2017-06-20, 11:49 (Questo messaggio è stato modificato l'ultima volta il: 2017-07-03, 16:17 da Kokosekko.)
Qual è il pH di una soluzione 0,55 M di HClO4? (Ka = 1,1 • 10-2)
In questo caso non si può applicare la formula approssimata per calcolare la concentrazione degli ioni H3O+ in una soluzione di un acido debole perché la costante di ionizzazione dell’acido Ka non è < di 10-3 quindi: HClO4 + H2O ⇔ ClO4 - + H3O+ € Ka = H3O+ [ ] ClO4 − [ ] [HClO4 ] a) condizione di elettroneutralità [H3O+] = [ClO4 - ] + [OH–] b) bilancio delle masse Ca = [ClO4 - ] + [HClO4] Visto che Ca > 1·10-3 mol/l [ClO4 - ] >> [OH–] quindi a) diventa [H3O+] ≈ [ClO4 - ] e b) diventa [HClO4] = Ca - [H3O+] sostituendo tali espressioni nella Ka : € Ka = H3O+ [ ] 2 Ca − H3O+ [ ] =1,1•10−2 € H3O+ [ ] 2 + Ka H3O+ [ ] − KaCa = 0 € H3O+ [ ] 2 = −Ka + Ka 2 + 4KaCa 2 = 0,072 pH = -log(0,072) = 1,14
ALLORA questa e la soluzione del testo,non riesco a capire come fa a venire la conc di H3O+ =0,072 se non so quanto vale Ca?
mi potreste dare una mano?grazie mille
In questo caso non si può applicare la formula approssimata per calcolare la concentrazione degli ioni H3O+ in una soluzione di un acido debole perché la costante di ionizzazione dell’acido Ka non è < di 10-3 quindi: HClO4 + H2O ⇔ ClO4 - + H3O+ € Ka = H3O+ [ ] ClO4 − [ ] [HClO4 ] a) condizione di elettroneutralità [H3O+] = [ClO4 - ] + [OH–] b) bilancio delle masse Ca = [ClO4 - ] + [HClO4] Visto che Ca > 1·10-3 mol/l [ClO4 - ] >> [OH–] quindi a) diventa [H3O+] ≈ [ClO4 - ] e b) diventa [HClO4] = Ca - [H3O+] sostituendo tali espressioni nella Ka : € Ka = H3O+ [ ] 2 Ca − H3O+ [ ] =1,1•10−2 € H3O+ [ ] 2 + Ka H3O+ [ ] − KaCa = 0 € H3O+ [ ] 2 = −Ka + Ka 2 + 4KaCa 2 = 0,072 pH = -log(0,072) = 1,14
ALLORA questa e la soluzione del testo,non riesco a capire come fa a venire la conc di H3O+ =0,072 se non so quanto vale Ca?
mi potreste dare una mano?grazie mille
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