--, inevitabilmente alcuni Na+ restano vacanti nella soluzione. Dietro quindi io personalmente ci leggo questo... scusatemi per l'insistenza e se mi sto perdendo ancora qualche rotella, ma c'ho sbattuto la testa un pomeriggio e non vorrei portarmi postumi dubbiosi dopo stanotte ahahah 

Alla reazione di neutralizzazione sopravvivono 0,05mol di acido, quindi:

H+ = 0,05*2/0,2 = 0,5mol/L

FINE.

Igor ha scritto:

Alla reazione di neutralizzazione sopravvivono 0,05mol di acido, quindi:

H+ = 0,05*2/0,2 = 0,5mol/L

FINE.

Beh, se si considera che l'H2SO4 sia un acido forte per entrambe le dissociazioni è sicuramente così.

Peccato che sia un acido forte solo per la prima dissociazione, sta scritto su tutti i testi di chimica generale!!!

LuiCap ha scritto:

Beh, se si considera che l'H2SO4 sia un acido forte per entrambe le dissociazioni è sicuramente così.

Peccato che sia un acido forte solo per la prima dissociazione, sta scritto su tutti i testi di chimica generale!!!

Silvestroni confirmed. Vogliamo contraddire il signor Silvestroni? 

Lo ione solfato non idrolizza.

Igor, se è giusta questa:

H2SO4 + 2 NaOH --> Na2SO4 + 2 H2O

0,100......0,100.........0..............0

-0,050....-0,100........+0,050.....+0,100

0,050......0................0,050.......0,100

a fine reazione resta H2SO4, Na2SO4 e H2O.

L'Na+ e l'SO4(2-) non idrolizza, ma l'H2SO4 dissocia prima in H+ + HSO4- e poi in H+ e SO4(2-).

(vedi il primo procedimento che ho scritto)

Se invece è giusta questa:

H2SO4 + NaOH --> NaHSO4 + H2O

0,100..........0,100.......0..............0

-0,100.......-0,100........+0,100.....+0,100

0................0..............0,100........0,100

a fine reazione resta NaHSO4 e H2O.

L'Na+ non idrolizza, ma l'HSO4(-) dissocia in H+ e SO4(2-)

(vedi il secondo procedimento che ho scritto)

Scusate se

mi intrometto con le mie conoscenze ridotte, ma:

- H2SO4 può dissociarsi dando origine a due moli di H(+)

- una mole di OH(-) di NaOH reagisce solo con una mole di H(+)

- la concentrazione iniziale di H2SO4 è 0.10 mol/L quindi si avranno 0,2 mol di H(+) nella soluzione, di cui metà reagisce con NaOH.

- la quantità rimanente di H(+), cioè 0.10 mol nella soluzione, che ora è di 200 mL, facendo la divisione viene  

0.10 mol/0.200 L = 0.50 mol/L

Cos'ha che non va?

Che è vero solo nella stretta ipotesi in cui H2SO4 viene pensato acido forte sia in prima che in seconda dissociazione. Se il risultato è conforme a quello del testo, evidentemente rientra nelle ipotesi dell'esercizio (che comunque non sono comunicate in questo post). In realtà H2SO4, dopo aver perso una mole di protoni H+, ha una costante di dissociazione che regola l'equilibrio HSO4- + H2O <==> SO4- + H3O+ pari a 1.02e-2, significa che in soluzione parte della specie è presente come HSO4- e parte come SO4--, dunque non hai in soluzione un'altra mole esatta di H+, ma di meno... e il procedimento è quello illustrato nelle risposte precedenti.

La differenza la fa con che occhi guardi H2SO4 nella reazione.

Ho capito.

Io ho riportato il testo come è scritto, altre informazioni non ne dà.

TheBarbarios ha scritto:

Ho capito.

Io ho riportato il testo come è scritto, altre informazioni non ne dà.

A tal proposito ti cito per riportare un passaggio del mio libro di testo che entra in supporto dell'ipotesi fatta dall'esercizio nel considerare [H3O+]=2Ca (circa).

Dopo esserci ricavato l'equazione risolutiva e aver apportato le possibili approssimazioni in base ai valori di Ka2 e Ca, si deriva [H3O+](Ka2-Ca)=2CaKa2 e potendo trascurare Ca rispetto a Ka2 nella parentesi rotonda (con Ka2>=100Ca, che però non rientrerebbe nel nostro caso) si ha proprio [H3O+]=2Ca. 

Prosegue dicendo: questa situazione è l'evento più probabile in quanto se la prima dissociazione è totale, anche la seconda è molto spostata verso i prodotti della reazione, vedi il caso dell'H2SO4 che ha una Ka2 circa 1.2e-2, esperienze diverse hanno dato valori diversi di costante e questo perché in effetti un K dell'ordine e-2 e già un valore abbastanza grande.

Fermio ha scritto:

A tal proposito ti cito per riportare un passaggio del mio libro di testo che entra in supporto dell'ipotesi fatta dall'esercizio nel considerare [H3O+]=2Ca (circa).

Dopo esserci ricavato l'equazione risolutiva e aver apportato le possibili approssimazioni in base ai valori di Ka2 e Ca, si deriva [H3O+](Ka2-Ca)=2CaKa2 e potendo trascurare Ca rispetto a Ka2 nella parentesi rotonda (con Ka2>=100Ca, che però non rientrerebbe nel nostro caso) si ha proprio [H3O+]=2Ca. 

Prosegue dicendo: questa situazione è l'evento più probabile in quanto se la prima dissociazione è totale, anche la seconda è molto spostata verso i prodotti della reazione, vedi il caso dell'H2SO4 che ha una Ka2 circa 1.2e-2, esperienze diverse hanno dato valori diversi di costante e questo perché in effetti un K dell'ordine e-2 e già un valore abbastanza grande.

Scusa ma non ho capito...

Ca cosa vuol dire? e-2 vuol dire "elevato alla meno 2"?

In definitiva, cosa significa quello che hai scritto?

TheBarbarios ha scritto:

Scusa ma non ho capito...

Ca cosa vuol dire? e-2 vuol dire "elevato alla meno 2"?

In definitiva, cosa significa quello che hai scritto?

In notazione scientifica e-2 => *10^-2.

In sostanza che in prima battuta, nel caso di H2SO4 è lecito poterlo affrontare pensandolo dissociato completamente in SO4-- e 2H+. Sta poi all'esecutore scegliere se eseguire l'approssimazione o meno.

Ho capito, grazie.