Dissociazione di acido forte monoprotico in soluzione $H_2O$
Ciao a tutti.
Sto studiando la teoria dell'argomento citato nel titolo.
Nella dispensa ho una reazione del tipo $HA+H_2O=>H_3O^++A^-$ dove $A$ sta per un generico acido forte, metteteci $Cl$ al suo posto per esempio.
Non capisco una cosa, vogliamo stabilire la concentrazione molare di $H_3O^+$.
Allora scrive $[H_3O^+]=Ca+[OH^-]$, dove per $Ca$ si intende la concentrazione dell'acido di partenza.
Capisco che $H_3O^+$ avrà 2 contributi, uno derivante dall'acido che gli cede il protone ( e per questo sommo $Ca$ visto che la reazione è quantitativa e non d'equilibrio) e uno derivante dall'acqua perchè è intuitivo.
Adesso mi chiedo, perchè il contributo portato dall'acqua è pari ad $[OH^-]$ ?
spero di essere stato chiaro...grazie Matteo
Sto studiando la teoria dell'argomento citato nel titolo.
Nella dispensa ho una reazione del tipo $HA+H_2O=>H_3O^++A^-$ dove $A$ sta per un generico acido forte, metteteci $Cl$ al suo posto per esempio.
Non capisco una cosa, vogliamo stabilire la concentrazione molare di $H_3O^+$.
Allora scrive $[H_3O^+]=Ca+[OH^-]$, dove per $Ca$ si intende la concentrazione dell'acido di partenza.
Capisco che $H_3O^+$ avrà 2 contributi, uno derivante dall'acido che gli cede il protone ( e per questo sommo $Ca$ visto che la reazione è quantitativa e non d'equilibrio) e uno derivante dall'acqua perchè è intuitivo.
Adesso mi chiedo, perchè il contributo portato dall'acqua è pari ad $[OH^-]$ ?
spero di essere stato chiaro...grazie Matteo
Risposte
ciao!!
da quello che ho capito probabilmente ti stai confondendo!
Nel senso, la relazione che hai scritto non indica che la concentrazione di H+ deriva dalla somma del contributo dell'acido e dell'acqua; è solamente l'espressione del bilancio di cariche presente in soluzione. Forse è più facile se la vedi così: [H+]=[A-]+[OH-]. (dove [A-]=Ca visto che l'acido è forte)
Ok?
da quello che ho capito probabilmente ti stai confondendo!
Nel senso, la relazione che hai scritto non indica che la concentrazione di H+ deriva dalla somma del contributo dell'acido e dell'acqua; è solamente l'espressione del bilancio di cariche presente in soluzione. Forse è più facile se la vedi così: [H+]=[A-]+[OH-]. (dove [A-]=Ca visto che l'acido è forte)
Ok?
Si hai ragione parla di bilanciamento di cariche ioniche hai capito subito:)
ma continuo a non capire...
intanto come $[H^+]$ intendi $[H_3O^+]$ ?
e poi ok provo a vedere le cariche ioniche, dunque gli ioni nella reazione gli ho solo a destra e sono $[H_3O^+]$ e $[A^-]$, quindi per bilanciarli gli eguaglio ma da dove salta fuori $[OH^-]$ ?
mama che casino
grazie 
ma continuo a non capire...
intanto come $[H^+]$ intendi $[H_3O^+]$ ?
e poi ok provo a vedere le cariche ioniche, dunque gli ioni nella reazione gli ho solo a destra e sono $[H_3O^+]$ e $[A^-]$, quindi per bilanciarli gli eguaglio ma da dove salta fuori $[OH^-]$ ?
mama che casino
grazie
Si hai ragione parla di bilanciamento di cariche ioniche hai capito subito:)
Visto che naso?
Si, per H+ intendo lo ione protonio H3O+; è per semplificare il ragionamento e la scrittura!
Allora, la relazione del bilancio ionico non si riferisce SOLO alla reazione di dissociazione dell'acido, ma alla situazione COMPLESSIVA della soluzione.
Quindi in realtà hai due equilibri ionici : la dissociazione di HA e dell'H2O stessa.
Gli OH- derivano dalla dissociazione dell'acqua (H2O => H+ + OH-).
In ogni condizione, vale che la costante di autoprotolisi dell'acqua è sempre costante, ovvero $K_w=[H+]*[OH-]=10^(-14)$; siccome tu aggiungi un acido, questo tende ad alzare la conc di H+ e di conseguenza, per effetto del principio di Le Chatelier, è come se l'acqua tende a dissociarsi meno per far si che venga sempre rispettato il valore di $[H+]*[OH-]=10^(-14)$, dove la conc. di [H+] è praticamente tutta attribuita all'acido (anche se una piccola parte deriva anche dalla dissociazione "smorzata" dell'acqua, di un contributo che è pari alla concentrazione di [OH-], visto che il rapporto H+ OH- dell'acqua è 1:1) mentre la totalità degli OH- derivano dalla dissociazione dell'acqua
Spero di non averti confuso troppo con questa ultima parte che ho scritto.
Grazie Mirko !!
Ero sicuro di aver capito con la tua spiegazione ma ho provato ad andare avanti e mi sono bloccato subito:(
Ho provato lo stesso discorso per le basi, allora dalla reazione $B+H_2O=>BH^++OH^-$ esegue il bilanciamento delle cariche ioniche e scrive:
$[OH^-]=[H^+]+Cb$ dove $Cb$ è la concentrazione della base di partenza.
Adesso mi son venuti dei dubbi su questa $Cb$ e sulla $Ca$ di prima...
Prima la $Ca$ ,che era la concentrazione dell'acido, nella reazione veniva riportata sotto $A^-$ perchè giustamente derivava dall'acido $HA$, e poi nella equazione di bilanciamento delle cariche ioniche appariva giustamente dalla parte dello ione $[OH^-]$, anch'esso negativo.($[H^+]=[OH^-]+Ca$)
Adesso invece $Cb$ nella reazione viene riportato sotto $OH^-$ e quando si bilanciano le cariche ioniche $Cb$ viene sommato con lo ione $H^+.$ ($[OH^-]=[H^+]+Cb$)
Non so se hai capito, in effetti è un pò difficile da spiegare così a parole, ma comunque il succo è che non capisco il criterio con cui queste concentrazione dell'acido e della base vengono assegnate ad un elemento piuttosto che ad un altro nella reazione, e per quale motivo nella reazione di bilanciamento delle cariche ioniche sono da considerare contributi positivi piuttosto che negativi...
questo è il nocciolo
grazie mille ancora...!!!
Ero sicuro di aver capito con la tua spiegazione ma ho provato ad andare avanti e mi sono bloccato subito:(
Ho provato lo stesso discorso per le basi, allora dalla reazione $B+H_2O=>BH^++OH^-$ esegue il bilanciamento delle cariche ioniche e scrive:
$[OH^-]=[H^+]+Cb$ dove $Cb$ è la concentrazione della base di partenza.
Adesso mi son venuti dei dubbi su questa $Cb$ e sulla $Ca$ di prima...
Prima la $Ca$ ,che era la concentrazione dell'acido, nella reazione veniva riportata sotto $A^-$ perchè giustamente derivava dall'acido $HA$, e poi nella equazione di bilanciamento delle cariche ioniche appariva giustamente dalla parte dello ione $[OH^-]$, anch'esso negativo.($[H^+]=[OH^-]+Ca$)
Adesso invece $Cb$ nella reazione viene riportato sotto $OH^-$ e quando si bilanciano le cariche ioniche $Cb$ viene sommato con lo ione $H^+.$ ($[OH^-]=[H^+]+Cb$)
Non so se hai capito, in effetti è un pò difficile da spiegare così a parole, ma comunque il succo è che non capisco il criterio con cui queste concentrazione dell'acido e della base vengono assegnate ad un elemento piuttosto che ad un altro nella reazione, e per quale motivo nella reazione di bilanciamento delle cariche ioniche sono da considerare contributi positivi piuttosto che negativi...
questo è il nocciolo
grazie mille ancora...!!!
ciao!
Nel caso della base forte Cb è uno ione positivo perchè corrisponde, ad esempio, ad Na+ di NaOH (forse trae un po' in inganno la scritta BH+: indica semplicemete l'acido coniugato della base B); ok?
Ciao
Nel caso della base forte Cb è uno ione positivo perchè corrisponde, ad esempio, ad Na+ di NaOH (forse trae un po' in inganno la scritta BH+: indica semplicemete l'acido coniugato della base B); ok?
Ciao
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