Esercizi stechiometria (solubilità, tampone, pH)
Esercizietto da Santo Stefano:
Prevedere se il carbonato di bario è più solubile in acqua o in una soluzione acquosa di cloruro di bario (giustificare la risposta) e scrivere la relazione tra solubilità molare e prodotto di solubilità.
BaCO3 (solido) *equilibrio* Ba (2+) + CO3 (2-)
[Ba(2+)] = s, [CO3(2-)] = s --> Kps = s^2.

La solubilità di BaCO3 è di 8.1 * 10 ^ -9, quindi s = 9 * 10 ^ -5.
BaCO3 è un sale poco solubile, ok... però come faccio a prevedere se sia più o meno solubile in cloruro di bario?
Mi verrebbe da dire in cloruro di bario (ione Ba (2+) in comune), ad essere sincero, ma non trovo una motivazione valida a sostenere la tesi in modo esauriente. :-(
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Evidentemente c'è qualcosa che ti sfugge, in generale, sull'argomento "equilibrio chimico". :-(
Prova a rileggere tutta la discussione, in particolare la risposta 6.
Tutti gli equilibri chimici, compreso l'equilibrio di solubilità, rispondono al principio di Le Châtelier.
Poiché la Ks (ovvero il prodotto ionico) deve rimanere costante, se in soluzione aumenta la concentrazione di uno dei prodotti aumenta (come nel caso della presenza di uno ione in comune), la concentrazione dell'altro prodotto deve diminuire; questo significa che per raggiungere il nuovo stato di equilibrio si deve formare una ulteriore quantità di composto poco solubile solido, il che significa che la sua solubilità, in presenza di uno ione in comune, è sempre minore di quella in acqua, o, detto ancora con altre parole, l'equilibrio retrocede.
Puoi dimostrarlo con i calcoli "inventandoti" una concentrazione di una soluzione di BaCl2 in cui si immerge il solido BaCO3 e applicare quanto ti ho scritto nell'allegato della risposta 6; puoi anche verificare come varia la solubilità in una soluzione di BaCl2 più concentrata della precedente.
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
il che, la vita lo insegna, è diverso dall’avere “imparato una cosa”.
(Primo Levi)


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Luigi
(2018-12-26, 18:53)LuiCap Ha scritto: Evidentemente c'è qualcosa che ti sfugge, in generale, sull'argomento "equilibrio chimico". :-(
Prova a rileggere tutta la discussione, in particolare la risposta 6.
Tutti gli equilibri chimici, compreso l'equilibrio di solubilità, rispondono al principio di Le Châtelier.
Poiché la Ks (ovvero il prodotto ionico) deve rimanere costante, se in soluzione aumenta la concentrazione di uno dei prodotti aumenta (come nel caso della presenza di uno ione in comune), la concentrazione dell'altro prodotto deve diminuire; questo significa che per raggiungere il nuovo stato di equilibrio si deve formare una ulteriore quantità di composto poco solubile solido, il che significa che la sua solubilità, in presenza di uno ione in comune, è sempre minore di quella in acqua, o, detto ancora con altre parole, l'equilibrio retrocede.
Puoi dimostrarlo con i calcoli "inventandoti" una concentrazione di una soluzione di BaCl2 in cui si immerge il solido BaCO3 e applicare quanto ti ho scritto nell'allegato della risposta 6; puoi anche verificare come varia la solubilità in una soluzione di BaCl2 più concentrata della precedente.

Caspita, è vero...
Quindi avrei nella seconda situazione,

Kps = ([Ba(2+)in] + [Ba(2+)chederivadaBaCl2] - x) * ([CO3(2-) -x]
Kps = (s + [Ba2(+)chederivadaBaCl2] - x) * (s-x)
Per cui, effetto ione comune: avrei una solubilità maggiore se il sale si sciogliesse in acqua.  azz!
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Credo che con l'equazione che hai scritto tu ti stia complicando la vita. :-(

Immagina di essere in laboratorio, di pesare 1,00 g di BaCO3 solido e di portarlo a volume in un matraccio da 1000 mL con acqua. Nota la Ks di 8,1·10^-9, calcola la concentrazione finale degli ioni in soluzione e la massa di BaCO3 che rimane indisciolto come corpo di fondo.

   

Ora immagina di pesare sempre 1,00 g di BaCO3 solido e di portarlo a volume in un matraccio da 1000 mL con una soluzione 0,100 M di BaCl2. Nota la Ks di 8,1·10^-9, calcola la concentrazione finale degli ioni in soluzione e la massa di BaCO3 che rimane indisciolto come corpo di fondo.

      

Se hai voglia e tempo, sarebbe interessante dimostrare come varia la solubilità di un composto poco solubile in:
- una soluzione di elettrolita forte (ad esempio NaCl) che non contenga alcun ione in comune con il precipitato;
- una soluzione a pH acido.
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
il che, la vita lo insegna, è diverso dall’avere “imparato una cosa”.
(Primo Levi)


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Luigi
(2018-12-27, 12:07)LuiCap Ha scritto: Credo che con l'equazione che hai scritto tu ti stia complicando la vita. :-(

Immagina di essere in laboratorio, di pesare 1,00 g di BaCO3 solido e di portarlo a volume in un matraccio da 1000 mL con acqua. Nota la Ks di 8,1·10^-9, calcola la concentrazione finale degli ioni in soluzione e la massa di BaCO3 che rimane indisciolto come corpo di fondo.



Ora immagina di pesare sempre 1,00 g di BaCO3 solido e di portarlo a volume in un matraccio da 1000 mL con una soluzione 0,100 M di BaCl2. Nota la Ks di 8,1·10^-9, calcola la concentrazione finale degli ioni in soluzione e la massa di BaCO3 che rimane indisciolto come corpo di fondo.



Se hai voglia e tempo, sarebbe interessante dimostrare come varia la solubilità di un composto poco solubile in:
- una soluzione di elettrolita forte (ad esempio NaCl) che non contenga alcun ione in comune con il precipitato;
- una soluzione a pH acido.

La voglia e tempo ci sono! Pomeriggio mi metto a lavoro, studiando tutto.  :-D :-D 
Poi posterò ciò che ne uscirà fuori.  *Si guarda intorno* 
Grazieeee ♥
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(2018-12-27, 12:07)LuiCap Ha scritto: Credo che con l'equazione che hai scritto tu ti stia complicando la vita. :-(

Immagina di essere in laboratorio, di pesare 1,00 g di BaCO3 solido e di portarlo a volume in un matraccio da 1000 mL con acqua. Nota la Ks di 8,1·10^-9, calcola la concentrazione finale degli ioni in soluzione e la massa di BaCO3 che rimane indisciolto come corpo di fondo.



Ora immagina di pesare sempre 1,00 g di BaCO3 solido e di portarlo a volume in un matraccio da 1000 mL con una soluzione 0,100 M di BaCl2. Nota la Ks di 8,1·10^-9, calcola la concentrazione finale degli ioni in soluzione e la massa di BaCO3 che rimane indisciolto come corpo di fondo.



Se hai voglia e tempo, sarebbe interessante dimostrare come varia la solubilità di un composto poco solubile in:
- una soluzione di elettrolita forte (ad esempio NaCl) che non contenga alcun ione in comune con il precipitato;
- una soluzione a pH acido.

Diciamo che mi sto arrampicando un po' sui vetri, non è qualcosa di cui sono certo certo.
Queste lacune devo assolutamente toglierle, sto studiando per questo.

Se io avessi:

BaCO3 (solido) *equilibrio) Ba (2+) + CO3 (2-).

Secondo me la solubilità di BaCO3 è maggiore in ambiente acido, rispetto ad acqua.

CO3 (2-) + H (+) *equilibrio* HCO3 (-)
H(+) + HCO3(-) *equilibrio* H2O + CO2 *equilibrio* H2CO3
L'aggiunta di H(+) sposta l'equilibrio a destra e comporta ulteriore dissociazione di BaCO3, quindi aumento di solubilità?
////
Secondo me in una soluzione di elettrolita forte che non contenga ione in comune con il precipitato rimane uguale la solubilità, come se si stesse sciogliendo in acqua.
Alla fine NaCl in acqua:
NaCl --> Na (+) + Cl (-), dove Na(+) e Cl(-) in acqua sono specie deboli che non reagiscono (pH = 7) e non penso influenzino la solubilità di BaCO3.  :-/

___

Oggi ho fatto due esercizietti di stechiometria:

1)
Sono d'accordo con tutto, fatta eccezione per il calcolo finale.
Secondo me il volume del recipiente è 20 L, non 2.
Per cui non mi trovo con l'ultimissima formula, in cui calcola la pressione.
https://i.imgur.com/wAzErzo.jpg

Applicando la formula PV = nRT all'inizio, per formula inversa trovo il volume delrecipiente - che la traccia non dà.
V = n R T / P = 4,718 mol tot in * 0.082 * (32.5 °C + 273,15) / 5,12 atm = 20.

2)

https://i.imgur.com/HVV4VhJg.jpg

Arrivo a metà e non mi trovo: dalla traccia capisco che ho 0.446 mol iniziali di C2H6 e 0.833 mol finali di H2O.
Attraverso un paio di calcoletti, ragionando che ci sia un limitante, etc. arrivo a ricostruire le moli iniziali, formate, consumate e finali.
Non mi trovo con quelle dell'esercizio:

https://i.imgur.com/1lNY9YK.jpg

___


E intanto si torna su generale, che ho deciso di riaprire da zero e studiare bene bene. Il libro è fondamenti di chimica generale, atkins e jones.
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Ho davanti agli occhi la seconda edizione italiana dell'Atkins, Jones di Chimica generale (1992) e non mi sembra che gli equilibri di solubilità siano affrontati in modo sufficiente per imparare a svolgere gli esercizi... magari in edizioni più recenti l'argomento è stato maggiormente sviluppato.
L'edizione che ho io non fa il minimo cenno all'influenza del pH sull'equilibrio di solubilità e neppure sull'effetto sale, di cui parlo in seguito.

In ogni caso la tua deduzione sull'influenza del pH è corretta: la solubilità del BaCO3 a pH acido aumenta per le ragioni che hai scritto.
Per ogni composto poco solubile formato da un anione con carattere basico, si può calcolare come varia la solubilità del composto al variare del pH; per il BaCO3 si ha:

   

L'effetto sale è invece dovuto all'aumento della forza ionica della soluzione dovuto ad elettroliti estranei non aventi alcun ione in comune con il composto poco solubile; la loro presenza aumenta sempre la solubilità del composto poco solubile; ti allego la dimostrazione per il composto poco solubile BaSO4, ma lo stesso ragionamento vale anche per qualsiasi altro composto poco solubile:

         

Scansioni tratte da:
Adelaide Crea, Luisa Falchet
Chimica analitica
Zanichelli, Bologna, 1993

Questo è il testo adottato da anni al terzo anno dell'ITI ad indirizzo Chimica e materiali nel quale ho insegnato.
Quale era invece il tuo libro di testo???

Negli esercizi sui gas io trovo diversi errori di calcolo che ti mostrerò appena riesco.
Ciao
Luisa

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(Primo Levi)


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Grazie mille, il tempo di una doccia e attacco con lo studio.

Le basi della chimica analitica teoria,
Zanichelli (Rubino, Venzaghi e Cozzi).

Diciamo che ho trovato testi generali fatti in modo più carino, di teoria sono molto debole in radiazioni elettromagnetiche, orbitali, teorie atomiche, per questo sto partendo da zero zero. 
Ma questo è tutt'altro discorso, andando off.
Senza fretta per gli esercizi, nel primo esercizio mi trovavo concorde al procedimento, tranne per il caso del volume con cui non mi trovavo.
Nel secondo non mi trovo fin dall'inizio, sigh.
Sempre la migliore!

(Si chiama ansia da esami di Gennaio questa, corsa allo studio matto e disperato.)
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Conosco il testo di chimica analitica che hai scritto; nella mia ex-scuola lo abbiamo adottato solo per un anno scolastico, ma l'anno successivo siamo tornati al Crea, Falchet, giudicando il Cozzi troppo scarno.
Se ne hai voglia e possibilità potresti cercare il Crea, Falchet in biblioteca, io lo giudico ottimo per imparare a svolgere gli esercizi:
https://www.amazon.it/Chimica-analitica-...1180&psc=1
Ciao
Luisa

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(Primo Levi)


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Nel primo esercizio sui gas io trovo degli errori di calcolo nella prima parte e dei passaggi inutili nella seconda parte perché, essendo la combustione una reazione completa, è ovvio che le moli totali non cambiano.

      

Il testo del secondo esercizio è, a mio avviso, ambiguo. Secondo me i due quesiti sono indipendenti l'uno dall'altro ed hanno in comune solo la reazione di combustione che avviene tra il C2H6 e l'O2; trovo anche che nella seconda parte ci siano degli "erroracci" fra i rapporti molari che portano a risultati opposti a quelli indicati.
Io l'ho risolto così:

   

Qual è la fonte di questi esercizi svolti???
Ciao
Luisa

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