L acido HB forte in soluzione acquosa a concentrazione 0,001M si considera completamente dissociato

Dimensione: px

Iniziare la visualizzazioe della pagina:

Download "L acido HB forte in soluzione acquosa a concentrazione 0,001M si considera completamente dissociato"

Silvano Giuliano
4 anni fa
Visualizzazioni

1 ACIDI MONOPROTICI FORTI L acido HB forte in soluzione acquosa a concentrazione 0,001M si considera completamente dissociato HB + H 2 O H 3 O + + B - All equilibrio quindi HB scompare e la base B - sarà debolissima. In soluzione all equilibrio saranno presenti le reazioni: HB + H 2 O H 3 O + + B - 2H 2 O H 3 O + + OH - all equilibrio avremo la presenza degli ioni:

2 H 3 O + e B - derivanti dall acido H 3 O + e OH - derivanti dall acqua Si tenga presente che H 3 O + derivante dall acido e H 3 O + derivante dall acqua non sono distinguibili tra loro e rappresentano quindi un unica specie ionica per cui all equilibrio avremo tre specie: H 3 O + OH - e B - Siamo in presenza di un sistema a tre incognite e avremo bisogno di tre equazioni per la risoluzione

3 Dati - concentrazione iniziale di HB = C a - costante dell acqua = K w specie presenti all equilibrio H 3 O + OH - e B - stante che una soluzione deve essere in una condizione di elettroneutralità, ossia che la sommatoria delle cariche positive deve essere uguale a quella delle cariche negative, ne deriva che : la concentrazione espressa come sommatoria delle cariche positive dovrà essere uguale alla concentrazione espressa come sommatoria delle cariche negative dove ogni concentrazione espressa in molarità è moltiplicata per la carica dello ione corrispondente

4 nel caso in esame [H 3 O + ] x 1 = [OH - ] x 1 + [ B - ] x 1 [H 3 O + ] = [OH - ] + [ B - ] Condizione di elettroneutralità prima equazione HB + H 2 O H 3 O + + B - Se indichiamo la concentrazione iniziale di [HB] = C a essendo HB un acido forte è completamente dissociato, quindi [ B - ] = C a seconda equazione Per una reazione in acqua vale sempre K w = [H 3 O + ] x [OH - ] = terza equazione

5 Dalla condizione di elettroneutralità [H 3 O + ] = [OH - ] + [ B - ] [H 3 O + ] = K w H 3 O + ] + C a [H 3 O + ] 2 = K w + [H 3 O + ] C a [H 3 O + ] 2 - [H 3 O + ]C a - K w = 0 [H 3 O + ] = Questa equazione è sempre valida per calcolare [H 3 O + ] e quindi il ph ma si possono fare delle approssimazioni ricordando che in ogni sommatoria ( ) se un termine è 100 volte minore di un altro si può trascurare.

6 APPROSSIMAZIONI Delle tre equazioni del sistema prendiamo in esame la condizione di elettroneutralità [H 3 O + ] = [OH - ] + [ B - ] l unica (sommatoria) presente è [OH - ] + [ B - ] Per cui dovremo fare le seguenti ipotesi: 1 [OH - ] [ B - ] Non si può trascurare nessun termine, la risoluzione rimane quella sempre valida [H 3 O + ] =

7 2 se [ B - ]» [OH - ] ossia [ B - ] 100 [OH - ] nella condizione di elettroneutralità [H 3 O + ] = [OH - ] + [ B - ] [OH - ] scompare e l equazione diviene [H 3 O + ] = [ B - ] ma [ B - ] = C a [H 3 O + ] = C a ph = - log C a questa equazione è quella che si applica comunemente e che trascura l equilibrio dell acqua ossia i protoni derivanti dalla dissociazione dell acqua.

8 Posto [ B - ] = C a e [ B - ] 100 [OH-] avremo C a 100 [OH-] ossia C a 100 K w H 3 O + ] ma [H 3 O + ] = C a da cui C a 100 quindi C a K w C a x = C a C a = 10-6 C a = [H 3 O + ] 10-6 ph 6 quando ph 6 [OH - ] è trascurabile, viene eliminato dalla condizione di elettroneutralità e il contributo di protoni derivanti dalla dissociazione dell acqua diventa trascurabile rispetto a quello dei protoni derivanti dall acido.

9 3 partiamo dall equazione [H 3 O + ] = consideriamo la sommatoria sotto radice Dove K w = se C a 10-8 = avremo che la sommatoria sotto radice diventerà dove è trascurabile rispetto a e [H 3 O + ] = Osservando la sommatoria si può dire che se C a 10-9 diviene trascurabile e [H 3 O + ] = = 10-7 ph = 7 per una concentrazione dell acido C a 10-9 il contributo protonico dell acido è trascurabile rispetto al contributo protonico dell acqua.

10 Riassumendo se C a 10-6 ph= - log C a 10-6 > C a > 10-8 soluzione esatta 10-8 > C a > 10-9 soluz appros [H 3 O + ] = C a 10-9 ph = 7

11 Rappresentazione grafica di un acido forte Il grafico logc vs ph deve rappresentare la variazione della concentrazione di ogni singola specie presente all equilibrio in funzione del ph. Le specie presenti all equilibrio sono: H₃O + Cl e OH Le funzioni rappresentative di H₃O + e OH sono come già visto : retta a pendenza 1 per log [H₃O + ] retta a pendenza +1 per log [OH ] La specie [B ] si è dimostrato che, in quanto base debolissima, non subisce variazioni in funzione del ph, pertanto sarà una costante, con valore log C, su tutto l arco di ph, ossia sarà una retta parallela all asse delle ascisse con ordinata logc.

12 log C Il punto A dove log C = log [H 3 O + ] per soluzioni a concentrazione di HB 10 6 avrà un ascissa corrispondente al ph della soluzione. Per soluzioni a concentrazione HB 10 6 si dovrà tenere conto del contributo dell acqua log a H₃O+ A log a OH ph

Documenti analoghi

Essendo l acido debole HB non si dissocerà completamente e all equilibrio avremo

ACIDI MONOPROTICI DEBOLI HB + H 2 O H 3 O + + B - costante K a concentrazione C a Essendo l acido debole HB non si dissocerà completamente e all equilibrio avremo HB + H 2 O H 3 O + + B - 2H 2 O H 3 O