Esercizio pH, AgHSO4 --> Ag+ + HSO4-

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marco_1004

2017-07-13 17:18

ho un problema con questo esercizio.... 

Senza titolo.png
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Allora l'HCl a quella temperatura è gassoso, quindi conoscendo volume, pressione e temperatura ne possiamo calcolare le moli. Vengono poi introdotti NaOH e AgHSO4 

la prima è una base forte che andrà a reagire con il nostro acido forte

il secondo invece è un sale acido, che deriva dall'acido solforico.

Possiamo calcolare le moli di NaOH che abbiamo ottenendo 2x10^(-3) moli che andranno quindi a reagire con quelle dell'HCl formando NaCl giusto??

 

Ma poi come ci si comporta con l'idrogenosolfato d'argento??

LuiCap

2017-07-13 18:08

AgHSO4 --> Ag+ + HSO4-

n HSO4- = 0,080 g / 204,93 g/mol = 3,9·10^-4

[HSO4-] = 3,9·10^-4 mol / 80 L = 4,9·10^-6 mol/L

Calcoli poi la molarità dell'HCl dalle moli rimaste dopo reazione con NaOH e vedi quanto può influire sull'equilibrio di dissociazione acida dell'HSO4-:

HSO4- <--> H+ SO4(2-)

Ka2 = 1,0·10^-2

marco_1004

2017-07-13 18:22

Facendo i conti vengono 2*10^(-3) moli di HCl e di NaOH Quindi reagiscono completamente??

LuiCap

2017-07-13 18:43

Mi sono espressa male. Devi calcolare quante mol/L di H+si formano dalla dissociazione dell'HSO4- in presenza di tot mol/L di H+ derivanti dall'HCl e poi sommarle.

marco_1004

2017-07-13 18:45

Se i due reagiscono completamente come faccio a cavolate il pH senza la costante Ka che dal testo non ci veniva fornita??

LuiCap

2017-07-13 18:47

HCl e NaOH reagiscono completamente, ma rimangono moltissime moli di HCl in 80 L di soluzione.

marco_1004

2017-07-13 18:47

Quindi parte delle moli che ho di HCl reagiscono con NaOH, però senza costanti di equilibrio come faccio a calcolarle?

LuiCap

2017-07-13 19:03

Perché HCl e NaOH hanno lo stesso numero di moli???

NaOH+AgHSO4+HCl.jpg
NaOH+AgHSO4+HCl.jpg

marco_1004

2017-07-13 19:07

La pressione è 700mmHg e la temperatura 349.15°K

Possiamo calcolare le moli con la legge pV=nRT

E vengono 2.000*10^(-3) mol


Avendo lo stesso numero di moli di HCl e di NaOH la concentrazione sarà influenzata solo da quella di HSO4-, che tuttavia è un acido debole oppure che possiamo considerare forte??

Guglie95

2017-07-13 19:35

HSO4- è un anfolita (ricordiamocelo)

marco_1004

2017-07-13 19:41

Io pensavo avvenisse così:

La soluzione di HCl e NaOH si neutralizzare e danno quindi pH neutro?

È una cavolata  O_o

Guglie95

2017-07-13 19:56

Se in una vasca di pesci blu, butti una marea di pesci rossi, i pesci blu sono ancora facilmente distinguibili?

Ovviamente la quantità di pesci blu è trascurabile.

marco_1004

2017-07-13 20:05

Guglie95 ha scritto:

Se in una vasca di pesci blu, butti una marea di pesci rossi, i pesci blu sono ancora facilmente distinguibili?

Ovviamente la quantità di pesci blu è trascurabile.

quindi il pH rimane 7 dato che HCl e NaOH si neutralizzano, producendo NaCl e acqua, mentre invece la concentrazione di HSO4- è tale da essere considerata trascurabile... giusto?

LuiCap

2017-07-13 20:13

Che suonata che sono Blush

Ho fatto il calcolo delle moli di HCl con 80 L anziché con 0,06225 L.

Quindi HCl e NaOH si neutralizzano, in 80 L di soluzione restano:

2,0·10^-3 mol di NaCl = mol Na+ = mol Cl-

3,9·10^-4 mol di AgHSO4 = mol Ag+ + mol HSO4-

M NaCl = 2,5·10^-5 mol/L

M AgHSO4 = 4,9·10^-6 mol/L

Non si può formare il precipitato di AgOH(s) perché

2,5·10^-5 x 4,9·10^-6 = 1,2·10^-10 < Ks AgOH (= 2,0·10^-8)

Quindi il pH è determinato solo dallo ione HSO4-

Se il testo non ti fornisce la Ka di questo acido non si riesce a calcolare il pH.

È vero che lo ione HSO4- si può comportare anche da base:

HSO4- + H2O <--> SO4(2-) + OH-

ma è una base debolissima, perciò si possono trascurare gli OH- che fornisce rispetto agli H+ forniti dalla dissociazione acida.

Guglie95

2017-07-13 20:15

Chiedo venia per aver controllato male i calcoli. La concentrazione di [H+]=(ka * Ca)^0.5

marco_1004

2017-07-13 20:30

Però vista la bassa concentrazione di AgHSO4 non dovrei tenere conto anche dell'H+ presente nell'acqua??

Guglie95

2017-07-13 20:50

Ricorda i pesci rossi

LuiCap

2017-07-13 20:54

Per calcolare il pH occorre risolvere la seguente equazione di secondo grado:

[H+]^2 + Ka[H+] - KaCa = 0

[H+] = 4,8773·10^-6 mol/L

pH = 5,3118

Tenendo conto degli H+ forniti dall'H2O occorre risolvere un'equazione di terzo grado:

[H+]^3 + Ka[H+]^2 - (Kw+KaCa)[H+] - KaKw = 0

[H+] = 4,8794·10^-6 mol/L

pH = 5,3116

Direi quindi che gli H+ dell'H2O possono essere trascurati ;-)

marco_1004

2017-07-13 22:40

Perfetto  :-) 

quindi ricapitolando, visto che le moli di HCl e NaOH sono uguali si neutralizzano e quindi la concentrazione di H+ e quindi il pH sarà determinato dallo ione HSO4- che si comporta come acido (ne escludiamo il comportamento come base perchè è molto molto debole)

In prima approssimazione Ca ~ [HSO4-] (cioè trascuriamo la parte che si dissocia) e [H+]=[SO4(2-)] quindi:

Ka= [H+][SO4(2-)]/[HSO4-] ~ [H+]^2/Ca

da cui [H+]=(Ca*Ka)^(0,5) 

come già detto da Guglie95

Guglie95

Chiedo venia per aver controllato male i calcoli. La concentrazione di [H+]=(ka * Ca)^0.5

Giusto??

LuiCap

2017-07-13 22:53

No, non puoi trascurare la parte che si dissocia perché è dello stesso ordine di grandezza della concentrazione iniziale di HSO4-.

Se la trascuri il pH risulta di:

[H+] = (10^-2 · 4,9· 10^-6)^0,5 = 2,2·10^-4 mol/L

pH = 3,7

Bisogna per forza risolvere l'equazione di 2° grado:

pH = 5,3

Guglie95

2017-07-14 08:25

Troppo sviato dal recente esame di Analitica, perdonatemi. Il professore aveva la mania delle approssimazioni.