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#1 |
Senior Member
Iscritto dal: Dec 2003
Città: Trento, Pisa... ultimamente il mio studio...
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[Official Thread]Richieste d'aiuto in CHIMICA: postate qui! (guida al pH inside)
Thread unificato e generalizzato per le richieste d'aiuto in chimica!
Esercizi, Redox, domande di teoria e tutto ciò che possa essere in qualche modo inerente alla disciplina! Sul modello del thread di matematica siete tutti calorosamente invitati (lo ricordate lo scantinato degli orrori di Christina e di Freeban? ![]() Dato che - come mi è parso di capire - la maggior parte dei problemi riguardano il calcolo del pH, mi permetto di postare una breve guida che tratti le situazioni più comuni! Cos'è il pH Si definisce pH il cologaritmo in base 10 della concentrazione dello ione H+ (e di tutte le sue forme solvatate): Una definizione più rigorosa vorrebbe che l'argomento del logaritmo non fosse la concentrazione di H+, ma la sua attività; per gli scopi della "miniguida" tuttavia penso non sia il caso di cacciare il culo nelle pedate: alla fine si suppone che chi si trova a dover parlare di attività sappia già perfettamente come si calcola il pH, quindi... lasciamo stare! Il cuore del problema è quindi il calcolo della concentrazione idrogenionica! Acidi e basi Secondo la teoria di Bronsted-Lowry, un acido è una specie che cede H+ ad una base ed una base è un'accettore di H+. Questo significa che una specie non si comporterà da acido se non in presenza di una base e - allo stesso tempo - che una base non si comporterà da base se non in presenza di un acido. In particolare si identificano in questo modo delle coppie acido-base coniugati, di modo che l'equilibrio in vigore sia sempre di questo tipo: HA(acido) + B(base) ----> A-(base coniugata dell'acido HA) + BH+ (acido coniugato della base B). Un esempio può sicuramente essere d'aiuto: prendiamo un acido come l'acido fluoridrico ed una base come l'ammoniaca. La base coniugata dell'acido fluoridrico sarà lo ione fluoruro; l'acido coniugato dell'ammoniaca sarà lo ione ammonio: HF + NH3 ----> NH4+ + F- Sistemi monoprotici 1) Acidi e basi forti Per definizione di elettrolita forte, un acido o una base forte saranno completamente dissociati, dunque il loro contributo alla concentrazione idrogenionica sarà pari alla loro concentrazione. Detto questo vorrei fare comunque un esempio che dovrebbe ovviare ad alcuni malintesi: Calcolo del pH di una soluzione 0,00000001 M di acido Cloridrico Poiché la concentrazione di HCl è L'acido fornirà 10^-8 moli di H+, l'acqua fornirà x moli di H+ e x moli di OH- secondo l'equilibrio: che da come soluzione x = 1,9*10^-7; facendo il logaritmo risulta pH = 6,72 ![]() 2) Acidi deboli (per le basi è esattamente la stessa cosa!) Un acido debole è sottoposto ad un equilibrio di dissociazione: A questo punto conviene fare qualche approssimazione. - Se l'acido è ragionevolmente forte (K > 10^-11) si può trascurare l'autoprotolisi dell'acqua: essa è già poco influente di per sé, inoltre verrà repressa dalla dissociazione dell'acido, quindi si può porre tranquillamente [H+] = [A-] - Se l'acido non è troppo forte (K < 10^-4) né troppo diluito (Ca = concentrazione analitica dell'acido >> K_a) la frazione di acido dissociata sarà trascurabile rispetto alla concentrazione della specie indissociata: ne segue che si può porre [HA] = Ca - [H+] ~ Ca Dunque: Se la seconda approssimazione non è applicabile bisogna risolvere l'equazione di secondo grado, scartando ovviamente la soluzione che verrà negativa. Ponendo H+ = x: Esempio: Calcolo del pH di una soluzione 0,1M di acido Acetico (Ka = 1,8*10^-5) - la dimensione di K_a permette di utilizzare entrambe le semplificazioni, quindi, banalmente: Esempio: Calcolo del pH di una soluzione 0,1M di acido Acetico (Ka = 1,8*10^-5) in acido cloridrico 0,001M Il sistema si complica, ma non c'è nulla di nuovo: bisogna tener conto degli equilibri considerando che il contributo alla concentrazione idrogenionica dell'HCl è 0,001M! Impostando l'equilibrio (sia x=[H+] dovuto all'acido): Risolvendo: La concentrazione totale di H^+ sarà quindi la somma dei due contributi, ovvero: [H+] = 1,93 * 10^-3 e quindi il pH sarà 2,71. Si nota molto bene come la presenza dell'acido forte abbia un effetto notevole sulla dissociazione dell'acido debole! 3) Idrolisi Il comportamento dei sali in acqua non è sempre neutro: essi sono per definizione elettroliti forti, quindi si dissociano completamente, ma gli ioni che producono possono derivare da un acido o da una base deboli, che quindi sono soggetti ad un equilibrio. Si possono distinguere tre casi: a) Sia l'anione che il catione provengono da elettroliti forti (es: NaCl) In questo caso non ci sono problemi: la soluzione rimane neutra b) Uno dei due ioni proviene da un elettrolita debole (ad esempio il catione è lacido coniugato di una base debole, se è viceversa la situazione è del tutto simmetrica!) Prendiamo come modello una soluzione di concentrazione Cs di cloruro d'ammonio NH4Cl: Ci si comporta quindi come se si avesse a che fare con una soluzione di un acido debole (NH4+) con costante di dissociazione Valgono quindi tutte le considerazioni fatte sopra! c) Entrambi gli ioni provengono da elettroliti deboli (es: NH4CN) In questo caso la concentrazione idrogenionica è data da: La dimostrazione è un macello... lascio decidere a voi se volete vederla! Sistemi diprotici Gli acidi e le basi diprotiche deboli vanno trattate esattamente come i sistemi monoprotici. Se la prima dissociazione è forte la si considera quantitativa e tanto fa, se lo è anche la seconda non ci sono problemi! Se la prima dissociazione è forte ma la prima è debole ci si riconduce all'esercizio che ho postato sopra (acido debole in soluzione acida per acido forte): è esattamente la stessa cosa. In particolare se la costante di seconda dissociazione è relativamente piccola (< 10^-3) si può anche trascurare del tutto il fatto che tale dissociazione avvenga! Se entrambe le dissociazioni sono deboli bisogna valutare attentamente la differenza fra le costanti. Se ci sono almeno tre ordini di grandezza di differenza, la seconda dissociazione (che viene comunque inibita dalla prima!) sarà del tutto trascurabile; altrimenti ci si riconduce al caso successivo - ovvero si tratta l'acido biprotico come un acido debole la cui costante sia pari alla media geometrica delle costanti di prima e seconda dissociazione. Il discorso sembrerà nebuloso, ma in realtà i casi in cui le costanti non differiscono di molto sono decisamente molto pochi! Ben più rilevante è il problema *del tutto analogo* (solo che uno dei due equilibri va in senso opposto) dell'idrolisi del sale di un acido biprotico del tipo NaHA (come il bicarbonato, ad esempio!).
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"Expedit esse deos, et, ut expedit, esse putemus" (Ovidio) Il mio "TESSORO": SuperMicro 733TQ, SuperMicro X8DAI I5520, 2x Xeon Quad E5620 Westmere, 12x Kingston 4GB DDR3 1333MHz, 4x WD 1Tb 32MB 7.2krpm ![]() |
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#2 |
Senior Member
Iscritto dal: Dec 2003
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II Parte
Idrolisi del sale di un acido biprotico
In soluzione sono presenti due equilibri: Per trovare il pH sono necessarie altre due equazioni: il bilancio di massa e il bilancio di carica; inoltre, detta Cs la concentrazione del sale, si pone [Na+] = Cs: Sostituendo nella seconda equazione l'espressione di Cs che si ricava dalla prima e portando [H+] a destra: Si ricava [H2A] dalla Kb, [A2-] dalla Ka,2 e [OH-] dalla relazione fondamentale [H+][OH-]=Kw: Isolando [H+]: Si possono ora fare alcune semplificazioni: - Se K_b e la seconda costante acida sono ragionevolmente piccole si può porre [HA-] = Cs; - La prima costante acida sarà molto minore di Cs - Kw sarà molto minore di Cs*Ka,2 Dunque, eliminando tutti i termini molto piccoli: Direi che i sistemi più comuni sono questi... ovviamente sono aperto a qualsiasi richiesta! Buon lavoro!
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#3 |
Senior Member
Iscritto dal: Sep 2002
Città: Palermo
Messaggi: 5266
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Ottima guida, spiega tutto il succo della questione con notevole chiarezza
![]() Sebbene la chimica non sia una mia passione, mi terrò allenato e aggiornato spluciando questo thread...quindi scrivete numerosi ![]()
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#4 |
Senior Member
Iscritto dal: Mar 2004
Città: Verona
Messaggi: 2358
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Oddio il pH... quanti brutti ricordi
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#5 | |
Senior Member
Iscritto dal: Dec 2003
Città: Trento, Pisa... ultimamente il mio studio...
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#6 |
Moderatrice
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Messaggi: 12356
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Davvero un bel lavoro.
![]() Meriterebbe il rilievo, però non ce lo metto. ![]() E poi...cos'è quell'avatar microscopico?!? ![]() ![]()
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«Il dolore guida le persone a distanze straordinarie» (W. Bishop, Fringe)
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#7 | |
Bannato
Iscritto dal: Aug 2001
Città: Berghem Haven
Messaggi: 13511
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![]() ![]() Scusa, non ho saputo resistere ![]() ![]() ![]() |
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#8 |
Senior Member
Iscritto dal: May 2002
Città: Pavia.. a volte Milano o Como...talora Buccinasco! Firenze fino al 15/7
Messaggi: 2129
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ma "cologaritmo" che significa?
io a suo tempo imparai che era "l'antilogaritmo" della concentrazione (o dell'attività) idrogenionica, dove "anti" stava per "negativo". è sbalgiato)? ![]()
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"Le masse sono abbagliate più facilmente da una grande bugia che da una piccola". (Adolf Hitler) "Se sei bello ti tirano le pietre, se sei brutto ti tirano le pietre. se sei al duomo ti tirano il duomo". (cit. un mio amico ![]() |
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#9 | |
Senior Member
Iscritto dal: Sep 2002
Città: Palermo
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#10 | |
Bannato
Iscritto dal: Oct 2006
Messaggi: 1801
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![]() complimenti....! ![]() |
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#11 | |
Senior Member
Iscritto dal: Dec 2003
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Messaggi: 4387
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![]() Comunque ultimamente con "god" ci sto litigando (sto facendo la tesi e i calcoli b3lyp non funzionano mai ![]() ![]()
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#12 |
Senior Member
Iscritto dal: Mar 2004
Città: Verona
Messaggi: 2358
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Ottima guida lucre! Ora però passa SUBITO alla termochimica così mi aiuti... grazie
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#13 | |
Bannato
Iscritto dal: Oct 2006
Messaggi: 1801
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#14 | |
Senior Member
Iscritto dal: Dec 2003
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![]() Scherzi a parte, il thread è qui apposta... insomma: bussa e sarai aperto!
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#15 |
Senior Member
Iscritto dal: Mar 2004
Città: Verona
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niente... la termodinamica proprio non riesco a studiarla. o meglio, la studio ma mi perdo. vabbé... a breve incomincio il secondo principio... Entropia portami via
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#16 | |
Senior Member
Iscritto dal: Sep 2002
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#17 |
Senior Member
Iscritto dal: Dec 2003
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Beh... dato che ormai ho il potere... la metto in evidenza insieme alle altre
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#18 | |
Senior Member
Iscritto dal: Mar 2004
Città: Verona
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Beh fin'ora ho fatto solo l'entalpia e l'energia interna... e già lì sono sforato, ho come l'idea che l'entropia sia ancora peggio... sono in ordine di difficoltà? ![]() ps: sarò stupido ma ci ho messo un bel po' a comprendere la trasformazione isobara reversibile... continuavo a dimenticarmela. |
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#19 |
Moderatrice
Iscritto dal: Nov 2001
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Un applauso al primo atto da mod di Lucrezio!!!
![]() ![]() Ti ricordi quando mi dicevi: "Mah...non stanno diventando un po' troppi questi thread in rilievo?"...ecco...adesso devi pensarci tu! ![]() ![]()
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#20 | |
Bannato
Iscritto dal: Oct 2006
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![]() ![]() scherzo, non voglio essere il tuo primo utente da sospendere... ![]() |
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