Esercizi stechiometria (solubilità, tampone, pH)

Myttex Forum ha chiuso definitivamente. Non è più possibile inviare messaggi, ma il contenuto è ancora consultabile in questo archivio.

Luigi

2018-11-30 23:41

Esercizio:

La solubilità di AgBr in acqua è 0.132 mg/L.

Calcolare il Kps.

Determinare inoltre quanto precipitato si forma e la concentrazione degli ioni  [Ag(+)] e [Br(-)] quando si mescolano 500 mL di una soluzione 0.001 M di AgNO3 con 500 mL di NaBr 0.001 M.

Risoluzione:

La prima parte è semplicina, forse anche la seconda però ho un dubbio.

Ho 0.132 mg di soluto in un litro di soluzione.

Trasformando in grammi, ho 1.32 * 10^ (-4) g di soluto in 1 L di soluzione.

Ciò equivale, dividendo i grammi per la massa molecolare, ad avere 7,03 * 10^(-7) mol/L di AgBr.

La concentrazione di AgBr corrisponde con quella di Ag(+) e Br(-), da cui posso calcolarmi la Kps che risulta essere circa 5 * 10^(-3).

Seconda parte, ho 5*10^(-4) mol di AgNO3 che reagiscono con 5*10^(-4) mol di NaBr per formare magicamente 5*10^(-4) mol di AgBr che precipita.

La concentrazione molare di AgBr risulta essere 5*10^(-4) M perché sommando i volumi dei reagenti avrei 1 litro di AgBr.

I grammi di precipitato si ottengono moltiplicando le moli di AgBr per la sua massa molecolare, risultando 0.094 g.

La concentrazione di Ag(+) e di Br(-) dovrebbe essere la medesima di AgBr.

Effettuando adesso il calcolo della Kps (stiamo parlando di una Qps adesso, o sbaglio?), otteniamo come valore 2.5 * 10^(-7).

Poiché Qps > Kps, si ha la formazione di precipitato. (0.094 g, calcolati prima giusto?)

Per calcolare le concentrazioni in eccesso e difetto di Ag+ e Br- come dovrei fare ora?

Grazie mille, buona serata.  :-D

LuiCap

2018-12-01 10:50

Nel valore numerico della Ks penso che tu abbia dimenticato una cifra nell'esponente del 10 nella tastiera :-P

Il ragionamento è hai fatto è corretto, però bisogna considerare che una minima parte (essendo la Ks << 1) dell'AgBr solido che si forma passa in soluzione secondo il suo equilibrio di solubilità.

ppt AgBr.jpg
ppt AgBr.jpg

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-01 13:35

LuiCap ha scritto:

Nel valore numerico della Ks penso che tu abbia dimenticato una cifra nell'esponente del 10 nella tastiera :-P

Il ragionamento è hai fatto è corretto, però bisogna considerare che una minima parte (essendo la Ks << 1) dell'AgBr solido che si forma passa in soluzione secondo il suo equilibrio di solubilità.

Solo una cosetta non mi torna: 

Dato AgNO3 + NaBr equilibrio AgBr + NaNO3

Nella realtà succede:

Ag(+) + NO3(-) + Na(+) + Br(-) equilibrio AgBr precipita + Na(+) + NO3 (-)

Semplificando:

Ag(+) + Br(-) equilibrio AgBr che precipita.

Per cui ho 5.00 per 10 ^ (-4) mol di AgBr formate a partire da 5.00 per 10 ^ (4) mol di Ag(+) e stessa quantità di Br(-).

Perchè il calcolo Qps avviene in questo passaggio? Non ci troviamo all'equilibrio?

Poichè Qps>Kps, AgBr precipita.

Riscrivendo l'equilibrio di AgBr, si scopre quanto AgBr effettivo vi è all'equilibrio (5.00 per 10^(-4) - s) e da qui i grammi di precipitato.

Mi sono perso in quel passaggio, o comunque poco poco disorientato.

LuiCap

2018-12-01 15:03

Lo stato di equilibrio in soluzione acquosa del composto poco solubile AgBr è identificato da un miscuglio eterogeneo formato da una soluzione satura degli ioni che lo costituiscono e dal solido AgBr; nella soluzione satura la concentrazione molare degli ioni è la massima possibile. Fino a quando Qs < Ks la soluzione non è satura e quindi non è possibile che si formi alcun precipitato. Quando Qs > Ks allora la soluzione è troppo "ricca" di ioni (cioè è soprassatura) questi si aggregano fra loro e formano il solido AgBr fino a ristabilire lo stato di equilibrio in cui Qs = Ks.

La reazione che porta alla formazione del solido può essere considerata completa perché la sua costante di equilibrio è molto maggiore di 1: 1/Ks = 1/4,94·10^-13 = 2,02·10^12.

In questo istante la quantità massima di AgBr solido che si forma è di 5,00·10^-4 mol/L (corrispondenti a 0,0939 g/L) e possiamo considerare azzerate le concentrazioni dei due ioni che lo formano.

Nell'istante successivo, poiché Qs > Ks, parte del solido che si è formato passa in soluzione in modo tale che il prodotto ionico resti costante; ecco allora che le concentrazioni degli ioni non saranno più uguali a zero, ma assumeranno il loro valore massimo di 7,03·10^-7 mol/L, ovvero minore del valore di 5,00·10^-4 mol/L che era inizialmente presente all'atto del mescolamento.

La quantità di AgBr solido che passa in soluzione è estremamente bassa:

m = 7,03·10^-7 mol · 187,77 g/mol = 1,32·10^-4 g

perciò la massa di precipitato che si forma è praticamente uguale a quella massima che si può formare:

m(f) = 0,0939 - 1,32·10^-4 = 0,0938 g

Prova, se vuoi, a determinare quanto precipitato si forma e la concentrazione degli ioni [Ag(+)] e [Br(-)] quando si mescolano 500 mL di una soluzione 0.001 M di AgNO3 con 50 mL di NaBr 0.001 M.

Cosa cambia???

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-01 16:25

In soluzione acquosa si ha: Ag (+) + NO3 (-) + Na (+) + Br (-) = AgBr (che precipita) + Na (+) + NO3 (-) Semplificando Ag (+) + Br (-) = AgBr (che precipita) La reazione non la scrivo all'equilibrio perché ha una K >> 1 (sarebbe 1/Kps) Ho 5 * 10^(-4) mol di Ag (+) che reagiscono con 5 * 10 ^(-5) mol di Br (-). A fine reazione, noto che mi rimangono: 0 mol di Br (-) (limitante?), eccesso di Ag(+) 4.5 * 10^-4 mol. Qps = 2.5 * 10 ^ (-8) > Kps? Quindi precipitato. Dopo di ché, AgBr solido in equilibrio con Ag (+) + Br(-). All'equilibrio ho: 5 * 10^(-5) - s mol di AgBr (s), 4.5 * 10^-4 + s mol di Ag(+) (considerando l'eccesso di prima?_?), s mol di Br (-). Poiché Kps = 4,94 * 10 ^(-13), posso ricavarmi s: Kps = (4.5 * 10^(-4) + s ) * s. (Qualcosa mi dice che la s nella parentesi, ovvero quella sommata all'eccesso, va ritenuta 0 perché molto piccola) Edit: s mi esce 0, dall'equazione... Mi fa strano avere questi valori diversi di ioni, ad essere sincero... Sicuramente avrò sbagliato qualcosa... Ah, altra cosa che non so benissimo: non so quali sono i sali che si dissociano come NaNO3, che quando scrivo le reazioni spesso e volentieri si semplifica tutto... Come per esempio nella reazione: NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl, Na(+) + Cl(-) + Ag(+) + NO3(-) = Na(+) + NO3(-) + AgCl che precipita per cui: Cl(-) + Ag(+) = AgCl che precipita, equilibrio a destra perché a 25°C K = 1/Kps = 10^10 + o -

LuiCap

2018-12-01 17:33

Parto dall'ultima cosa che hai chiesto.

Stai facendo confusione fra "dissociazione di un composto ionico in acqua" e "dissoluzione di un composto solido in acqua".

Tutti i composti ionici si dissociano in acqua, sia quelli solubili che quelli poco solubili:

NaCl(s) + H2O --> NaCl(aq) --> Na+ + Cl-

Il cloruro di sodio è un composto ionico molto solubile in acqua, perciò entrambi i processi scritti sono completamente spostati a destra e possono essere riassunti in:

NaCl(s) --> Na+ + Cl-

AgBr(s) + H2O <--> AgBr(aq) --> Ag+ + Br-

Anche l'AgBr è un composto ionico, però in acqua è poco solubile; la parte che si solubilizza è in ogni caso completamente dissociata nei suoi ioni. Di conseguenza la reazione "che comanda" è:

AgBr(s) <--> Ag+ + Br-

ovvero l'equilibrio di solubilità del sale poco solubile.

Per sapere se si può formare un solido dal mescolamento di due reagenti in soluzione acquosa bisogna avere a disposizione una tabella della solubilità dei composti (in genere si trova sul un qualsiasi libro del biennio delle superiori), oppure si procede con delle prove pratiche.

Se mescolando due soluzioni acquose si ottiene un miscuglio omogeneo, ovvero un altra soluzione, significa che non è avvenuta alcuna reazione chimica: ioni erano e ioni sono rimasti.

Esempi:

NaNO3, soluzione acquosa incolore, sono presenti gli ioni Na+ e NO3(-)

CuSO4, soluzione acquosa azzurra, sono presenti gli ioni Cu2+ e SO4(2-)

NaNO3 + CuSO4 --> miscuglio omogeneo azzurro più chiaro

A livello microscopico si può scrivere:

Na+ + NO3(-) + Cu2+ + SO4(2-) --> Na+ + SO4(2-) + Cu2+ + NO3(-)

Sono tutti ioni spettatori che si possono semplificare, non è una reazione chimica.

NaCl, soluzione acquosa incolore, sono presenti gli ioni Na+ e Cl-

AgNO3, soluzione acquosa incolore, sono presenti gli ioni Ag+ e NO3(-)

NaCl + AgNO3 --> miscuglio eterogeneo formato da una soluzione incolore e da un solido bianco

A livello microscopico si può scrivere:

Na+ + Cl- + Ag+ + SO4(2-) --> Na+ + NO3(-) + AgCl(s)

Semplificando gli ioni spettatori, la "vera" reazione chimica è:

Cl- + Ag+ --> AgCl(s)

Il solido non può essere NaNO3 perché nell'esempio precedente è chiaramente visibile che è solubile in acqua.

Nell'esercizio il ragionamento che hai fatto è giusto, ma hai sbagliato i calcoli. :-( In presenza di uno ione in comune la solubilità del composto poco solubile non può aumentare!!!

ppt AgBr_2.jpg
ppt AgBr_2.jpg

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-01 17:55

LuiCap ha scritto:

Parto dall'ultima cosa che hai chiesto.

Stai facendo confusione fra "dissociazione di un composto ionico in acqua" e "dissoluzione di un composto solido in acqua".

Tutti i composti ionici si dissociano in acqua, sia quelli solubili che quelli poco solubili:

NaCl(s) + H2O --> NaCl(aq) --> Na+ + Cl-

Il cloruro di sodio è un composto ionico molto solubile in acqua, perciò entrambi i processi scritti sono completamente spostati a destra e possono essere riassunti in:

NaCl(s) --> Na+ + Cl-

AgBr(s) + H2O <--> AgBr(aq) --> Ag+ + Br-

Anche l'AgBr è un composto ionico, però in acqua è poco solubile; la parte che si solubilizza è in ogni caso completamente dissociata nei suoi ioni. Di conseguenza la reazione "che comanda" è:

AgBr(s) <--> Ag+ + Br-

ovvero l'equilibrio di solubilità del sale poco solubile.

Per sapere se si può formare un solido dal mescolamento di due reagenti in soluzione acquosa bisogna avere a disposizione una tabella della solubilità dei composti (in genere si trova sul un qualsiasi libro del biennio delle superiori), oppure si procede con delle prove pratiche.

Se mescolando due soluzioni acquose si ottiene un miscuglio omogeneo, ovvero un altra soluzione, significa che non è avvenuta alcuna reazione chimica: ioni erano e ioni sono rimasti.

Esempi:

NaNO3, soluzione acquosa incolore, sono presenti gli ioni Na+ e NO3(-)

CuSO4, soluzione acquosa azzurra, sono presenti gli ioni Cu2+ e SO4(2-)

NaNO3 + CuSO4 --> miscuglio omogeneo azzurro più chiaro

A livello microscopico si può scrivere:

Na+ + NO3(-) + Cu2+ + SO4(2-) --> Na+ + SO4(2-) + Cu2+ + NO3(-)

Sono tutti ioni spettatori che si possono semplificare, non è una reazione chimica.

NaCl, soluzione acquosa incolore, sono presenti gli ioni Na+ e Cl-

AgNO3, soluzione acquosa incolore, sono presenti gli ioni Ag+ e NO3(-)

NaCl + AgNO3 --> miscuglio eterogeneo formato da una soluzione incolore e da un solido bianco

A livello microscopico si può scrivere:

Na+ + Cl- + Ag+ + SO4(2-) --> Na+ + NO3(-) + AgCl(s)

Semplificando gli ioni spettatori, la "vera" reazione chimica è:

Cl- + Ag+ --> AgCl(s)

Il solido non può essere NaNO3 perché nell'esempio precedente è chiaramente visibile che è solubile in acqua.

Nell'esercizio il ragionamento che hai fatto è giusto, ma hai sbagliato i calcoli. :-( In presenza di uno ione in comune la solubilità del composto poco solubile non può aumentare!!!

Vorrei ringraziarla, è stata molto chiara e io sono stato molto stupido a dimenticarmi del volume nei calcoli. :-D 

Dovrei farle una statua, seriamente.  O:-)

Se dovessi avere altri dubbi, scriverei nella discussione: questo fine settimana lo dedicherò a studiare bene, in vista degli esami di Gennaio.  *yuu*

Luigi

2018-12-14 13:34

Esercizio: Calcolare il pH di una soluzione costituita da 500 mL 0.1 M di acido debole monolitico HA e 100 mL di KOH 0.1 M, sapendo che il pH di una soluzione acquosa 1 M del sale KA è 8. Ho ragionato così: A- + H2O equilibrio OH(-) + HA Se pH = 8, [H3O+] = 10 ^(-8) e [OH-]= 10^(-6). Per cui impongo, 10^-6 = radice quadrata di Kb*Cs=radice di Kb Per inversa Kb vale 10^(-12). Ora, HA + KOH = KA + H2O A termine reazione, moli di HA = 0.04 mol e mol di KA= 0.01 noi Ne segue che [H3O+]tamp = Kw/Kb(trovata prima) * nA/nB  Alla fine pH =1.40 È corretto il ragionamento? Grazie mille!

LuiCap

2018-12-14 15:58

A mio parere la prima parte è sbagliata perché la soluzione a pH 8 del sale KA è quella che si ottiene mescolando in quantità equimolare HA e KOH: il volume raddoppia, perciò la concentrazione del sale è la metà di quella dell'acido debole HA, ovvero 0,05 M. Tu invece hai considerato Cs = 1,0 M.

tampone HA + KOH.jpg
tampone HA + KOH.jpg

Ti consiglio in futuro di non dare titoli così generici alle discussioni e di suddividere gli argomenti, così anche altri utenti ne possano usufruire.

L'esercizio iniziale è sull'equilibrio di solubilità, mentre l'ultimo esercizio è sull'equilibrio acido-base.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-14 16:04

Ho sbagliato la traccia... "sapendo che il pH di una soluzione acquosa del sale KA 1 M vale 8."

Hai ragione, dovrei modificare il titolo

Luigi

2018-12-16 14:23

Luigi ha scritto:

Esercizio: Calcolare il pH di una soluzione costituita da 500 mL 0.1 M di acido debole monolitico HA e 100 mL di KOH 0.1 M, sapendo che il pH di una soluzione acquosa 1 M del sale KA è 8.

Ho ragionato così:

A- + H2O equilibrio OH(-) + HA

Se pH = 8, [H3O+] = 10 ^(-8) e [OH-]= 10^(-6).

Per cui impongo,

10^-6 = radice quadrata di Kb*Cs=radice di Kb

Per inversa Kb vale 10^(-12).

Ora,

HA + KOH = KA + H2O

A termine reazione, moli di HA = 0.04 mol e mol di KA= 0.01 noi

Ne segue che [H3O+]tamp = Kw/Kb(trovata prima) * nA/nB 

Alla fine pH =1.40

È corretto il ragionamento?

Grazie mille!

Ho modificato la traccia, avevo saltato un piccolo dato...

E' comunque sbagliato il procedimento?

LuiCap

2018-12-16 15:16

È tutto corretto. ;-)

Luigi

2018-12-17 12:57

LuiCap ha scritto:

È tutto corretto. ;-)

Mi turba il valore di pH basso ahahaha

Grazie

LuiCap

2018-12-17 14:29

In effetti c'è qualcosa che non quadra. :-(

Un acido debole HA 0,1 M con Ka = 10^-2 ha un pH di:

[H+] = radq(Ka·Ca) = radq(10^-2 · 0,1) = 3,16·10^-2 mol/L

pH = 1,50

Addizionando la base forte il pH non può diminuire, deve per forza aumentare!!!

Sono stata troppo precipitosa e non avevo controllato.

La soluzione corretta è la seguente:

tampone HA + KOH_2.jpg
tampone HA + KOH_2.jpg

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-17 14:33

La migliore.

Grazieee

Luigi

2018-12-21 14:39

Buon pomeriggio e buone feste! Eccomi qui con un altro dubbio. :-D Un reattore di 5,0 litri, in cui era stato fatto il vuoto, viene caricato con 90 mmol di N2O4 e portato a 55 °C. Sapendo che a questa temperatura la costante di equilibrio per la reazione di dissociazione: N2O4 equilibrio 2NO2 vale 0,66, calcolare la costante Kc e la composizione percentuale in volume della miscela all'equilibrio. Non è bellissima la traccia però ho svolto così: all'eq. ho come moli: 90 mmol - x di N2O4, 2x di NO2. Ho eguagliato: 0.66 = Kn = ((2x) ^ 2) / (90 - x), da cui x = 3,77 mmol. Per cui, n N2O4 = 86.23 mmol, n NO2 = 7.54 mmol. Kc = ((7,54 mmol / 5000 mL) ^ 2)/(86.23 mmol/5000 mL) = 1.33 * 10^-4 Ora, poiché: P * V = n * R * T posso calcolare il volume parziale all'equilibrio di NO2 e di N2O4 e calcolare poi la percentuale... V (NO2) = n(NO2) * R * T / 1 atm (ho letto che il vuoto si può esprimere con diversi gradi... però penso che si riferisca 1 atm, non abbiamo mai svolto problemi con vuoto tecnicamente ma è fra gli appelli passati) = 0.2050 L V (N2O4) = n(N2O4) * R * T / 1 atm = 2.35 L Adesso per la percentuale in volume dubbio amletico: dovrei fare per NO2, (0.2050 L / (0.2050 L + 2.35 L)) * 100? E per N2O4 invece, (2.35 L / (0.2050 L + 2.35 L) ) * 100? E allora quei 5 litri iniziali a che servivano? Quella della traccia era una Kc? Leggendo fra esempi di suoi appelli risolti, quando nella traccia dà esercizi di questo tipo, quelle sono Kn non Kc... In ogni caso non può essere Kc perché essendo costante non cambierebbe. :-S Mentre: La solubilità di AgBr in acqua è 0.132 mg/L. Calcolare il prodotto di solubilità del sale. Determinare, inoltre, quanto precipitato si forma e la concentrazione degli ioni Ag (+) e Br (-) quando si mescolano 500 ml di una soluzione 0.001 M di AgNO3 con 500 ml di NaBr 0.001 M. 0.132 mg/L di AgBr = 1.32 * 10 ^ -4 g/L di AgBr = 7,03 * 10 ^ - 7 mol/L di AgBr. Da cui, Kps = s^2 = 4.94 * 10 ^ -3. Se Qps > Kps si ha precipitato, bene... AgNO3 + NaBr -> NaNO3 + AgBr nAgNO3 = 5 * 10 ^ -4 mol = n NaBr = n AgBr (Come mai ho la strana sensazione che questa reazione chimica si debba scrivere in forma ionica e semplificarsi? Ahahahaha Ag+ NO3- Na+ Br- -> Na+ NO3- + AgBr Ag+ + Br- -> AgBr, che avviene perché K = 1 / Kps >> 1. Mi sento stupido, non capisco quando si possa scrivere un composto in forma ionica e quindi semplificare e quando no... mi viene spontaneo se conosco i composti, magari ho floppato e non si dovrebbe fare :S ) Comunque avrei quindi 5 * 10 ^ -4 mol di AgBr in 1 L di soluzione (500mL + 500 mL) --> [Ag+] = [Br-] 5 * 10 ^- 4 M Da cui noto che Qps > Kps (fa 2.5 * 10 ^ -7) Da cui posso trovare i grammi di AgBr che risultano 0.093 g. E' giusto? :/ Senza fretta, grazie in anticipo <3

LuiCap

2018-12-21 16:08

Mai visto il termine Kn ;-)

Basta però intendersi... 0,66 io la chiamo Kx, ovvero la costante di equilibrio con le pressioni parziali:

Kx = X^2(NO2)/X(N2O4) = 0,66

n eq NO2 = 2x

neq N2O4 = 0,090-x

neq totali = 0,090-x+2x = 0,090+x

Perciò:

0,66 = (2x/0,090+x)^2 / (0,090-x)/(0,090+x)

Risolvendo:

x = 3,39·10^-2 mol

[N2O4] = (0,090-3,39·10^-2) / 5,0 = 1,12·10^-2 mol/L

[NO2] = (2·3,39·10^-2) / 5,0 = 1,35·10^-2 mol/L

Kc = (1,35·10^-2)^2 / 1,12·10^-2 = 1,64·10^-2

In base alla legge di Avogadro, la % in volume di una miscela gassosa altro non è che la frazione molare rapportata a 100.

Prova tu a calcolarla.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-21 16:21

LuiCap ha scritto:

Mai visto il termine Kn ;-)

Basta però intendersi... 0,66 io la chiamo Kx, ovvero la costante di equilibrio con le pressioni parziali:

Kx = X^2(NO2)/X(N2O4) = 0,66

n eq NO2 = 2x

neq N2O4 = 0,090-x

neq totali = 0,090-x+2x = 0,090+x

Perciò:

0,66 = (2x/0,090+x)^2 / (0,090-x)/(0,090+x)

Risolvendo:

x = 3,39·10^-2 mol

[N2O4] = (0,090-3,39·10^-2) / 5,0 = 1,12·10^-2 mol/L

[NO2] = (2·3,39·10^-2) / 5,0 = 1,35·10^-2 mol/L

Kc = (1,35·10^-2)^2 / 1,12·10^-2 = 1,64·10^-2

In base alla legge di Avogadro, la % in volume di una miscela gassosa altro non è che la frazione molare rapportata a 100.

Prova tu a calcolarla.

K calcolato in riferimento alle moli n... Kn 

Di solito intende questo in questi esercizi ma potrebbe benissimo essere anche Kp... Non specifica la traccia...

Per quanto riguarda il secondo esercizio?

Grazie milleee

LuiCap

2018-12-21 17:47

Ribadisco che una Kn intesa come rapporto fra le moli io non l'ho mai vista, ma sono solo un'umile ex-insegnante di scuola superiore e non universitaria ;-)

Se 0,66 fosse la Kp, il procedimento sarebbe:

Kc = Kp/(RT)^Δn = 0,66/(0,0821·328)^(2-1) = 2,45·10^-2

Kc = 2,45·10^-2 = (2x/5,0)^2 / (0,090-x)/5,0

Risolvendo x = 3,94·10^-2 mol

n N2O4 = 0,090 - 3,94·10^-2 = 5,06·10^-2 mol

n NO2 = 2·3,94·10^-2 = 7,88·10^-2 mol

n totali = 1,129·10^-1 mol

X N2O4 = 0,391 da cui % in volume = 39,1%

X NO2 = 0,609 da cui % in volume = 60,9%

Il secondo esercizio è corretto, ma per "mettere proprio tutti i punti sulle i" sarebbe:

ppt AgBr___.jpg
ppt AgBr___.jpg

Io consiglio sempre di scrivere tutte le reazioni in forma ionica, dissociando in ioni gli elettroliti forti solubili in acqua e lasciando indissociati gli elettroliti deboli e gli elettroliti forti poco solubili in acqua.

Non capisco però perché tu abbia ripostato questo esercizio, è lo stesso che c'è in apertura di questa discussione. :-(

Luigi

2018-12-21 17:50

LuiCap ha scritto:

Ribadisco che una Kn intesa come rapporto fra le moli io non l'ho mai vista, ma sono solo un'umile ex-insegnante di scuola superiore e non universitaria ;-)

Se 0,66 fosse la Kp, il procedimento sarebbe:

Kc = Kp/(RT)^Δn = 0,66/(0,0821·328)^(2-1) = 2,45·10^-2

Kc = 2,45·10^-2 = (2x/5,0)^2 / (0,090-x)/5,0

Risolvendo x = 3,94·10^-2 mol

n N2O4 = 0,090 - 3,94·10^-2 = 5,06·10^-2 mol

n NO2 = 2·3,94·10^-2 = 7,88·10^-2 mol

n totali = 1,129·10^-1 mol

X N2O4 = 0,391 da cui % in volume = 39,1%

X NO2 = 0,609 da cui % in volume = 60,9%

Il secondo esercizio è corretto, ma per "mettere proprio tutti i punti sulle i" sarebbe:

Io consiglio sempre di scrivere tutte le reazioni in forma ionica, dissociando in ioni gli elettroliti forti solubili in acqua e lasciando indissociati gli elettroliti deboli e gli elettroliti forti poco solubili in acqua.

Non capisco però perché tu abbia ripostato questo esercizio, è lo stesso che c'è in apertura di questa discussione. :-(

Sei bravissima, non ti manca nulla pur essendo ex-docente superiori tranquilla.

Neanche io ho visto prima d'ora Kn.  :-/

Stavo svolgendo un facs simile d'esame, non sapevo fosse lo stesso esercizio.

Luigi

2018-12-26 17:22

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. :-(

LuiCap

2018-12-26 17:53

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.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-26 22:27

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!

LuiCap

2018-12-27 11:07

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.

solubilità BaCO3_1.jpg
solubilità BaCO3_1.jpg

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.

solubilità BaCO3_2.jpg
solubilità BaCO3_2.jpg
solubilità BaCO3_3.jpg
solubilità BaCO3_3.jpg

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.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2018-12-27 12:06

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 ♥

Luigi

2018-12-28 10:24

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.

LuiCap

2018-12-28 12:54

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:

solubilità BaCO3_4.jpg
solubilità BaCO3_4.jpg

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:

effetto sale_1.jpg
effetto sale_1.jpg
effetto sale_2.jpg
effetto sale_2.jpg
effetto sale_3.jpg
effetto sale_3.jpg

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.

Luigi

2018-12-28 12:59

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.)

LuiCap

2018-12-28 13:55

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-quantitativa-qualitativa-professionali/dp/8808095215/ref=asc_df_8808095215/?tag=googshopit-21&linkCode=df0&hvadid=90725014620&hvpos=1o1&hvnetw=g&hvrand=7744028177622992475&hvpone=&hvptwo=&hvqmt=&hvdev=c&hvdvcmdl=&hvlocint=&hvlocphy=1008529&hvtargid=pla-93576141180&psc=1

LuiCap

2018-12-28 15:04

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.

Gas_1.jpg
Gas_1.jpg
Gas_2.jpg
Gas_2.jpg

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:

Gas_3.jpg
Gas_3.jpg

Qual è la fonte di questi esercizi svolti???

Luigi

2018-12-28 19:51

La fonte è:

"Autori vari: raccolta di esercizi e di prove d'esame svolti in chimica generale", trovati su un sito di appunti di vaste materie che non so se posso linkare o è spam.

Domattina guardo un po' tutto e ti posto le mie considerazioni!

Gentilissima. <3

Luigi

2018-12-29 13:30

Ok è vero, sono io stupido (e forse stressato), sono d'accordo su come hai risolto quei due problemi, scusami se ti ho fatto perdere tempo per delle "stupidate". Adesso guardo bene effetto sale ed effetto pH acido (cerco qualcosina sulle differenze se pH fosse basico, magari) per un sale poco solubile, come hai suggerito da esercizi!!   ;-)   La migliore, grazie sempre. ♥

LuiCap

2018-12-29 13:39

La seconda parte dell'esercizio 2 sui gas potrebbe anche essere interpretata nel seguente modo:

Gas_4.jpg
Gas_4.jpg

Luigi

2018-12-31 14:49

Ho raccolto in un pdf un paio di esercizi delle prove degli anni passati del docente per averli a portata di mano al PC, stamattina con tutta la calma del mondo mi sono messo e arrivato al 17esimo ho trovato uno scoglio che mi ha portato ad avere un punto interrogativo. Sigh. Una miscela di 1,0 L di CO, 1,0 L di CO2, 1,0 L di O2 (a condizioni normali) è contenuta in un recipiente da 3 L ed è fatto reagire ad unja temperatura alla quale la reazione: CO + 1/2 O2 *equilibrio* CO2, raggiunge l'equilibrio. La miscela all'equilibrio è fatta assorbire da una soluzione di Ba(OH)2 e si formano 7,9 g di BaCO3. Calcolare la Kc della reazione. Poiché condizioni normali, niCO = niCO2 = niO2 = PV / RT = 1 atm * 1 L / (0.082 * 273.15 K) = 0.044 mol, neqCO = (0.0446 - x) mol, neqO2 = (0.0446 -x/2) mol, neqCO2 = (0.0446 + x) mol. Poiché la traccia fa dedurre che: Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O, nfBaCO3 = 0.04 mol (da 7.9 g). nfBaCO3 = neq CO2 --> 0.04 = 0.0446 + x... x = - 4.6 * 10 ^ -3. Questa x negativa mi turba.  >_>

LuiCap

2018-12-31 15:50

E perché mai ti dovrebbe turbare?!?!?

La reazione di equilibrio in questione ha un Δn = -0,5, cioè avviene con diminuzione del numero di moli e quindi, per il principio di Avogadro, con diminuzione di volume.

Nel recipiente prima del raggiungimento dell'equilibrio è già presente il prodotto CO2 il Qc (8,20) è maggiore della Kc (6,52), di conseguenza il sistema per ridurre l'effetto provocato da una concentrazione di CO2 troppo elevata si sposta verso i reagenti retrocedendo: all'equilibrio la concentrazione dei reagenti aumenta e quella del prodotto diminuisce (da cui la x negativa) come è prevedibile in base al principio di Le Châtelier.

Le concentrazioni iniziali sono:

[CO] = [O2] = [CO2] = 0,0149 mol/L

Qc = 0,0149^(-0,5) = 8,20

Le concentrazioni all'equilibrio sono:

[CO] = 0,0164 mol/L

[O2] = 0,0156 mol/L

[CO2] = 0,0133 mol/L

Kc = 0,0133/0,0164/0,0156^-0,5 = 6,52

Luigi

2018-12-31 16:20

Grazieissimo, non avevo pensato che diminuzione del numero di moli = diminuzione volume.

<3

Luigi

2019-01-02 19:37

Esercizietto:

Una soluzione di acido acetico 0.1 M viene diluita fino ad ottenere una concentrazione 0.01 M.

Stabilire se l'acido è più dissociato o meno di prima, giustificando la risposta.

CH3COOH *equilibrio* CH3COO(-) + H(+)

All'equilibrio, per ambedue i casi, si ha:

nCH3COOH= n-x,

nCH3COO(-)=x,

nH(+)=x.

Poiché il grado di dissociazione alfa = x/n --> x = alfa*n

Ka = [CH3COO(-)][H(+)] / [CH3COOH]

Ka = ((alfa*n)^2)/(volume^2)/(n*(1-alfa)/V) --> Ka = (alfa^2)*n/V / (1-alfa)

Poiché n/V è Ca, calcolo alfa nella prima e nella seconda situazione.

E' giusto come logica? :O

//

Un recipiente di 0.25 dm^3 contenente 1 g di PCl5 è scaldato a 600 K per far avvenire:

PCl5 *equilibrio* PCl3 + Cl2

All'equilibrio la pressione è di 1.45 atm. Calcola Kc.

Dai g passo alle moli di PCl5 e so che all'equilibrio:

nPCl5 = 4.8 * 10 ^ -3 -x

nPCl3 = x = n Cl2

Poiché ho P e V, penso che ntot all'equilibrio posso calcolarle.

ntot = PV / RT = 7.56 * 10 ^ -3 = 4.8 * 10 ^ -3 -x +x +x.

Per cui, 7.56 * 10^-3 = 4.8 * 10 ^ -3 + x

da cui trovo x = 2.56 * 10 ^ -3 = nCl2 = nPCl3

nPCl5 equilibrio= 2.24 * 10 ^ -3

Da qui, posso trovare Kc dato che ho moli e volume... risultato 0.01.

Come ragionamento credo ci stia, anche se mai fatto qualcosa così ahaha

LuiCap

2019-01-02 20:08

Sono giusti entrambi. ;-)

HA 0,1 M --> alfa = 0,0133

HA 0,01 M --> alfa = 0,0415

Kc = 0,0116

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2019-01-03 19:29

Grazie mille come sempre <3. Pensavo di star migliorando... e invece, sigh. :-( "La costante di equilibrio a 1000°C per la reazione: C(s) + H2O(g) *equilibrio* CO (g) + H2(g) è 16.7. Calcolare la quantità di idrogeno prodotto quando, in un reattore del volume di 3 L, a 1000 °C, vengono poste 3,0 mol di acqua e un eccesso di carbonio." Sono bloccato all'inizio: è un equilibrio eterogeneo, però quella costante di equilibrio penso sia di concentrazione e non di pressione. Inizialmente ho: 3mol di H2O, x mol di C. All'equilibrio avrò: 3 mol di H2O - y, x mol di C - y, y mol di CO e y mol di H2. Vuole la massa di H2. Ok, c'è scritto eccesso di C, però non penso che H2O si consumi completamente e quindi giochi da limitante, essendo una reazione all'equilibrio. Posso sommare le moli, con il giochetto di ieri, ma che me ne faccio? PV = n*R*T ntot ho due incognite, non potrei neanche trovare la pressione. Non so. So già che è quell' "eccesso di C" che mi sta mandando in confusione ahahaha ___ "Determinare la costante di dissociazone Ka dell'acido barbiturico C4H4N2O3 (monoprotico debole) sapendo che la f.e.m. della seguente pila è 0.466 V e che il potenziale standard dell'elettrodo a calomelano è 0.268 V." Pt, H2(P = 1 atm) / C4H4N2O3 (0.20 M) / Cl (-) (0.1 M), Hg2Cl2 (saturo) / Hg Qui non capisco perché mi dia il potenziale std dell'elettrodo a calomelano. Io non potrei applicare la formula f.e.m/0.059 = pH, risalire ad H+ e poiché H+ = radicequadrata di Ka * Ca, risalire a Ka?

LuiCap

2019-01-03 19:56

Per l'esercizio sui gas ti bacchetto le mani all'istante. :-@ :-P

In un equilibrio in fase eterogenea la concentrazione, la pressione e la frazione molare dei componenti solidi e/o liquidi è sempre unitaria.

Io penso invece che 16,7 sia il valore della Kp.

LuiCap

2019-01-03 20:59

Il potenziale della pila è dato da:

E(pila) = E(+) - E(-)

L'elettrodo a calomelano si comporta da catodo (+), quindi il suo potenziale standard di riduzione ti serve per calcolare il potenziale dell'elettrodo applicando l'equazione di Nernst:

E(+) = 0,268 + (0,05916/2) · log (1/[Cl-])^2

Lascio a te la prosecuzione dell'esercizio.

Luigi

2019-01-04 00:29

LuiCap ha scritto:

Per l'esercizio sui gas ti bacchetto le mani all'istante. :-@ :-P In un equilibrio in fase eterogenea la concentrazione, la pressione e la frazione molare dei componenti solidi e/o liquidi è sempre unitaria. Io penso invece che 16,7 sia il valore della Kp.

Facciamo un esercizio alla volta, che mi turba molto la pila.   si si (Io di solito usavo la formula Delta E/0.059 = pH per uscirmene dai problemi) Sono stupido, caspita. Se fosse Kc saprei come gestirla. equilibrio: nCO = x = nH2 nH2O= 3-x 16.7 = (x^2/9) / (3-x/3) x = 2.83, mi scuso in caso per l'orario e quindi aver sbagliato una semplice formula inversa... Se fosse invece una Kp, come dovrei ragionare?  *Si guarda intorno* Dalle moli di H2O, 3 mol, trovo la pressione parziale di H2O.  So che la pressione parziale di H2O = fraziona molare di H2O * Ptot. -->  PH2O = (3-x)/(3+x) * Ptot Ptot = Pressione parziale di H2O / frazione molare di H2O. --> Ptot = PH2O / ((3-x)/(3+x) ) PCO = PH2= x / (x+3) * Ptot = x / (x+3) * PH2O / ((3-x)/(3+x)) Scrivo la Kp e per inversa trovo il valore di x?  azz!

LuiCap

2019-01-04 11:31

Ovvio che non sono sicura che 16,7 sia la Kp; mi sono basata su un esercizio simile che ho trovato a questo link:

https://www.docsity.com/it/10-equilibri-omogenei-equilibri-eterogenei-equilibri-di-solubilita-con-soluzioni/478077/

È l'esercizio 4, in cui dice che a 1100 K la reazione ha una Kp di 17.

In ogni caso le relazioni esistenti tra i vari tipi di costanti di equilibrio sono:

Reazioni con Δn = 0

Kp = Kc = Kx

Reazioni con Δn < 0 e Δn > 0

Kp = Kc(RT)^Δn

Kp = KxP^Δn, dove P è la pressione totale all'equilibrio

Nella reazione in questione il Δn = 1, perciò avendo la Kp hai tutti i dati per ricavare la Kc.

Per l'esercizio sulla pila, l'equazione che hai scritto non è altro che il potenziale di un elettrodo a idrogeno in cui la pressione dell'H2 è unitaria:

E(H+/H2) = E°(H+/H2) - (0,05916/2) · log 1/[H+]^2

E(H+/H2) = 0,00 - 0,05916 · log 1/[H+]

E(H+/H2) = 0,00 - 0,05916 · pH

pH = - E(H+/H2) / 0,05916

Occhio ai segni algebrici!!!

Questo elettrodo si può comportare da anodo o da catodo a seconda dell'altro elettrodo con il quale viene accoppiato per formare appunto una pila; un elettrodo da solo non costituisce una pila.

Luigi

2019-01-04 11:57

Il primo esercizio l'ho fatto in ambedue i modi, grazie a te! Se 16,7 è una Kc, le moli di H2 sono 2.84 mol. Se Kp = 16,7 --> Kc = Kp / RT (deltan=1) --> Kc = 0.16, le moli di H2 sono 0.98 mol. In ambedue i casi, all'equilibrio: mol H2= mol CO = x, mol H2O = 3-x Per cui Kc = (x^2/9) / (3-x)/3 = x^2 / (9-3x) ____ Quindi ogni santa volta che il docente fa applicare la formula pH = DE / n è applicabile solo perché è presente un elettrodo ad idrogeno con pressione unitaria? Io basito, senza parole sempre di più ahahahaah Se f.e.m. = E(+) - E(-) = 0.466 ed E(+) = E° - 0.059/2 * log [Cl(-)]^-2 = 0.209 allora E(-) = -0.257. Però poi cosa me ne posso fare? Sigh

LuiCap

2019-01-04 12:54

Ti consiglio lo studio delle seguenti pagine, a mio parere sono molto chiare:

equazione di Nernst_1.jpg
equazione di Nernst_1.jpg
equazione di Nernst_2.jpg
equazione di Nernst_2.jpg
equazione di Nernst_3.jpg
equazione di Nernst_3.jpg

Scansioni tratte da:

Daniel C. Harris

Chimica analitica quantitativa

Zanichelli, Bologna, 1991


Sbagli i calcoli del potenziale dell'elettrodo a calomelano: il risultato è 0,327 V e non 0,209 V. :-(

Luigi

2019-01-10 10:53

Tra un esercizio di analisi e uno di informatica, ci si esercita ogni tanto per stechiometria e generali futuri...

Esercizio: Calcola il volume occupato da 5.12 g di I2 a 1100 ° C e 1 atm, sapendo che esso è dissociato per il 33.2 % in atomi.

nI2 = m / MM = 0.02 mol.

I2 *equilibrio* 2I (-)

Situazione iniziale: ni I2 = 0.02 mol, nf I2 = 0.02 - x, ni I(-) = 0, nf I(-) = 2x.

Poiché 33.2/100 = x / 0.02 mol --> x = 6.64 * 10 ^ -3 mol.

Per cui, situazione finale:

- nf I2 = n - x = 0.01336 mol.

- nf I(-) = 2x = 0.01328 mol.

Se io calcolo il volume per solo I2 --> V = nRT / P = 1.50 L ( è ciò che ho capito dalla traccia )

Se io calcolo il volume per moli totali all'equilibrio --> V = nRT / P = 3 L (deve uscire 3 L circa)

LuiCap

2019-01-10 12:50

Si formano atomi di iodio, non ioni ioduro.

Hai sbagliato il calcolo del volume iniziale occupato dal solo I2(g).

Il volume finale è corretto.

equilibrio I2 = 2I_.jpg
equilibrio I2 = 2I_.jpg

Luigi

2019-01-10 12:53

Quindi bisogna usare ntot... non I2

Grazie mille gentilissima ♡

LuiCap

2019-01-10 13:10

Il testo dell'esercizio è scritto molto male.

Io avrei scritto:

A 1100° C e 1 atm, 5,12 g di I2 gassoso si dissociano in atomi al 33,2%. Calcola il volume della miscela gassosa all'equilibrio.

paoloanneck

2019-01-11 11:49

LuiCap ha scritto:

Nel valore numerico della Ks penso che tu abbia dimenticato una cifra nell'esponente del 10 nella tastiera :-P

Il ragionamento è hai fatto è corretto, però bisogna considerare che una minima parte (essendo la Ks << 1) dell'AgBr solido che si forma passa in soluzione secondo il suo equilibrio di solubilità.

leggendo questa risoluzione mi sorge spontaneo un dubbio: sul libro di stechiometria sta scritto (riporto testuali parole): "..... Si verificherà precipitazione del sale fino ad esaurimento dello ione che, secondo la stechiometria della reazione, è in difetto" Nell'esercizio svolto non mostra l'ultimo passaggio per verificare quanto sale si solubilizza e quanto invece passa in soluzione (anche se in minima parte). Dunque il mio dubbio è: essendo una quantità (immagino) trascurabile, è un passaggio necessario o si deve fare con un criterio??

LuiCap

2019-01-11 12:32

Direi che il passaggio che dici viene mostrato nella mia risoluzione.

Quello che dice il tuo libro è del tutto corretto, ma si riferisce ad un altro tipo di esercizio.

La trascurabilità o meno della quantità che rimane in soluzione dipende dal valore numerico della Ks del composto poco solubile e da quanto ione in comune è presente.

Prova, se vuoi, a risolvere questo esercizio:

Si mescolano 50,0 mL di soluzione di Pb(NO3)2 0,100 M con 1,0 mL di soluzione di NaCl 1,00M. (Ks PbCl2(s) = 1,70·10^-5)

Calcolare:

a) il numero di moli di Pb2+ e Cl- al termine del mescolamento;

b) la massa di PbCl2 in soluzione;

c) la massa di PbCl2 solido.

Luigi

2019-01-12 09:48

Premetto che ho trovato un bel libro online Giorgio Gaudiani - Stechiometria, contenente esercizi (vecchiotto come libro) ma almeno ci stanno i risultati...

Esercizio: calcolare la pressione osmotica di una soluzione che contiene, a 18 ° C, in 300 mL, g 1.50 di naftalina ( C10 H8) contenente l'8% di difenile (C12H10).

Scusatemi... 1.50 g di naftalina non sarebbero il soluto?

posmotica = M * R * T

M = n / V

n = 1.50 g di naftalina / ( 12 * 10 + 8) g/mol = 0.0117 mol

M = 0.0117 mol / 0.3 L = 0.039 M = 0.04 M

posmotica = 0.04 M * 0.082 * (30 + 273.15) K = 0.95 atm...

Dovrebbe uscire 0.92 atm, comunque risultato vicino.... però il dato del difenile non l'ho proprio considerato. :-S

LuiCap

2019-01-12 11:13

No. ;-)

Il difenile lo devi considerare perché ha una MM diversa dalla naftalina.

m difenile = 1,50 g · 8/100 = 0,12 g difenile

m naftalina = 1,50 - 0,12 = 1,38 g naftalina

La pressione osmotica è dovuta alla somma delle moli dei soluti presenti nella soluzione.

E poi la temperatura non è 273,15, ma 273,15 + 18.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2019-01-12 14:35

Grazie milleeeeeee <3

A 100 ° C e 1 atm, l'ipoazotide è dissociato per l'88 %.

Calcola il valore di Kp per l'equilibrio di dissociazione gassosa:

N2O4 *equilibrio* 2NO2

all'equilibrio ho: n - x moli di N2O4, 2x moli di NO2.

alfa = 0.88 = x / n -> x = 0.88 * n -> 2x = 1.76 * n

n - x = n - 0.88 * n = n (1-0.88) = 0.12n

Io il valore delle moli le ricavo da PV = nRT, pensando che tutto avvenga 1 L di soluzione? :O

0.95 è il risultato

LuiCap

2019-01-12 15:09

No Luigi, il risultato è 13,7. :-(

Non puoi affatto supporre che il volume del recipiente sia 1 L.

Si risolve calcolando dapprima la Kx e poi la Kp.

Provaci.

Luigi

2019-01-12 15:31

LuiCap ha scritto:

No Luigi, il risultato è 13,7. :-(

Non puoi affatto supporre che il volume del recipiente sia 1 L.

Si risolve calcolando dapprima la Kx e poi la Kp.

Provaci.

Il libro dà 0.95 come risultato, ci provo 

Grazie mille come sempre

Sei la miglioeee

Ti avevo inviato un MP, se avessi tempo mi farebbe piacere se leggessi per favore..


Ah ho riguardato bene... anche a me usciva 13.7 quando lo riprova a fare... Non capisco perchè 0.95 sia il risultato secondo questo libro...

Grazie mille sempre

LuiCap

2019-01-12 15:36

Luigi, quel libro per l'esercizio n. 3 dà come risultato 13,7. :-(

Luigi

2019-01-12 15:56

LuiCap ha scritto:

Luigi, quel libro per l'esercizio n. 3 dà come risultato 13,7. :-(

Troppo distratto, mi sa che per oggi ho fatto anche troppi esercizi. Sono un po' stanco e stressato. azz!

Luigi

2019-01-17 00:03

Calcolare il prodotto di solubilità (Kps) dell'idrossido di manganese, sapendo che la fem della pila i cui elettrodi, entrambi di Pt su cui gorgoglia idrogeno a pressione di una atmosfera, sono immersi il primo in una soluzione satura di idrossido di manganese e il secondo in una soluzione 0.10 M di cloruro d'ammonio è 0.280 V.

Premetto che ho studiato da più fonti le pile, ogni libro e fonte diversa le scrive in maniera diversa, adesso sto sfogliando un libro di esoneri e prove del mio docente raccolto dagli ex alunni, su come si svolgono i suoi classici esercizi ed ho trovato questo.

Mi sembra un po' ambiguo, per cui vi posto il procedimento che "ho capito" però non mi convince. Sapreste spiegarmelo meglio?

Siccome non si sa molto, seguendo la traccia "primo" e "secondo":

(-) Pt, H2 (1 atm) / Mn(OH)2 // NH4Cl (0.10 M) / Pt, H2 (+)

Kps Mn(OH)2?

Se fem = deltaE = E+ - E- = 0.280V ed E+ = 0.059 log [H+], dove [H+] = (Ka * Ca di NH4Cl) ^ (0.5) = 7.4 * 10 ^ -6 --> E+ = 0.030 V.

0.280 V = 0.30 V - 0.059 log [H+] --> -log[H+] = 9.83 = pH

pOH = 14 - pH = 4.17

[OH(-)] = 6.76 * 10 ^ -5 = 2s

s = 3.38 * 10 ^ -5

Kps = 4s^3 = 1.54 * 10 ^ -13

La mia grande domanda, perché? Cioè, ci sta che si trova H+ a destra... ma a sinistra? H+ non dovrebbe stare allora nella stesura dei due elettrodi uniti dal ponte salino?

Altro dubbio fantastico e come trovarlo da questa magica dispensa:

E Zn2+/Zn = -0.763 V

E ClO3-/Cl- = 1.45 V

Per cui ClO3-/Cl - rappresenta la parte catodica --> riduzione

Zn2+ / Zn anodica, ossidazione:

La pila dovrebbe essere scritta come:

(-) Zn / ZnSO4 // ClO3-/ Cl- (+)

A sinistra come ossidazione, a destra come riduzione oppure sempre scritta come riduzione? No, perché questi appunti sono strani e delle volte scritto in un modo, altre in un altro, altre misto, ecc...

LuiCap

2019-01-17 10:14

Luigi, per cortesia scrivi i testi degli esercizi esattamente come sono scritti, senza aggiungere commenti personali se non alla fine del testo.

Da quello che hai scritto io capisco che si tratta di una pila a concentrazione in cui il semielemento con [H+] maggiore si comporta da catodo e quello con [H+] minore si comporta da anodo. Mi pare abbastanza intuitivo comprenderlo, visto che lo ione NH4(+) è un acido debole e l'Mn(OH)2 è una base forte.

Io trovo degli errori nei tuoi calcoli, sempre che abbia capito il testo.

Per il secondo dubbio che hai scritto (non può essere solo ciò che hai scritto il testo dell'esercizio) stai facendo, secondo me, confusione.

Nella Tabella dei Potenziali Standard di Riduzione, il cui simbolo è E° e l'unità di misura il volt (V), le reazioni sono scritte tutte nel verso della riduzione e sono tutte di equilibrio:

Zn2+ + 2 e- <--> Zn(s)........................................ E° = -0,762 V

ClO3(-) + 6 H+ + 6 e- <--> Cl- + 3 H2O(l)...............E° = 1,45 V

Il simbolo è E°, non E come hai scritto tu!!!

Questo significa che a 25°C, quando la concentrazione delle specie ioniche è 1 M, (la concentrazione dei solidi e dei liquidi puri è sempre 1 come per tutti gli equilibri eterogenei!!! Per i gas la condizione standard è di 1 atm) lo ione Zn2+ ha una tendenza maggiore di quella dello ione ClO3(-) a ridursi, quindi la prima reazione procede spontaneamente da destra a sinistra (lo Zn(s) si ossida a Zn2+ perdendo 2 e-), mentre la seconda reazione procede nel verso indicato (lo ione ClO3(-) si riduce a ione Cl- acquistando 6e-). In condizioni standard il semielemento Zn2+/Zn costituisce l'anodo (-) e il semielemento ClO3(-)/Cl- costituisce il catodo (+) e per convenzione la simbologia con cui si scrive una cella elettrochimica o pila è:

(-) Zn(s)|Zn2+||Cl-, ClO3-|Pt(s) (+)

Anodo a sinistra e catodo a destra perché sia chiaro in che verso si spostano gli elettroni, dal (-) al (+).

Se le condizioni non sono quelle standard bisogna applicare l'equazione di Nernst a ciascun semielemento per calcolare il potenziale E e, solo in seguito, stabilire quale si comporta da anodo (quello con E minore) e quale da catodo (quello con E maggiore).

Luigi

2019-01-17 10:20

La traccia è rappresentata dalle prime due righe che ho scritto:

"Calcolare il prodotto di solubilità (Kps) dell'idrossido di manganese, sapendo che la fem della pila i cui elettrodi, entrambi di Pt su cui gorgoglia idrogeno a pressione di una atmosfera, sono immersi il primo in una soluzione satura di idrossido di manganese e il secondo in una soluzione 0.10 M di cloruro d'ammonio è 0.280 V"

Sotto è il commento di come ho proceduto/letto da queste dispense...

Scusami!

Grazie, le ho capite queste cose

Da questa notte che mi esercito su pile, però avevo quel dubbio sull'esercizio...

LuiCap

2019-01-17 10:53

Sbagli i segni algebrici e, a forza di arrotondare i valori numerici nei calcoli intermedi, arrivi ad un risultato numerico non corretto.

pila e Ks Mn(OH)2.jpg
pila e Ks Mn(OH)2.jpg

Luigi

2019-01-17 14:39

Grazie mille...

Se io avessi:

50 ml di una soluzione 0.1 M di Pb(NO3)2 mescolata con 30 ml di una soluzione 0.05 M di Ba(IO3)2. Calcolare se precipita Pb(IO3)2, sapendo se questo sale ha Kps = 10 ^ -13.

Io lo avrei svolto con i rapporti stechiometrici, limitante ecc...

Una risoluzione di un appello, poiché li reputa sali solubili, svolge così:

Pb(2+) + 2NO3 (-) + Ba (2+) + 2IO3(-) = Pb(IO3)2 + Ba(2+) + 2NO3 (-)

Semplificando tutto

Pb (2+) + 2IO3 (-) = Pb(IO3)2

Valuta Pb(2+) come le moli di Pb(NO3)2, valuta IO3(-) come le moli di Ba(IO3)2.

Trasforma queste moli ottenute in concentrazione, dividendo per 80 mL in L.

Calcola Qps (qui dice 2.12 * 10 ^ -5) e poiché Qps > Kps c'è precipitato

Io avrei fatto con i rapporti stechiometrici...

Avrei detto che le moli di Ba(IO3)2 = moli di Pb(IO3)2 = 1.5 * 10 ^(-3)

Concentrazione molare di Pb(IO3)2 / V tot = 0.01875 M

Da qui, Qps = 2.65 * 10 ^ -5, anche qui risulta Qps > Kps..

LuiCap

2019-01-17 15:29

Tu hai sicuramente sbagliato perché 0,01875 sono le moli totali (solido + in soluzione) massime di Pb(IO3)2 che si formano in 1 L di soluzione in presenza di Pb(NO3)2 in eccesso. Quello che tu hai calcolato non è affatto il quoziente di solubilità!!!

Spero che tu abbia sbagliato a scrivere il valore numerico Qs = 2,12·10^-5 indicato dal libro, e non che abbia sbagliato il libro :-(

Se non l'hai venduto, (e se lo hai fatto molto male!!!) vai a guardare il Cozzi, Le basi della chimica analitica, Teoria:

- esempio 5 pag 184

- esempio 7 pag 185

Luigi

2019-01-17 19:43

Ahimè non ho riportato male il valore di questa dispensa, è proprio questa la risoluzione...

Non ho capito il calcolo delle concentrazioni dei due ioni. :-(

LuiCap

2019-01-17 21:04

Per forza non capisci quello che ho fatto... ho sbagliato a ricopiare. Blush

Ho cancellato l'allegato precedente per non far confusione, quello corretto è il seguente:

ppt Pb(IO3)2__2.jpg
ppt Pb(IO3)2__2.jpg

Ancor peggio per chi ha risolto l'esercizio sulla dispensa. :-(

Ce la fai ad allegare il procedimento che ha fatto???

Per calcolare la concentrazione degli ioni a fine reazione bisogna fare un ulteriore calcolo, perché è vero che si forma il precipitato, ma in presenza di 0,04375 mol/L di Pb2+ come ione in comune, quindi la solubilità del composto poco solubile diminuisce.

Luigi

2019-01-25 12:48

Preparando l'esame di stechiometria...

1. Calcolare la Kc e la Kp per la reazione in fase gassosa: H2 + O2 = H2O a 100 ° C, sapendo che il numero di moli iniziali di H2 e di O2 è 0.2 e quell’ all’equilibrio di H2O è 0.01 mol.

Sbaglio o manca un dato, pressione/volume? :o

2. L’acido iodico si dissocia secondo l’equilibrio HIO3 *equilibrio* H (+) + IO3 (-). La Kc vale 0.16. Calcola la concentrazione di H+ se in un recipiente di 8 litri si introducono 20 g di acido iodico. Calcola inoltre Kp in c.n.

Qui la Kc va considerata e bisogna lavorare come ogni equilibrio, giusto?

Io avevo trovato il valore di H+ "considerando l'acido debole" e applicando l'approssimazione radice quadrata di Ka * Ca, il risultato non coincide lavorando come un equilibrio. Mi sa che è giusto lavorare come se fosse equilibrio, vero? Anche perché poi chiede Kp.

3. In un recipiente da 2 litri si abbia una miscela di gas formata da 3 moli di CO, 1 mole di H2O, 2 moli di H2 e 4 moli di CO2. Alla temperatura di 1000 ° C la costante di equilibrio della reazione: CO + H2O * equilibrio * H2 + CO2 è la Kc = 1.6.

Quale sarà la composizione dei gas all’equilibrio?

Per composizione si intende la concentrazione o frazione molare? Secondo me concentrazione molare, però viene il dubbio ahahaha

Grazie mille <3

LuiCap

2019-01-25 13:48

1) Sì, manca un dato.

2) Kc = 0,16 significa che HIO3 non è un acido molto debole, quindi non puoi applicare la formula risolutiva approssimata perché la [H+] al denominatore non è trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale di HIO3.

3) La composizione può essere espressa sia in concentrazione molare che in frazione molare. Hai tutti i dati per calcolarle entrambe. Poiché il Δn = 0, Kc = Kx

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2019-01-25 15:31

Ok grazie mille per aver chiarito i miei dubbi.

Di solito non ho problemi in questa tipologia di esercizi, però qui non so dove mettere mani...

Sciogliendo 10 g di un composto sconosciuto allo stato solido in 100 g di benzene la pressione di vapore di questo scende da 100 a 94 torr alla temperatura di 26 ° C. Calcolare il peso molecolare del composto incognito.

Esce sempre un risultato o comunque procedimento "negativo".

Secondo me ci sta qualcosa che non quadra...

LuiCap

2019-01-25 16:03

Hai considerato che il composto incognito, essendo solido, non è volatile rispetto al solvente benzene???

A me risulta un peso molecolare di 130 g/mol.

Luigi

2019-01-25 17:55

Niente mi sono arreso, potrei vedere il tuo procedimento per favore?

LuiCap

2019-01-25 19:27

È un esercizio su una proprietà colligativa: l'abbassamento della pressione di vapore del solvente in una soluzione.

Quando in un solvente volatile (benzene) è presente un soluto solido non volatile (composto incognito), la tensione di vapore della soluzione della soluzione è determinata solo dal solvente volatile.

abbassamento P di una soluzione_1.jpg
abbassamento P di una soluzione_1.jpg
abbassamento P di una soluzione_2.jpg
abbassamento P di una soluzione_2.jpg

Luigi

2019-01-26 11:13

Grazie mille, ho capito!

Oggi stavo provando a fare questo invece:

La soluzione acquosa di un acido monoprotico debole HA a 25 ° C possiede una pressione osmotica di 1000 torr. 160 ml di questa soluzione vengono titolati con NaOH 0.05 M, di cui occorrono 156.7 ml per raggiungere il punto di equivalenza. Calcola il pH della soluzione al punto di equivalenza.

Sinceramente ho ragionato così: al punto di equivalenza, eq NaOH = eq HA --> eq HA = 7.835 * 10 ^ -3 --> N HA = 0.049 N = M HA = 0.049 M.

Perché ho tutti quei dati dell'acido? Forse per individuare la sua Ka? Probabile...

Pressione osmotica = M * R * T, da quei dati posso semmai ricavare la M che è circa 0.049 come prima (circa...)

Alla fine si tratta di idrolisi se vuole il pH al punto di equivalenza. :o

LuiCap

2019-01-26 12:06

La pressione osmotica di un elettrolita debole dipende dal suo fattore di dissociazione i (o coefficiente di Van't Hoff):

pressione osmotica = M(HA) · i · R · T

Dal coefficiente di Van't Hoff si ricava il grado di dissociazione, da questo la Ka dell'acido e con questa puoi eseguire il calcolo del pH al punto di equivalenza.

A me risultano:

M HA = 0,0490 mol/L

i = 1,098

alfa = 0,0983

Ka = 5,24·10^-4

[A-] al p.e. = 0,0247 mol/L

pH al p.e. = 7,84

Controlla perché ho fatto i calcoli in fretta!!!

Luigi

2019-01-26 23:07

Esercizio:

Qual è il pH da realizzare in soluzione per sciogliere 1 * 10 ^ -2 moli/litro di ipoclorito di Ag (I), se per questo sale Kps = 10 ^ - 18 e per l’acido ipocloroso Ka = 10 ^ - 20.

Scusate... ma non ho fin troppi dati?

Ho Kps, da cui risalgo a [ClO-], posso calcolare il pH dall'idrolisi.

Perché ho anche la concentrazione di AgClO? :O

LuiCap

2019-01-27 00:40

Se la Ks di AgClO(s) è 10^-18, significa che in 1 L soluzione satura acquosa in soluzione ci sono 10^-9 mol/L di ioni Ag+ e di ioni ClO-, ovvero la solubilità massima dell'AgClO in acqua è 10^-9 mol/L, molto minore di 1·10^-2 mol/L di AgClO, quindi si ha:

1·10^-2 - 1·10^-9 = 0,009999999000 mol/L di AgClO solido

Il testo non dice di calcolare il pH della soluzione satura acquosa dall'idrolisi di 10^-9 mol/L di ione ClO-, ma di portare tutto il solido in soluzione per aggiunta di un acido.

I due equilibri da considerare sono:

AgClO(s) <--> Ag+ + ClO-....................Ks = 10^-18

Un aumento della concentrazione idrogenionica fa diminuire la concentrazione di ClO- in base alla reazione:

ClO- + H+ <--> HClO...........................K = 1/Ka controlla il valore di Ka che hai scritto perché dovrebbe essere 4,0·10^-8

Una diminuzione della concentrazione di ClO- sposta l'equilibrio di solubilità del sale poco solubile verso destra, la sua solubilità aumenta e il solido man mano si scioglie.

Il testo ti chiede a quale pH si deve arrivare per sciogliere tutto il solido.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2019-01-27 13:30

La traccia ahimé è "ricopiata bene", avrà sbagliato il docente. È tratto da un appello passato. Scusami: "Qual è il pH da realizzare in soluzione per sciogliere 1 * 10 ^ -2 moli/litro di ipoclorito di Ag (I), se per questo sale Kps = 10 ^ - 18 e per l’acido ipocloroso Ka = 10 ^ - 20.". Io ho AgClO 10^-2 moli totali, da cui 10^-9 moli sono disciolte. Per cui, 9.999999 * 10 ^ -3 moli = moli non disciolte. Per cui dovrei far avvenire ciò: AgClO (s) * equilibrio * Ag+ + ClO-. iniziali: 9.999999 * 10 ^ -3 moli di AgClO equilibrio: 9.999999 * 10 ^ -3 moli di Ag(+), 9.999999 * 10 ^ -3 moli di ClO(-). Per far avvenire ciò l'equilibrio deve spostarsi a destra, sottraendo ClO(-), in modo tale che a fine reazione rimanga una quantità di [ClO(-)] minore uguale di : [ClO(-)] = (Kps/[Mg2+]) = 10^-16. ClO(-) + H(+) -> HClO inizialmente ho y di H(+) + ClO(-) 9.999999 * 10 ^ -3 moli. Finale ho H(+) = y - 9.999999 * 10 ^ -3, 0 di ClO(-), HClO 9.999999 * 10 ^ -3 moli. E' una reazione spostata a destra perché 1 / Ka >>1. HClO + H2O *equilibrio* H+ + ClO- inizialmente ho 9.999999 * 10 ^ -3 moli di HClO, y - 9.999999 * 10 ^ -3 di H+, ClO- 0. Ai reagenti sottraggo 10^-16, ai prodotti aggiungo 10^-16. Alla fine ho: HClO = 9.999999 * 10 ^ -3. H+ = y - 9.999999 * 10 ^ -3. ClO- = 10^ - 16. Per formula inversa trovo y. Ka = [H+ ] [ClO-] / [HClO] = 10 ^ - 20. Mi escono numeri abnormi ma secondo me il procedimento è così. :o (Esercizio un po' inventato, non mi interessano i calcoli ma il ragionamento... ) In più ho altri due dubbietti: 1. Bilanciare la reazione: Fe2+ + MnO4- + H+ = Fe 3+ + Mn2+ + H2O Calcolare quanti grammi di FeSO4 sono necessari per la riduzione di una quantità di KMnO4 tale da contenere 0.25 g di Mn. Redox facile da bilanciare, calcolo stechiometrico anche. Mi turba solo quel "0.25 g di Mn". Io come risalgo alla massa di KMnO4? Qualche proporzione? 2. Sapendo che il potenziale di riduzione della coppia Cl2 / Cl- è 1.36 V, che il potenziale di riduzione della coppia O2 / H2O in ambiente basico è 0.40 V, stabilire se il cloro gassoso può ossidare l’acqua in ambiente alcalino dopo aver bilanciato la corrispondente reazione di ossidoriduzione: Cl2 + H2O = Cl- + O2. Io qui calcolo la fem, e poi dico se è un processo spontaneo o meno? Se fem > 0, è spontaneo, altrimenti no.. Gentilissima come sempre <3

LuiCap

2019-01-27 15:05

HClO + H2O *equilibrio* H+ + ClO-

inizialmente ho 9.999999 * 10 ^ -3 moli di HClO, y - 9.999999 * 10 ^ -3 di H+, ClO- 0.

Ai reagenti sottraggo 10^-16, ai prodotti aggiungo 10^-16.

Sbagli qui: ai reagenti sottai 10^-9 e ai prodotti aggiungi 10^-9 perché questa è la [ClO-] che deve rimanere in soluzione per portare il soluzione tutto il solido.

È lo stesso tipo di risoluzione del "famoso" esercizio dell'Mg(OH)2(s) + NH4Cl, infatti ti è scappato un [ClO(-)] = (Kps/[Mg2+]) = 10^-16. ;-)

1. Ti tiro le orecchie!!!

Quante moli di Mn ci sono in 1 mole di KMnO4???

2. Sì. Quale è la redox che avviene???

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2019-01-27 15:13

LuiCap ha scritto:

HClO + H2O *equilibrio* H+ + ClO-

inizialmente ho 9.999999 * 10 ^ -3 moli di HClO, y - 9.999999 * 10 ^ -3 di H+, ClO- 0.

Ai reagenti sottraggo 10^-16, ai prodotti aggiungo 10^-16.

Sbagli qui: ai reagenti sottai 10^-9 e ai prodotti aggiungi 10^-9 perché questa è la [ClO-] che deve rimanere in soluzione per portare il soluzione tutto il solido.

È lo stesso tipo di risoluzione del "famoso" esercizio dell'Mg(OH)2(s) + NH4Cl, infatti ti è scappato un [ClO(-)] = (Kps/[Mg2+]) = 10^-16. ;-)

1. Ti tiro le orecchie!!!

Quante moli di Mn ci sono in 1 mole di KMnO4???

2. Sì. Quale è la redox che avviene???

Sì, chiedo scusa. E' molto simile all'esercizio di Mg(OH)2 e NH4+ che fecimo tempo fa.

1. Una mole penso *Si guarda intorno*

2. Quella che ho scritto, in cui il cloro si riduce e l'ossigeno si ossida.

LuiCap

2019-01-27 15:51

Ribadisco comunque che l'HClO non può avere una Ka di 10^-20. :-(

Non ho modo di controllare il valore numerico della Ks di AgClO, ma anche quello mi sembra esageratamente basso.

1. Certo!!! n KMnO4 = n Mn

2. Scusa, intendevo dire la redox bilanciata spontanea che avviene.

Luigi

2019-01-27 15:55

Eh lo so, questo semestre è un grande punto interrogativo.

Comunque,

1. Grazie!!!

2. 2Cl2 + 4 OH - *equilibrio* O2 + 2H2O + 4 Cl-

LuiCap

2019-01-27 16:09

2. Corretta.

Come vedi dalla redox, il cloro ossida gli ioni idrossido ad ossigeno , riducendosi a ione cloruro.

Trovo sbagliato scrivere che "il cloro può ossidare l’acqua in ambiente alcalino". :-(

Luigi

2019-01-27 16:12

Quindi la risposta è sì, avviene e "lo confermo" riconducendomi al fatto che fem > 0?

1]Una soluzione contenente 7.45 * 10 ^ -3 moli di un elettrolita binario AB in 1000 g di H2O ha punto di congelamento a -0.0275 ° C. Sapendo che la KCr dell’acqua è -1.86 ° C kg / mol calcolare il grado di dissociazione dell’elettrolita.

Non capisco se alfa sia 0.99 o 0.50.

Solitamente con il docente di stechiometria non abbiamo mai calcolato i (se elettrolita forte), però su internet trovo discordanze su questo esercizio.

Io qui troverei la molalità --> moli in 1000 g di solvente.

Guarda caso ho 1000 g di solvente e faccio rapporto moli consumate/iniziali e 0.50.

LuiCap

2019-01-27 16:51

O2 + 2 H2O + 4 e- <--> 4 OH-.........E° = 0,40 V

Cl2 + 2 e- <--> 2 Cl- ......................E° = 1,36 V

Questo significa che il Cl2 ha un potere riducente maggiore dell'O2, quindi il primo equilibrio evolve spontaneamente da dx a sx, il secondo da sx a dx.

Il potenziale standard della cella è molto semplicemente:

E°(cella) = 1,36 - 0,40 = 0,96 V > 0

Se l'esercizio chiede di calcolare il grado di dissociazione significa che l'elettrolita binario AB è debole, quindi per forza bisogna calcolare il fattore di dissociazione i con i dati a disposizione. :-(

La molalità della soluzione dell'elettrolita binario AB è 7,45·10^-3 mol/kg acqua.

Il punto di congelamento teorico di questa soluzione è:

0,00 - Tc = 1,86 °C·kg/mol · 7,45·10^-3 mol/kg = -0,0139°C

Poiché il punto di congelamento sperimentale è -0,0275°C, significa che l'elettrolita non è completamente dissociato e il suo fattore di dissociazione i è:

i = -0,0275°C/-0,0139°C = 1,98

i = [1 + alfa(2 -1)]

alfa = i - 1 = 1,98 - 1 = 0,98

Luigi

2019-01-27 16:57

Calcolare alfa come 7.39 * 10 ^ - 3 (consumate) / 7.45 * 10 ^ -3 iniziali, stessa cosa giusto?

LuiCap

2019-01-27 17:02

Come hai calcolato 7.39 * 10 ^ - 3 (consumate)???

Luigi

2019-01-27 17:03

LuiCap ha scritto:

Come hai calcolato 7.39 * 10 ^ - 3 (consumate)???

Avendo solo questi dati... dato Kcr ed il punto di congelamento, ho individuato la molalità.

Non avrei mai pensato di usare T teorica/sperimentale, sinceramente.

Specie se fossi stato all'esame asd

LuiCap

2019-01-27 17:16

No, non è la stessa cosa. Se così fosse il grado di dissociazione dovrebbe risultate identico con tutti i decimali possibili, e non è così.

Luigi

2019-01-27 17:19

Grazie mille carissima, come sempre

LuiCap

2019-01-27 17:37

Al termine della dissociazione di un elettrolita debole binario AB abbiamo:

n AB rimaste = n0(1-alfa)

n A+ = n B- formate = n0alfa

n totali = n0(1+alfa)

L'abbassamento crioscopico dipende dal numero di particelle totali presenti in soluzione, quindi da quelle di AB rimaste indissociate e da quelle degli ioni formati.

Sostituendo i valori numerici si ha:

0,0275 = 7,45·10^-3 · (1 + alfa) · 1,86

Risolvendo:

alfa = 0,98

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2019-01-28 10:11

Buongiornooo

15,8 g Ca(CH3COO)2 vengono addizionati a 100 mL di CH3COOH al 1.20 % peso e di densità 1 g/mL. Calcolare il pH della soluzione finale.

Non voglio la risoluzione ma solo ragionare, secondo me il docente vuole solo calcolare il pH del tampone.

Secondo me il mio docente vuole solamente calcolato le moli di acido acetico, le moli di base coniugata e applicata la formula del tampone.

In realtà nell'ipotetico becher, io non dovrei considerare l'equilibrio dell'acido acetico, l'aggiunta di CH3COO(-) e di conseguenza la variazioni delle moli..etc?

LuiCap

2019-01-28 10:26

Secondo me il mio docente vuole solamente calcolato le moli di acido acetico, le moli di base coniugata e applicata la formula del tampone.

In realtà nell'ipotetico becher, io non dovrei considerare l'equilibrio dell'acido acetico, l'aggiunta di CH3COO(-) e di conseguenza la variazioni delle moli..etc?

No

Se il pH ti risulta uguale a pKa vuol dire che hai fatto i calcoli in modo corretto!!!

Luigi

2019-01-28 10:28

LuiCap ha scritto:

Secondo me il mio docente vuole solamente calcolato le moli di acido acetico, le moli di base coniugata e applicata la formula del tampone.

In realtà nell'ipotetico becher, io non dovrei considerare l'equilibrio dell'acido acetico, l'aggiunta di CH3COO(-) e di conseguenza la variazioni delle moli..etc?

No

Se il pH ti risulta uguale a pKa vuol dire che hai fatto i calcoli in modo corretto!!!

Sì, feci in quel modo (il primo) ma stavo ragionando un pochino.

Diciamo che il giorno prima della verifica saltano fuori dubbi e chicchette strane.  azz! 

Sarà una giornata molto lunga, ahahahah.

Grazie mille  :-D

LuiCap

2019-01-28 10:48

Scusami, prima ho sbagliato, il pH non è uguale al pKa Blush

Se vuoi fare le cose per bene dovrai pur dimostrare da dove salta fuori quella benedetta formula del pH, o no?!?

Io lo pretenderei.

tampone acetato____.jpg
tampone acetato____.jpg

Luigi

2019-01-28 10:52

LuiCap ha scritto:

Scusami, prima ho sbagliato, il pH non è uguale al pKa Blush

Se vuoi fare le cose per bene dovrai pur dimostrare da dove salta fuori quella benedetta formula del pH, o no?!?

Io lo pretenderei.

Quindi avevo ragione a riscrivere l'equilibrio invece di calcolare "separate" le moli e applicare la formula?

Nel pomeriggio comincio a fare esercizi, ora provo a ripetere la teoria. 

Grazieee

LuiCap

2019-01-28 11:00

Non avevo capito che intendessi quello!!!

Luigi

2019-01-28 12:16

LuiCap ha scritto:

Non avevo capito che intendessi quello!!!

Vengono bruciati in presenza di ossigeno 5 grammi di saccarosio che è un composto formato da C, H e O. Dopo la combustione si formano 2.894 grammi di acqua e 7.719 grammi di anidride carbonica. Determinare la % in peso del saccarosio.

C12H22O11 + 12 O2 = 12 CO2 + 11 H2O

5 g totali di C12H22O11

si formano 2.894 g di H2O -> 0.16 mol

si formano 7.719 g di CO2 -> 0.17 mol

12 : 0.17 = 1 : x

x = 0.014 mol

11 : 0.16 = 1 : x

x = 0.014 mol

Quindi 0.014 mol = 4.79 g di soluto

4.79 g : x = 5 g : 100

x = 95.8 %

__

Calcola la frazione molare del benzene in una soluzione contenente benzene e toluene che ha una tensione di vapore di 500 torr. La tensione del vapore del benzene è di 745 torr e quella del toluene è di 290 torr.

Qui non saprei da dove partire.

Non ne abbiamo mai fatti così ma trovato in un appello vecchio sinceramente  O_o O_o O_o

LuiCap

2019-01-28 12:58

Troppo facile risolvere l'esercizio del saccarosio scrivendo già la sua formula.

Devi ricavare la sua formula a partire dalla reazione:

CxHyOz + [(2x+y/2)/2] O2 --> x CO2 + y/2 H2O

Devi calcolare i valori numerici di x, y e z.

Come faccio io a sapere se il tuo docente ha svolto anche quest'anno l'argomento e quindi lo può mettere all'esame?!?! Saprai tu cosa ha fatto e cosa no.

Comunque l'esercizio si risolve mettendo insieme queste due relazioni che derivano dalla legge di Raoult e dalla legge di Dalton:

b = benzene

t = toluene

Xb · P°b + Xt · P°t = Ptot

Xb + Xt = 1

Luigi

2019-01-28 15:35

Vi assillo per l'ultima volta oggi, promesso...

Grazie mille di tutto.

Una soluzione di acido HA e del suo sale KA ha un pH 6. Quale sarà il nuovo pH se ad un litro di essa si aggiungono 2 grammi di HCl. Ka = 4.8 * 10 ^ -6.

Provato a risolvere: https://i.imgur.com/iRGR7dy.jpg , https://i.imgur.com/qqJgAZp.jpg

Non sappiamo se sia giusto o meno, dovuto forse all'ansia per domani

Dovremmo chiudere forse, ahahahhaah

LuiCap

2019-01-28 16:01

Mi dispiace, ma è tutto sbagliato. :-(

Devo scrivere la risoluzione o pensate che questa vi faccia (perché plurale??? Sto forse risolvendo esercizi ad un gruppo di studenti?!?!?!) salire ancor di più l'ansia???

Luigi

2019-01-28 17:35

Questo esercizio pomeriggio con una collega abbiamo provato a svolgerlo, per questo plurale :/

LuiCap

2019-01-28 18:04

combustione saccarosio.jpg
combustione saccarosio.jpg

tampone pH 6 + HCl_1.jpg
tampone pH 6 + HCl_1.jpg
tampone pH 6 + HCl_2.jpg
tampone pH 6 + HCl_2.jpg

I tamponi sono in assoluto l'argomento più difficile per gli studenti che ho incontrato su questo Forum.

In bocca al lupo per domani.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Luigi

Luigi

2019-01-28 19:03

Crepi il lupo!!

La migliore.