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themian
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24 Messaggi |
 Inserito il - 26 gennaio 2009 : 13:22:36
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La mia docente di chimica a volte è folle nel proporre certi esercizi... talmente folle che quando ti trovi davanti a semplici calcoli o bilanciamenti vai nel panico perchè... pensi sempre ci sia un trabochetto!
forse non è questo il caso... ma non riesco proprio a risolvere questi esercizi e nemmeno a dirlo domani ESAME!
1) sapendo che il prodotto di solubilita dell'idrossido rame vale 4.8x10^-19... calcolare a quale PH inizia la precipitazione dell'idrossido da una soluzione che contiene 1.5g/l di CuSO4.
2)Calcolare il grado di dissociazione di CH3COOH in una soluzione 0.1M dell'acido e in un litro della stessa in cui è stato aggiunto 0.01 moli di HCl.
sono due tipologie ricorrenti ma che non ho capito come risolvere... in particolare il libro non mette in relazione la Ks con il pH.. e per quanto riguarda il secondo esercizio... Mi sembra che manchi un dato (secondo le formule che ho per calcolare alfa intendo).
grazie!
Demian
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chick80
Moderatore
Città: Edinburgh
11491 Messaggi |
Inserito il - 26 gennaio 2009 : 14:05:34
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Non c'è alcun trabocchetto
Citazione:
in particolare il libro non mette in relazione la Ks con il pH.
Scrivi la dissociazione dell'idrossido di rame e tutto sarà più chiaro...
Citazione:
Calcolare il grado di dissociazione di CH3COOH in una soluzione 0.1M dell'acido e in un litro della stessa in cui è stato aggiunto 0.01 moli di HCl.
Riguardati la definizione di Ka e la sua relazione con il pH... |
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themian
Nuovo Arrivato
24 Messaggi |
Inserito il - 26 gennaio 2009 : 14:41:51
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Quindi per quanto riguarda il 2: il ph di un soluzione di acido monoprotico è -log Ca... quindi 1. La legge vale anche per un acido leggermente diluito.... quindi rimane 1...giusto?
per l'es 1 invece... io ho Cu+ e OH- la cui Kps è 4.8x10^-19. Questo vuol dire che se aggiungo una quantità sufficiente di uno dei due ioni da superare la Kps... questo precipita. Nel caso specifico lo ione sarebbe Cu2+ derivante da CuSO4.
Se la Kps si è il prodotto delle [] dei due ioni vuol dire che devo dividere 1.5 g/l per il PM per trovare la [] in moli... poi elevo alla seconda (supponendo che la concentrazione dei due ioni del composto sia uguale) e ottengo 8.83x10^-6 che è più grande della Kps iniziale (Kps è 4.8x10^-19). Quindi prendo questo valore e calcolo il pH? |
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chick80
Moderatore
Città: Edinburgh
11491 Messaggi |
Inserito il - 26 gennaio 2009 : 18:09:37
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Allora, innanzitutto faccio presente che l'idrossido di rame è Cu(OH)2...
Citazione:
Quindi prendo questo valore e calcolo il pH?
E come scusa???
Citazione:
supponendo che la concentrazione dei due ioni del composto sia uguale
E' qui il problema del tuo ragionamento....
La [Cu++] è fissa, e dipende solo da quanto CuSO4 c'era inizialmente, ma la [OH-] dipende dal pH!
=========
Citazione:
il ph di un soluzione di acido monoprotico è -log Ca
NOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOO
CH3COOH non è un acido forte!!!
(nota che pH si scrive con la H maiuscola, perchè stai applicando l'operatore p alla [H+])
Citazione:
La legge vale anche per un acido leggermente diluito
A parte che non ti dice che volume di HCl hai aggiunto, quindi non sai quanto sia stato diluito... (comunque puoi immaginare che il volume sia trascurabile, altrimenti sarebbe stato scritto). Ma HCl è un acido forte, quello si' che ti cambia il pH! |
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themian
Nuovo Arrivato
24 Messaggi |
Inserito il - 26 gennaio 2009 : 21:52:38
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allora credo di non avere le basi per risolverli.... 
suggerimenti? |
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Gabriele
Utente
Prov.: Pisa
Città: Pisa
615 Messaggi |
Inserito il - 27 gennaio 2009 : 02:00:02
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| Studiare? |
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chick80
Moderatore
Città: Edinburgh
11491 Messaggi |
Inserito il - 27 gennaio 2009 : 09:13:00
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| Concordo, non puoi pensare di andare a fare un esame di chimica senza conoscere pH e pOH, o la differenza fra acidi forti e deboli. Dimentica gli esercizi, prendi un libro di chimica e studia la teoria, poi torna a fare gli esercizi e vedrai che torneranno come per magia! |
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themian
Nuovo Arrivato
24 Messaggi |
Inserito il - 28 gennaio 2009 : 11:33:27
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Allora per essere precisi... un acido è forte è debole a seconda del contesto... in questo CH3COOH non lo è ma in chimica organica si....come l'HCl messo vicino al solforico è acqua fresca.
Comunque il mio libro dedica una pagina alla Ksp e parla solo di solubilità... no di pH o pKa.... gli esercizi che propone sono in linea con la spiegazione... quindi non mi è di aiuto. Tuttavia ho pensato bene che il quoziente di reazione Q deve essere maggiore della Ksp per precipitare l'idrossido (che non è detto sia Cu(OH)2....perchè può anche ssere CuOH se il rame ha stato di ossidazione 1)... quindi la questione diventa
[Cu2+][OH-]^2 > Ksp (posto che sia Cu(OH)2... anche se non lo fosse ho fatto i calcoli e viene pratikamente identiko il risultato)
quindi si avrebbe [OH-]>Radice di Ksp/[Cu2+]=radice di 4.8x10^-19/9.40x10^-3= 5.106 x10^-17 (la C di Cu2+ dipende dalla soluzione...come suggerito)
quindi se il pOH è - log [OH]... quindi -log di 5.106 x10^-17.... il risultato sarebbe 16.64.
ph= 14-pOH.....-2.64...????????
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chick80
Moderatore
Città: Edinburgh
11491 Messaggi |
Inserito il - 28 gennaio 2009 : 12:45:59
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Citazione:
Allora per essere precisi... un acido è forte è debole a seconda del contesto... in questo CH3COOH non lo è ma in chimica organica si....come l'HCl messo vicino al solforico è acqua fresca.
No. Ripeto, vai a ristudiarti la teoria.
L'HCl in soluzione si dissocia sempre e comunque, infatti non ha una kA.
Il CH3COOH è un acido debole sempre e comunque. Cosa vuol dire "in questo CH3COOH non lo è ma in chimica organica si". L'acido è sempre lo stesso: in natura non esiste "chimica organica" e "chimica inorganica".
Per definizione un acido debole è un acido con una costante di dissociazione acida (Ka) minore di 1. L'acido acetico ha una kA di ~1.8*10^-5, quindi decisamente minore di 1.
Esempi di acidi forti sono: H2SO4 (solo la prima dissociazione), HCl, HNO3, HI, HClO4 e HBr
Questi in acqua si dissociano completamente.
HCl -> H+ + Cl-
è completamente spostata a destra ed è irreversibile
CH3COOH <-> CH3COO- + H+
è spostata a destra o sinistra a seconda della situazione, in maniera dipendente dalla sua kA.
Il tuo discorso della forza relativa degli acidi vale quando metti insieme due acidi deboli e in quel caso quello "meno debole" inibirà la dissociazione dell'altro, in quanto produrrà più facilmente H+ che andranno a spostare a sinistra l'equilibrio di dissociazione dell'acido più debole.
Ma, in ogni caso, se metti dell'acido forte in una soluzione di acido debole ne sposterai SEMPRE E COMUNQUE l'equilibrio verso la forma indissociata.
Prendi ad es. questa spiegazione: http://www.scibio.unifi.it/lezioni/acidi_deboli.html
==========
Citazione:
l'idrossido (che non è detto sia Cu(OH)2....perchè può anche ssere CuOH se il rame ha stato di ossidazione 1)
No, l'idrossido di rame è Cu(OH)2. Cu(OH) non esiste, lo ione Cu+ in generale è poco stabile e non forma idrossidi. Puoi avere l'ossido sia di rame(I) che di rame(II) con formule: Cu2O e CuO.
E comunque parti da CuSO4, quindi non hai Cu+ ma Cu++...
Per quanto riguarda la Kps e il pH. La relazione dipende dal fatto che il tuo sale produce OH-, quindi influenza il pH.
Ora, scriviamo le reazioni di dissociazione
Cu(OH)2 <-> Cu++ + 2OH-
CuSO4 <-> Cu++ + SO4--
Esattamente come nell'altro problema, hai quello che viene detto "effetto dello ione comune", cioè i due sali competono per la dissociazione in quanto producono entrambi Cu++
Il CuSO4 è un sale molto solubile e si dissocia completamente, infatti non ti dà una kPS (la solubilità è >30g/l giusto per curiosità, quindi sei molto al di sotto)
Hai messo 1.5 g/l di CuSO4 che come hai giustamente calcolato, ti danno [Cu++] = 9.40 * 10^-3
Sai che la Kps = [Cu++][OH-]^2 = 4.8*10^-9
Ma sai anche che [Cu++]=1/2[OH]-
Quindi in sostanza all'equilibrio avrai:
[9.40*10-3+1/2x][x]^2 = 4.8*10^-9
Questo perchè la [Cu++] sarà dovuta alla dissociazione di CuSO4 e in parte alla dissociazione di CuOH2. In realtà possiamo trascurare questo 1/2x dicendo che è << 9.40*10^-3 (se non ci credi fai i calcoli e vedrai che anche considerandolo viene lo stesso)
A questo punto puoi facilmente trovare x (=[OH-]) da cui trovi il pOH e poi il pH |
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Gabriele
Utente
Prov.: Pisa
Città: Pisa
615 Messaggi |
Inserito il - 28 gennaio 2009 : 16:34:25
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Citazione:
Messaggio inserito da chick80
[
L'HCl in soluzione si dissocia sempre e comunque, infatti non ha una kA.
Il CH3COOH è un acido debole sempre e comunque. Cosa vuol dire "in questo CH3COOH non lo è ma in chimica organica si". L'acido è sempre lo stesso: in natura non esiste "chimica organica" e "chimica inorganica".
Credo si riferisca al caso dei solventi organici al posto della soluzione acquosa.
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chick80
Moderatore
Città: Edinburgh
11491 Messaggi |
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themian
Nuovo Arrivato
24 Messaggi |
Inserito il - 30 gennaio 2009 : 09:43:04
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Hai messo 1.5 g/l di CuSO4 che come hai giustamente calcolato, ti danno [Cu++] = 9.40 * 10^-3
Sai che la Kps = [Cu++][OH-]^2 = 4.8*10^-9
Ma sai anche che [Cu++]=1/2[OH]-
Quindi in sostanza all'equilibrio avrai:
[9.40*10-3+1/2x][x]^2 = 4.8*10^-9
Questo perchè la [Cu++] sarà dovuta alla dissociazione di CuSO4 e in parte alla dissociazione di CuOH2. In realtà possiamo trascurare questo 1/2x dicendo che è << 9.40*10^-3 (se non ci credi fai i calcoli e vedrai che anche considerandolo viene lo stesso)
A questo punto puoi facilmente trovare x (=[OH-]) da cui trovi il pOH e poi il pH
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ignorando l'1/2x avremmo: [9.40*10-3][OH-]^2 = 4.8*10^-19 --->[OH-]= radice di 4.8x10^-19/9.40x10^-3=5.106 x10^-17
giusto fin qui?
Ora che ho la C di OH- posso calcolare il pH passando dal pOH... nella fattispecie pOH=-log [OH-]=-log di 5.106 x10^-17= 16.64. Calcolo il pH = 14 - pOH= -2.64...!!!!
Però questo io l'avevo già fatto qui:
-----------------------------
quindi si avrebbe [OH-]>Radice di Ksp/[Cu2+]=radice di 4.8x10^-19/9.40x10^-3= 5.106 x10^-17 (la C di Cu2+ dipende dalla soluzione...come suggerito)
quindi se il pOH è - log [OH]... quindi -log di 5.106 x10^-17.... il risultato sarebbe 16.64.
ph= 14-pOH.....-2.64...????????
-------------------------------------
quindi credo di aver saltato un passaggio della tua spiegazione...ma non so quale o abbiamo detto la stessa cosa! Comunque non viene.... |
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legolas
Utente
Prov.: Lecce
Città: Trepuzzi
723 Messaggi |
Inserito il - 30 gennaio 2009 : 12:07:28
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| consiglio un ottimo libro di chimica generale: Esercitazioni di Chimica del Prof. Sacco,costa poco ed è ottimo. Non si può affrontare l'esame di chimica in queste situazioni. La chimica fatta bene te la ritrovi in chimica organica, biochimica e derivanti materie tra cui fisiologia generale. Anche la mia docente di chimica non è eccellente per alcune cose però quando uno si trova in queste situazioni...chi fa da se fa per tre.Studiati bene tutto senza tralasciare niente e svolgi gli esercizi di quel libro.Questo è l'unico consiglio che riesco a dare poichè possiamo proporti tante cose però se manca uno studio corposo di base per la chimica non so quanto ti potrebbe fare del bene.In bocca al lupo |
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chick80
Moderatore
Città: Edinburgh
11491 Messaggi |
Inserito il - 30 gennaio 2009 : 12:15:30
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Citazione:
radice di 4.8x10^-19/9.40x10^-3=5.106 x10^-17
Ti sei scordato la radice! Facendola viene 7.15*10^-9, quindi pOH = 8.15 e pH=5.85
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themian
Nuovo Arrivato
24 Messaggi |
Inserito il - 02 febbraio 2009 : 10:12:48
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Cavolo è vero...! grazie un problema in meno...
per quanto riguarda l'altro?
L'unica cosa che mi è venuta in mente in mente... e di calcolare alfa mediante la formula classica alfa= radice di Ka/Ca.... che verrebbe= radice di 1.86x10^-5/0.1= 1.36 X 10^-2. Successivamente ricalcolo la C di CH3COOH dopo l'aggiunta di HCl...e faccio lo stesso lavoro.
Il problema è che io non ho la Ka come dato... dovrei saperla a memoria...è l'unica soluzione? |
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chick80
Moderatore
Città: Edinburgh
11491 Messaggi |
Inserito il - 02 febbraio 2009 : 22:57:47
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Citazione:
Il problema è che io non ho la Ka come dato... dovrei saperla a memoria...è l'unica soluzione?
Beh, diciamo che l'acido acetico è l'esempio classico che ti mettono in tutti i problemi, quindi la kA (~1.8*10^-5) tienila a mente che è sempre utile.
Citazione:
e di calcolare alfa mediante la formula classica alfa= radice di Ka/Ca
Hmmm... quella è la formula per calcolare il pH, non il grado di dissociazione.
Per trovare il grado di dissociazione devi considerare che:
HA <-> H+ + A-
[H+][A-]
kA = ---------
[HA]
All'equilibrio sai che
[H+] = [A-]= Ca * alfa
[HA] = Ca - Ca * alfa = Ca * (1-alfa)
Sostituisci nell'equazione della kA e ottieni
Ca^2 * alfa^2 Ca * alfa^2
kA = ---------------- = -------------
Ca * (1-alfa) 1 - alfa
Da cui trovi alfa.
Dopodichè consideri la situazione in cui hai aggiunto HCl, quali saranno le concentrazioni all'equilibrio (stesso identico ragionamento dell'altro problema, solo che invece di avere l'equilibrio di un sale qui hai quello di un acido)? Senza fare calcoli, sarà più o meno dissociato? |
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themian
Nuovo Arrivato
24 Messaggi |
Inserito il - 03 febbraio 2009 : 11:22:33
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quindi risolvendo in alfa (e ignorandolo come sottraendo) ottengo che alfa^2=-Ka/Ca.....alfa= +/-radice di Ka/Ca..... come ho fatto io....giusto?
(il pH sarebbe -log (Ca*alfa)?)
bene mi sembra un traguardo!
dopo che aggiungo HCl... immagino che quello aggiunto vada a reagire con un tot di quello in soluzione (0.1 moli di CH3COOH -0.01 di HCl???)...quindi dovro ricalcolare alfa con la nuova concentrazione che sarà inferiore a quella di partenza....corretto? |
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themian
Nuovo Arrivato
24 Messaggi |
Inserito il - 03 febbraio 2009 : 12:08:45
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Riporto un altro esercizio:
Un colorante estratto dal mirtillo funziona come indicatore HInd che possiede il colore rosso nella forma indissociata e blu in quella dissociata la sua Kind è di 3x10^-6.
dire qual è il colore di una soluzione di acetato di sodio 0.1 M(Ka di CH3COOH 1.8x10^-5) contenente questo colorante.
L'esercizio è semplice ma non capisco perchè mi da la pKa dell'acido acetico. La C della soluzione è 0.1 M... ma la soluzione è formata da CH3COONa non CH3COOH. è un errore?
l'unica spiegazione che mi sono dato che sicuramente sarà sbagliata è la seguente:
per avere 0.1 M di acetato... e basta vuol dire che tutto l'acetico è stato titolato dalla soda in quantità esatta da avere solo acetato e "nessuna mole residua dei reagenti"(o viceversa)... quindi il pH dovrebbe essere 7....
rispondendo all'esercizio il colore sara blu (pH>pKHInd+1) |
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Gabriele
Utente
Prov.: Pisa
Città: Pisa
615 Messaggi |
Inserito il - 03 febbraio 2009 : 13:21:31
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| Sei fuori strada |
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nicola1111
Nuovo Arrivato
8 Messaggi |
Inserito il - 05 giugno 2011 : 14:37:32
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1) sapendo che il prodotto di solubilita dell'idrossido rame vale 4.8x10^-19... calcolare a quale PH inizia la precipitazione dell'idrossido da una soluzione che contiene 1.5g/l di CuSO4.
2)Calcolare il grado di dissociazione di CH3COOH in una soluzione 0.1M dell'acido e in un litro della stessa in cui è stato aggiunto 0.01 moli di HCl.
sono due tipologie ricorrenti ma che non ho capito come risolvere... in particolare il libro non mette in relazione la Ks con il pH.. e
grazie!
fosse quest ti può aiutare
3-Effetto del pH
Si verifica quando il pH influisce sulla concentrazione di una o più specie presenti in soluzione
Esempio
CaCO3(s) l Ca2+(aq) + CO32-(aq) Kps= 4.8.10-9
CO32-(aq) + H2O(l) lHCO3-(aq) + OH-(aq)
[HCO3-][OH-] [HCO3-]* Kw
Keq = ________________ = __________________ = Kw/KA2 =
[CO32-] [CO32-][H3O+]
=10-14/4.7.10-11 =2.1*10-4
Il pH influenza la concentrazione degli ioni CO32- : quanto più è basso, tanto più è bassa [CO32-], e di conseguenza la solubilità aumenta
Esempio
Fe(OH)3(s) î Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)
Kps=[Fe3+][OH-]3 = 6.3.10-38 = S.(3S)3= 27. S4
_____
Allora: S=3ªKps/27 =2.2.10-10 ?
• Questo risultato non è veritiero perché occorre tenere conto di [OH-] proveniente dalla dissociazione dell’acqua
• Qual è il vero valore di S in una soluzione a pH 6?
pH=6 #8658;[H3O+]= 10-6 #8658; [OH-]= 10-8 #8658; S= [Fe3+]= 6.3.10-38/[OH-]3 = 6.3.10-38/10-24 = 6.3.10- |
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Discussione |
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Esercizi su grado di dissociazione e kPS
