H(+) di acidi poliprotici

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

Rosa

2017-12-12 19:18

Buonasera sto confrontando due esercizi svolti sugli acidi poliprotici e il calcolo del pH. Negli allegati ho sottolineato in rosa i passaggiche non riesco a capire:

H2SO4 si dissocia in prima dissociazione come acido forte ho quindi la concentrazione di H(+)=c+x. La x rappresenta gli H(+) che provengono dalla seconda dissociazione. Fin qui mi sembrava di aver capito. Nel secondo allegato con H3PO4 ho sempre un acido triprotico quindi pensavo che analogamente all'esempio precedente in prima dissociazione occorresse scrivere nello schema sotto ad H(+) all'equilibrio "c+x" invece nella soluzione svolta c'è scritto solo x. Perché?

Ho pensato che forse ciò sia dovuto al fatto che si trascurino gli H+ se ho una piccola ka. 

Grazie mille

rps20171212_201544_163.jpg
rps20171212_201544_163.jpg
rps20171212_201654_086.jpg
rps20171212_201654_086.jpg

Rosa

2017-12-13 10:29

In realtà sono due esempi senza dati numerici per far capire come svolgere altri esercizi. È corretto non porre c+x nel secondo caso?

LuiCap

2017-12-13 22:06

L'H2SO4 e l'H3PO4 sono due acidi poliprotici, ma esiste una differenza fondamentale tra i due: la prima dissociazione acida dell'H2SO4 è completa e la seconda parziale, mentre l'H3PO4 presenta tre dissociazioni acide tutte parziali.

Il tuo è sempre il solito problema di capire come si costruiscono gli schemi delle quantità in gioco :-(

Per l'H2SO4 c+x rappresenta la concentrazione totale degli H+ che si formano dalla dissociazione in acqua:

- dalla prima dissociazione si forma una concentrazione di H+ = Ca dell'H2SO4, quindi x1 = Ca

- dalla seconda dissociazione si forma una concentrazione di H+ = x2

- la concentrazione totale degli H+ è:

[H+]tot = [H+]1 + [H+]2

[H+]tot = x1 + x2 = Ca + x2

H2SO4_.jpg
H2SO4_.jpg

Per l'H3PO4 si procede esattamente nello stesso modo; la differenza sta nel fatto che x1 non è uguale a Ca:

H3PO4.jpg
H3PO4.jpg

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2017-12-14 05:41

Come si fa a prevere l'acido con dissociazione completa e quello con dissociazione parziale? La ringrazio

LuiCap

2017-12-14 07:46

Dai valori delle loro costanti di dissociazione acida. Per l'H2SO4 esiste solo una Ka2; questo significa che la prima dissociazione è completa. L'acido etilendiamminoteteacetico (EDTA) possiede quattro costanti di dissociazione acida.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2017-12-14 15:23

ma sul testo non ho capito come dedurlo; con H2SO4 non ho sia ka1 e ka2?

LuiCap

2017-12-16 12:08

La Ka1 dell'H2SO4 è molto maggiore di 0: questo significa che per la prima dissociazione acida l'H2SO4 si comporta come un acido forte, ovvero la sua dissociazione è completa:

1ª) H2SO4 --> H+ + HSO4-

Negli appunti che hai postato c'è appunto scritto "dissociazione completa" e la freccia di reazione è singola verso destra (-->;-) e non doppia come nella seconda dissociazione (<-->;-) che è appunto parziale.

Non capisco perché in quegli appunti ci sia scritto, al termine della prima dissociazione, che

[H+] = c + x; a mio parere è = c

[HSO4-] = c - x; a mio parere è = c

La [H2SO4] alla fine è = 0.

Alla seconda dissociazione si ha inizialmente la specie HSO4-, che è la base coniugata dell'acido H2SO4, ma che si comporta anche da acido:

2ª) HSO4- <--> H+ + SO42-

Questa dissociazione è parziale: infatti la Ka2 è minore di 0 (1,26·10^-2)

All'inizio si ha:

[HSO4-] = c, ovvero la concentrazione che deriva dalla prima dissociazione

[H+] = c, ovvero la concentrazione che deriva dalla prima dissociazione

[SO42-] = 0

Alla fine si ha:

[HSO4-] = c - x

[H+] = c + x

[SO42-] = x

Ka2 = (c + x) · x / (c - x) = 1,26·10^-2

La x, ovvero la concentrazione di H+ che si forma dalla seconda dissociazione, si calcola risolvendo la seguente equazione di 2° grado:

x^2 + (c + 1,26·10^-2)x - 1,26·10^-2·c

Se c = 0,1 M si ha:

x^2 + 1,126·10^-1x - 1,26·10^-3

Risolvendo:

x1 = 1,026·10^-1 mol/L

x2 = -1,229·10^-1 mol/L non accettabile

La concentrazione totale degli H+ liberati da 1 soluzione 1 M di H2SO4 è:

[H+]tot = 0,1 + 1,026·10^-2 = 1,103·10^-1 mol/L

Da cui:

pH H2SO4 0,1 M = 0,958

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2017-12-17 06:48

Sì appunto nel testo perché è svolto dalla prof c'è scritto che H2SO4 si dissocia prima completamente poi parzialmente ma, se non lo avessi letto non lo avrei desunto autonomamente.

Io non avevo capito infatti perché si aggiunga "x+c" e non si ponga solo "c" però mi sembra di aver capito che si aggiunge la x per ricordarsi alla fine di calcolare gli H+ che provengono dalla seconda dissociazione, ma comunque non mi è chiaro. Perché in H3PO4 la.prof non ha aggiunto la "x" quindi questa x non rappresenta gli H che provengono dall'H2O ma quelli che provengono da altre dissociazioni? Sono confusa perché in altri esempi la prof ha aggiunto la x e in altri no.

LuiCap

2017-12-17 11:34

Non ti è chiaro anche dopo aver studiato gli schemi che ti ho proposto nella mia risposta n.3???

Il fatto che l'H2SO4 si comporti da acido forte solo per la prima dissociazione lo si deve imparare "a memoria" dopo che lo si è sentito dire o leggere per la prima volta.

È l'unico acido poliprotico che si comporta in questo modo.

Per tutti gli altri acidi poliprotici occorre considerare che la prima dissociazione è sempre più forte della seconda, che la seconda è sempre più forte della terza e così via: Ka1 > Ka2 > Ka3....> Kan

A mio parere tu sei alla ricerca di una formula risolutiva unica per tutti, cosa che non esiste proprio perché sono acidi diversi; ad esempio:

- l'acido citrico (H3A) ha: Ka1 = 7,2·10^-4, Ka2 = 1,7·10^-5, Ka3 = 4,1·10^-7: le tre dissociazioni hanno più o meno la stessa forza;

- l'acido fosforico (H3A) ha: Ka1 = 7,5·10^-3, Ka2 = 6,2·10^-8, Ka3 = 4,8·10^-13: le tre dissociazioni hanno forze molto diverse.

acidi poliprotici_1.jpg
acidi poliprotici_1.jpg
acidi poliprotici_2.jpg
acidi poliprotici_2.jpg

acidi poliprotici_3.jpg
acidi poliprotici_3.jpg
acidi poliprotici_4.jpg
acidi poliprotici_4.jpg

Scansioni tratte da:

Adelaide Crea, Luisa Falchet

Chimica analitica

Zanichelli, Bologna, 1999

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2017-12-17 12:07

Sì lo schema suo è chiaro; infatti Lei ha detto che non va messo "x+c" bensì c. Come mai la prof abbia aggiunto la x non saprei.Questo mi ha confuso.

LuiCap

2017-12-17 12:47

Quando si prendono appunti non bisogna scrivere solo le formule che il docente scrive alla lavagna, ma anche quello che dice a voce alta mentre le scrive :-P

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2017-12-17 14:05

Io dalla lezione ho capito che x rappresenti gli H+ che provengono dalla seconda dissociazione, ma io senza guardare la soluzione avrei messo come Lei ha detto soltanto c visto che la seconda dissociazione la considero dopo.

Rosa

2017-12-17 14:58

Sì, comunque nella pagina successiva la prof specifica che si aggiungono x H+ provenienti dalla seconda dissociazione come "calcolo rigoroso", resta il fatto che se non avessi letto lo svolgimento avrei posto come Lei H+=c

Rosa

2017-12-24 23:10

Finalmente mi sembra di aver capito perché in H3PO4 non si pone c+x nella dissociazione. H3PO4 è un triprotico poco dissociato in tutte e tre le dissociazioni se scrivessi c +x (ed eventualmente anche +y) mi amdrei soltanto a complicare i calcoli perché x e y sarebbero trascurabili in quanto ioni H+ provenienti dalla seconda e terza dissociazione trascurabili.

Rosa

2018-01-27 07:27

Scusi ma perché qui dove ho sottolineato in rosso la concentrazione di HCO3(-) è x-y? Io avrei messo soltanto x. La ringrazio

rps20180127_082706_909.jpg
rps20180127_082706_909.jpg

LuiCap

2018-01-27 14:56

H2CO3 0,1 M.jpg
H2CO3 0,1 M.jpg
H2CO3 0,1 M_2.jpg
H2CO3 0,1 M_2.jpg

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-03-25 18:49

Chiedo scusa al solito...

Vorrei capire come calcolare gli H+ in questi casi: la mia  perenne difficoltà è la scelta della ka1 oppure della ka2:

nel primo esercizio ho sbagliato perché io avevo moltiplicato per ka1 invece di ka2. Ho sottolineato in giallo i pezzi che non capisco. Nel secondo problema invece andava usata la ka1. Non riesco a capire in base a cosa sceglierle: so che occorre scrivere la dissociazione e capirlo dalla prima, seconda o terza dissociazione, ma comunque non mi viene :-(

Ho dissociato Na2A+H2O...NaHA+ NaOH?

Quindi perché non ci va ka1?

Grazie

rps20180325_204427_482.jpg
rps20180325_204427_482.jpg
rps20180325_204739_190.jpg
rps20180325_204739_190.jpg

LuiCap

2018-03-25 19:51

In tutti gli esercizi in cui ti ho dato un aiuto spero tu abbia notato che scrivo sempre le reazioni in forma ionica.

Credo che dovresti imparare a farlo, così ti sarebbe più semplice capire quali sono le specie in soluzione che determinano il pH.

Se scrivi in forma ionica questa reazione:

Na2A+H2O...NaHA+ NaOH

diventa:

A(2-) + H2O <--> HA- + OH-

La costante di equilibrio di questa reazione è la Kb1:

Kb1 = [HA-][OH-]/[A(2-)]

Kb1 = Kw/Ka2

tampone A2-_HA-_1.jpg
tampone A2-_HA-_1.jpg
tampone A2-_HA-_2.jpg
tampone A2-_HA-_2.jpg

Stesso ragionamento per l'altro esercizio in cui è presente la coppia coniugata H2CO3-HCO3(-)

Se consideri l'equilibrio:

H2CO3 + H2O <--> H3O+ + HCO3-

Devi considerare la Ka1.

Se consideri l'equilibrio:

HCO3- + H2O <--> H2CO3 + OH-

Devi considerare la Kb2 che è uguale a Kw/Ka1.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-03-25 19:53

Ma perché la docente non le scrive in forma ionica dandole per scontato, ma nel mio caso purtroppo non posso dare per scontato le forme ioniche :-(

LuiCap

2018-03-25 20:28

Non capisco quello che vuoi dire.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-03-25 20:36

intendevo dire che per capire quale ka usare visto che ho molte difficoltà ed essendo un caso particolare, devo svilgere tutti i passaggi che mi ha spiegato con le forme ioniche. Non riesco a capirlo automaticamente senza scrivere le forme ioniche, l'equilibrio in H2O sbaglio. Ma per la docente giustamente le forme ioniche sono scontate, non c'è bisogno di scriverle per individuare la ka1 oppure la ka2. Nelle soluzioni che ha svolto la docente non ci sono tutte le spiegazioni che mi ha dato Lei gentilmente. La ringrazio

LuiCap

2018-03-25 21:09

Gli ultimi esercizi che hai postato non sono affatto dei casi particolari ;-)

Al di là delle reazioni in forma molecolare che usa la tua docente e quelle in forma ionica che uso io, a mio parere quello che non ti è chiaro è che quando si addizionano degli H+ provenienti da un acido forte (HCl) in difetto ad una base debole, quegli H+ scompaiono e se ne formano dei nuovi dovuti però ad un equilibrio di dissociazione di una coppia coniugata acido-base.

Altra cosa che, secondo me, non hai ancora ben digerito sono le relazioni fra le Ka e le Kb di una specie polifunzionale.

tampone A2-_HA-_3.jpg
tampone A2-_HA-_3.jpg

Quali fra le seguenti sono delle coppie coniugate acido-base?

A) H2A - A(2-)

B) HA(3-) - H2A(2-)

C) B2H2(2+) - B2H(+)

D) B(3-) - BH2(-)

E) NaH2A - Na2HA

F) Na3A - NaH2A

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-03-28 15:03

Scusi ho visto solo ora la sua risposta, in effetti no non ho ancora ben chiari questi argomenti, rifletterò bene sulle domande che ha posto Lei e continuo a ringraziarLa per la disponibilità e le spiegazioni. Anche se per ora le risposte mi sembrano c) ed e) ma non sono sicura. Devo riguardarle

Rosa

2018-03-30 20:53

Comunque con l'espressione "essendo un caso particolare" mi riferivo a me stessa date le mie difficoltà e non agli esercizi.


La c non è una coppia acido base perché la carica è positiva?

LuiCap

2018-03-30 22:00

Le coppie acido-base sono: B, C ed E perché differiscono di un solo H+.

Se hai voglia e tempo prova a risolvere questi esercizi:

coppia B) acido debole H2A(2-) - base coniugata HA(3-)

Calcola quante moli di NaOH occorre addizionare a 1 L di soluzione di K2H2A 0,200 M per formare una soluzione a pH = 6,87.

[H4A: pKa1 = 2,0; pKa2 = 3,5; pKa3 = 7,0; pKa3 = 9,3]

coppia C) acido debole B2H2(2+) - base coniugata B2H(+)

Calcola quante moli di HCl occorre addizionare a 500 mL di soluzione di B2H(+) 0,150 M per formare una soluzione a pH = 6,98.

[B2: pKb1 = 2,8; pKb2 = 7,3]

coppia E) acido debole H2A(-) - base coniugata HA(2-)

Calcola che volume di KOH 0,500 M occorre addizionare a 250 mL di soluzione di NaH2A 0,0750 M e Na2HA 0,0250 M per aumentare il pH di 1 unità.

[H3A: pKa1 = 3,1; pKa2 = 4,8; pKa3 = 6,4]

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-03-31 08:25

Scusi se le posto gli esercizi a metà ma non penso abbia senso che continui a svolgere papiri di esercizi se già sbaglio i primi passaggi.

Ho provato a svolgere il primo, e già emerge la solita e perenne difficoltà di scrittura degli equilibri, ho seguito le sue indicazioni, ho scritto in forma ionica la reazione, e penso che io debba trovare kb3. È sbagliata la kb3 che ho scritto?

:-(

rps20180331_102507_163.jpg
rps20180331_102507_163.jpg

LuiCap

2018-03-31 12:51

Kb3 è giusto, ma il suo valore non è Kw/Ka4. :-(

Kb3 = [H3A(-)][OH-]/[H2A(2-)]

Kb3 = [H3A(-)]Kw/[H2A(2-)][H3O+]

Poiché

[H3A(-)]/[H2A(2-)][H3O+] = 1/Ka2

avremo

Kb3 = Kw/Ka2

H4A + H2O <--> H3A(-) + H3O+............. Ka1 = 1,0·10^-2

H3A(-) + H2O <--> H2A(2-) + H3O.......... Ka2 = 3,2·10^-4

H2A(2-) + H2O <--> HA(3-) + H3O+........ Ka3 = 1,0·10^-7

HA(3-) + H2O <--> A(4-) + H3O+............. Ka4 = 5,0·10^-10

A(4-) + H2O <--> HA(3-) + OH-.................Kb1 = Kw/Ka4 = 2,0·10^-5

HA(3-) + H2O <--> H2A(2-) + OH-..............Kb2 = Kw/Ka3 = 1,0·10^-7

H2A(2-) + H2O <--> H3A(-) + OH-..............Kb3 = Kw/Ka2 = 3,1·10^-11

H3A(-) + H2O <--> H4A + OH-....................Kb4 = Kw/Ka1 = 1,0·10^-12

Per risolvere l'esercizio si deve perciò utilizzare la Kb3 = Kw/Ka2 oppure la Ka3.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-03-31 13:37

Ho cercato di applicare le regole che mi ha spiegato svolgendo il punto 2 dell'esercizio che avevo postato, può dirmi se va bene?


La ringrazio

rps20180331_153437_587.jpg
rps20180331_153437_587.jpg
rps20180331_153553_255.jpg
rps20180331_153553_255.jpg
rps20180331_153652.jpg
rps20180331_153652.jpg

LuiCap

2018-03-31 15:33

Nel primo allegato con la tua risoluzione stai chiedendo perché Kb1 = Kw/Ka2, cioè perché ci va la Ka2 al denominatore o l'hai capito???

Nel secondo allegato l'impostazione del calcolo del pH finale è corretta.

Che valori numerici sostituisci e che pH ti risulta???

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-03-31 17:13

finalmente il perché di ka2 al denominatore penso di averlo capito. Il mio dubbio era su come trovare gli H+ finali. Penso che numericamente devo applicare la formula radice quadrata del prodotto di ka1 per la.concentrazione dell'acido. Il motivo do questo calcolo è che si approssima il valore di H+ e HA- allo stesso valore?

LuiCap

2018-03-31 19:15

Dando per scontato di trascurare gli H+ derivanti dall'H2O e gli H+ derivanti dalla seconda dissociazione acida di H2A, l'equilibrio da considerare è:

H2A + H2O <--> HA- + H3O+

Ca......../.............0........0

-x........./............+x......+x

Ca-x...../..............x........x

L'equazione che esprime la Ka1 è:

Ka1 = [HA-][H3O+]/[H2A]

[HA] e [H3O+] sono uguali e valgono x

[H2A] = Ca-x

L'approssimazione che si esegue è di trascurare la x rispetto alla concentrazione iniziale dell'acido Ca, perciò l'equazione della Ka1 diventa:

Ka1 = x^2/Ca

x = radq (Ka1 · Ca)

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-05-12 08:56

[quote pid='98692' dateline='1522007515']

Stesso ragionamento per l'altro esercizio in cui è presente la coppia coniugata H2CO3-HCO3(-)

Se consideri l'equilibrio:

H2CO3 + H2O <--> H3O+ + HCO3-

Devi considerare la Ka1.

Se consideri l'equilibrio:

HCO3- + H2O <--> H2CO3 + OH-

Devi considerare la Kb2 che è uguale a Kw/Ka1.

Considerare la kb2 non era necessario vero? Perché a me serve solo ka1 e il fatto che io debba usare la ka1 si deduce già dalla dissociazione H2CO3+H2O ------ H3O(+) + HCO3(-);  riallego anche l'esercizio

rps20180512_105552_957.jpg
rps20180512_105552_957.jpg

Rosa

2018-05-12 09:54

A me era venuta ka2 perché avevo dissociato H2CO3 ma perché Lei invece ha scritto l'equilibrio con NaHCO3? Ma non c'è un segreto, un trucco per azzeccare la ka da usare nella formula ? Io avevo fatto HCO3- + H2O.....CO3(2-)+ H+ Quindi ho usato la ka2:-(

LuiCap

2018-05-12 10:10

Come faccio a farti capire Rosa che gli esercizi sul pH possono essere risolti sia utilizzando le Ka, sia utilizzando le Kb di una specie chimica???????????????????????????????

Ma tu te le scrivi con ordine queste nozioni di teoria separate dalla risoluzione degli esercizi in un quaderno di appunti???

Gli esercizi vanno affrontati dopo che si è studiata, ristudiata e riristudiata la teoria, altrimenti ogni esercizio ti sembra diverso da un altro, invece le nozioni teoriche da studiare sono sempre le stesse.

Hai capito da sola che leggerle solo da schermo non ti basta!!!

tampone carbonato_1.jpg
tampone carbonato_1.jpg
tampone carbonato_2.jpg
tampone carbonato_2.jpg

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-05-12 10:28

Sì Prof ho 3 quaderni ad anelli in cui aggiungo anche le sue spiegazioni le stampo e le studio ma passano pochi giorni e scordo:-( il che significa che si tratta di apprendimento mnemonico. Quindi avevo riscritto questo schema "passaggi per trovare la ka1o ka2".

Passaggi per trovare ka1 o ka2:

1) se ho un sale lo dissocio in H2O e trovo la kb;

2)riscrivo l'acido coniugato+H2O e trovo la ka2.

Ma io avevo sbagliato scrivendo HCO3- + H2O.....CO3(2-)+ H+ invece nella correzione ci andava OH- . Sto chiedendo a chiunque fino all'esasperazione per capire come capire quale ka1 o ka2 usare nel calcolo degli H+ :-( chiedo scusa per tutto il tempo che ha sprecato con me


Guardi mi creda che riscrivo tutto come vede dalla foto
Per esempio in questo esercizio io uso la ka1 ma solo perché so che il problema mi chiede di trovare ka1, ma se Lei mi chiedesse perché usi la ka1 non saprei come dimostrarlo: quindi ho applicato i passaggi che ha scritto Lei in 1000 discussioni:

HA-+H2O......A2-+H3O+ e quindi ho visto A2- ovvero con la carica 2- e ho pensato che si tratti di una seconda dissociazione per cui ho messo ka2 il che è sbagliato :-(

rps20180512_123008_930.jpg
rps20180512_123008_930.jpg
rps20180512_125643_564.jpg
rps20180512_125643_564.jpg

Rosa

2018-05-12 12:57

LuiCap ha scritto:

Come faccio a farti capire Rosa che gli esercizi sul pH possono essere risolti sia utilizzando le Ka, sia utilizzando le Kb di una specie chimica???????????????????????????????

Ma tu te le scrivi con ordine queste nozioni di teoria separate dalla risoluzione degli esercizi in un quaderno di appunti???

Gli esercizi vanno affrontati dopo che si è studiata, ristudiata e riristudiata la teoria, altrimenti ogni esercizio ti sembra diverso da un altro, invece le nozioni teoriche da studiare sono sempre le stesse.

Hai capito da sola che leggerle solo da schermo non ti basta!!!

Nelle soluzioni però c'è scritto che serve la ka1 ma perché lei isa la ka2?

LuiCap

2018-05-12 13:23

Rosa, mi dispiace, ma non hai ancora capito. :-(

Il testo dice che hai un tampone iniziale H2CO3/HCO3(-) a pH = 6,63.

Per trovare [H2CO3] e [HCO3(-)] sapendo che la loro somma è 0,340 mol/L la risoluzione del libro usa la Ka1 relativa al seguente equilibrio:

H2CO3 + H2O <--> HCO3(-) + [H3O+]

Risolvendo il libro scrive:

[HCO3(-)] = 0,220 M

[H2CO3] = 0,120 M

Io ti ho dimostrato che per arrivare agli stessi risultati si può usare anche la Kb2 = Kw/Ka1 considerando l'equilibrio di idrolisi basica:

HCO3(-) + H2O <--> H2CO3 + OH-

Il testo prosegue dicendo che a 1 L di questo tampone si addizionano 850 mL di NaOH 0,260 M.

Una volta consumato tutto l'NaOH aggiunto, rimane un tampone diverso dal primo formato da HCO3(-) e CO3(2-).

Per calcolare il pH di questo tampone il libro usa la Ka2 relativa al seguente equilibrio:

HCO3(-) + H2O <--> CO3(2-) + H3O+

e trova pH = 9,95.

Io ti ho dimostrato che per arrivare allo stesso risultato si può usare anche la Kb1 = Kw/Ka2 considerando l'equilibrio di idrolisi basica:

CO3(2-) + H2O <--> HCO3(-) + OH-

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-05-12 13:33

La ringrazio ho appena chiesto a una compagna e mi ha detto che lei usava questo metodo, ora sto indovinando le ka , anche se è un metodo per somari ma secondo Lei Prof.ssa è buono(nel senso basta che viene il numero :-( )?

"Se ho in soluzione ancora l'acido indissociato uso la ka1, se ho solo dei sali uso la ka2"(i problemi agli esami di giugno in genere hanno solo ka1 e ka2)

LuiCap

2018-05-12 13:50

Già il verbo "indovinare" è assolutamente non appropriato, poi "basta che venga il numero" proprio non esiste :-@ E se non hai i risultati (come presumo all'esame) che fai, tiri il dado sperando che esca il numero giusto??? Metodo bocciato.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-05-12 13:57

Lo so ma nei casi di disperazione, cosa devo fare(non mi dica di abbandonare l' università, perché non ho alternative oramai)? Per capire sono mesi che ci provo e Lei mi ha spiegato 100000000 volte il tutto e mi sforzo e certo ci proverò ancora a capire,( ma devo dare pure altri 4 esami). Il "metodo bocciato" comunque è quello che ha usato la docente degli esercizi :-( per essere rapidi nella scelta delle ka, ma io non l'avevo appuntato :-(. Quindi proprio in definitiva è bocciato questo metodo?


Metodo per somari

Rosa

2018-05-12 14:29

Prima avevo provato a scrivere gli schemi come ha fatto Lei, vede però che qui ho sbagliato a trovare la ka1 perché avevo sbagliato la kb. Dovevo usare la kb2 :-( forse devo studiare di nuovo cosa sia la kb

rps20180512_162913_301.jpg
rps20180512_162913_301.jpg

LuiCap

2018-05-12 17:08

Per "metodo bocciato" intendevo quello "basta che venga il numero". ;-)

Il metodo della tua Prof.ssa invece è giustissimo: "Se ho in soluzione ancora l'acido indissociato uso la ka1, se ho solo dei sali uso la ka2".

Io però, al contrario della tua Prof.ssa, non uso mai il termine "sali", preferisco chiamarle basi coniugate dell'acido perché scrivo sempre le reazioni in forma ionica, cioè solo con le specie che possono determinare il pH della soluzione; elimino i cationi metallici perché non idrolizzano in acqua (o almeno non se ne tiene conto in questo tipo di esercizi).

Non mi permetterei mai di dirti di "abbandonare".


Tu sbagli perché ti ostini a non fare tutti i passaggi, cosa che non ti puoi permettere. :-(

anfolita HCO3-.jpg
anfolita HCO3-.jpg

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Rosa

Rosa

2018-05-12 17:40

Lei ha ragione, ma per ricordare questo metodo mi basta pensare che se ho l'acido ancora indissociato allora la dissociazione non è complessivamente completa, quindi uso la ka1? Non so perché sbaglio i passaggi, i suoi allegati li stampo e li studio perché il cervello mio dallo schermo è ancora peggio rispetto al vivo :-(

Grazie mille, Lei spiega benissimo ma io sono lenta a capire