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Geeko
Utente
Città: Milano
1043 Messaggi |
 Inserito il - 10 settembre 2011 : 18:00:07
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Allora ragazzi, ho un dubbio che riguarda la natura della costante di equilibrio (Keq) e in particolare quella di dissociazione acida (Ka).
Partiamo dalla relazione generale che mette in relazione la variazione di energia libera standard con la Keq, ovvero:
deltaG° = -RT lnKeq
Ora, se è vero che deltaG° è la variazione di e. libera in condizioni standard, allora le stesse condizioni standard vanno applicate anche alla Keq, giusto? Ovviamente non posso considerare la concentrazione standard, cioè 1M, per il calcolo della Keq perchè è riferita "all'equilibrio".
I dubbi però mi vengono se considero una reazione ad esempio di dissociazione di un acido debole qualunque.
HA -> A- + H+
Se ora considero la sua Ka, questa è o non è influenzata dal pH della soluzione in cui la reazione avviene? Perché se lo fosse, non sarebbe più 'costante'; cioè se mi trovo in ambiente acido, l'equilibrio della reazione si sposterebbe verso sinistra, ma una volta raggiunto l'equilibrio ottengo comunque un rapporto prodotti/reagenti pari alla Ka che trovo in qualunque tabella?
Inoltre la Ka è stata calcolata in condizioni standard? In quel caso quindi si dovrebbe considerare la concentrazione di [H+] iniziale pari a 1M, e quindi a pH=0. Mentre per la Ka' (biochimica cioè) si considera pH=7, cioè la condizione più comune in ambiente cellulare.
Bene, probabilmente la metà delle cose che ho scritto non hanno un minimo senso  ma ho bisogno di un confronto per riorganizzare le idee..
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Costante di equilibrio e pH..
Didattica
Inserito il - 23 settembre 2011 : 21:15:32
