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Esteban
2017-10-02 17:47
Chiedo una grossa mano nella risoluzione di questo esercizio.
Calcola quanti grammi di KNO2 devono essere aggiunti a 125mL di una soluzione di HNO2 0.25 M affinché risulti pH=3 (Ka per l'acido nitrico = 4.5x10^-4)
Io sono partito calcolandomi la concentrazione degli ioni H30+ che è uguale a 10^-pH. [H3O+]= 0.001 M = 1x10^-3 M
Poi ho fatto (4.5x10^-11)= (1x10^-3)^2
Co-(1x10^-3)
Mi sono ricavato C0 ma poi mi blocco, non riesco a proseguire. Ringrazio anticipatamente chiunque risponderà
LuiCap
2017-10-02 18:01
Qualcosa non quadra nei dati: l'HNO2 è l'acido nitroso e la sua Ka è nell'ordine del 10^-4.
Controlla di aver ricopiato bene il testo. Grazie.
I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: Esteban
Esteban
2017-10-02 18:05
Sì, chiedo venia. Ka=4,5x10^-4. Sono cotto, mi sono confuso col Kps di un altro esercizio.
LuiCap
2017-10-02 18:57
È talmente banale che non te lo risolvo, ma facciamo insieme i passaggi.
Non devi scrivere a casaccio la prima formula che ti viene in mente, ma impostare l'equilibrio con le relative quantità di inizio e fine, sapendo che Co HNO2 = 0,25 M e Cf H+ = 10^-3 M:
Non so come proseguire. Mi perdoni se sono una capra ma sono al primo anno di biologia ed avendo fatto il classico purtroppo non sono ferrato in chimica. E la ringrazio per la pazienza 😅
LuiCap
2017-10-02 22:07
Non era mia intenzione offenderti, ma solo farti arrivare alla soluzione più semplice possibile.
La differenza che c'è tra una soluzione di solo acido debole HNO2 e una soluzione della coppia coniugata HNO2/NO2- a pH 3 è il diverso valore del rapporto NO2-/HNO2.
La soluzione della coppia coniugata si chiama soluzione tampone.
In altre parole, per portare il pH di una soluzione 0,25 M di HNO2 da 1,93 a 3 dobbiamo far retrocedere il suo equilibrio di dissociazione addizionando un eccesso della sua base debole NO2-.