M di Sr(OH)2

"Qual è la concentrazione molare (M) di una soluzione di Sr(OH)2 che possiede un pH uguale a 12?"

Quando tutti i coefficienti stechiometrici sono pari a 1 e ci si trova di fronte a una base forte come Sr(OH)2 la sua concentrazione coincide con quella di [OH-] ossia 10^-2 mol/L. Quando il coefficiente stechiometrico cambia, rimango di stucco perché conosco la regola mnemonicamente ma non ho capito il procedimento da seguire. So che in questo caso si divide M per 2. Vorrei finalmente fare mio il concetto tramite una tabella che mostri la reazione Sr(OH)2-> Sr + 2 OH-. Quali sono i valori da inserire nella ice chart che portano alla divisione per due?

L'Sr(OH)2 è un composto poco solubile avente Ks = 1,4·10^-4

pH = 12

pOH = 2

[OH-] = 10^-2 mol/L

Sr(OH)2(s) <--> Sr2+ + 2 OH-

..../.....................0.........10^-2

..../...................+x........+2x

..../....................x...........10^-2+2x

Ks = 1,4·10^-4 = x (10^-2+2x)

4x^3 + 4·10^-2x^2 + 10^-4x - 1,4·10^-4 = 0

x = [Sr2+] = [Sr(OH)2] = 0,0295 mol/L = solubilità di Sr(OH)2 a pH 12

In acqua la solubilità di Sr(OH)2 è:

1,4·10^-4 = x(2x)^2 = 4x^3

x = [Sr2+] = [Sr(OH)2] = (1,4·10^-4/4)^1/3 = 0,0327 mol/L = solubilità di Sr(OH)2 in acqua

In presenza di uno ione in comune l'equilibrio di solubilità, come tutti gli equilibri, retrocede, ovvero la solubilità del composto poco solubile diminuisce.

LuiCap ha scritto:

L'Sr(OH)2 è un composto poco solubile avente Ks = 1,4·10^-4

pH = 12

pOH = 2

[OH-] = 10^-2 mol/L

Sr(OH)2(s) <--> Sr2+ + 2 OH-

..../.....................0.........10^-2

..../...................+x........+2x

..../....................x...........10^-2+2x

Ks = 1,4·10^-4 = x (10^-2+2x)

4x^3 + 4·10^-2x^2 + 10^-4x - 1,4·10^-4 = 0

x = [Sr2+] = [Sr(OH)2] = 0,0295 mol/L = solubilità di Sr(OH)2 a pH 12

In acqua la solubilità di Sr(OH)2 è:

1,4·10^-4 = x(2x)^2 = 4x^3

x = [Sr2+] = [Sr(OH)2] = (1,4·10^-4/4)^1/3 = 0,0327 mol/L = solubilità di Sr(OH)2 in acqua

In presenza di uno ione in comune l'equilibrio di solubilità, come tutti gli equilibri, retrocede, ovvero la solubilità del composto poco solubile diminuisce.

Ciao, Luisa! Il testo mi dà 5*10^-3 M 

E quale Ks ti fornisce???

LuiCap ha scritto:

E quale Ks ti fornisce???

Nessuna. E' un quiz a crocette. Ti lascio in allegato il commento dell'autore

Ma l'esatta domanda quale era???

La domanda era quella che avevi scritto:

"Qual è la concentrazione molare (M) di una soluzione di Sr(OH)2 che possiede un pH uguale a 12?"

Io l'ho interpretata, sbagliando, come:

"Qual è la concentrazione molare (M) di una soluzione si Sr(OH)2 a pH 12?"

La dimostrazione con la ice chart è:

Sr(OH)2 --> Sr2+ + 2 OH-

x..................0...........0

-x.................+x.......+2x

0...................x...........2x

2x = 10^-2 mol/L

x = 10^-2 / 2 = 5·10^-3 mol/L

LuiCap ha scritto:

Ma l'esatta domanda quale era???

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Ho capito!!! La domanda era quella che avevi scritto: "Qual è la concentrazione molare (M) di una soluzione di Sr(OH)2 che possiede un pH uguale a 12?" Io l'ho interpretata, sbagliando, come: "Qual è la concentrazione molare (M) di una soluzione si Sr(OH)2 a pH 12?" La dimostrazione con la ice chart è: Sr(OH)2 --> Sr2+ + 2 OH- x..................0...........0 -x.................+x.......+2x 0...................x...........2x 2x = 10^-2 mol/L x = 10^-2 / 2 = 5·10^-3 mol/L

Avendo invece a disposizione la concentrazione di un acido diprotico, come per esempio H2SO4, e dovendone trovare [H3O+], dovrei seguire i passaggi che seguono? H2SO4 -> 2 H+ + SO42- 0.002..........0..........0.......... -0.002.......+0.002*2...0.002 /.................0.004.........0.002 [H3O+]=0.004

No, perché l'H2SO4 si comporta da acido forte per la prima dissociazione, ma non per la seconda.

H2SO4 - - > H+ + HSO4-

HSO4- <-> H+ + SO4(2-)

LuiCap ha scritto:

No, perché l'H2SO4 si comporta da acido forte per la prima dissociazione, ma non per la seconda.

H2SO4 - - > H+ + HSO4-

HSO4- <-> H+ + SO4(2-)

Supponendo che io non abbia la ka a disposizione (perché il testo non me la fornisce e io l'ho dimenticata) posso comunque arrivare al risultato corretto?

È un risultato approssimato!!!

La Ka2 è 1,0·10^-2.

Se abbiamo una soluzione di H2SO4 0,10 M abbiamo:

- risoluzione non approssimata, pH = 0,96

- risoluzione approssimata, pH = 0,70

Se vuoi, prova a svolgere i calcoli che ho eseguito, è un buon esercizio per imparare!!!

LuiCap ha scritto:

È un risultato approssimato!!!

La Ka2 è 1,0·10^-2.

Se abbiamo una soluzione di H2SO4 0,10 M abbiamo:

- risoluzione non approssimata, pH = 0,88

- risoluzione approssimata, pH = 0,70

Se vuoi, prova a svolgere i calcoli che ho eseguito, è un buon esercizio per imparare!!!

Nella prima dissociazione mi incarto. Mi dà come risultato un numero improponibile, sia considerando la x sottrattiva che non facendolo..

H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+

0.1........................0...........0......

-x...........................+x........+x...

ka=[A-][H3O+]/[HA]

10^5=x^2/0.1-x oppure 10^5=x^2/0.1

Se si considerano complete entrambe le dissociazioni si ha:

H2SO4 + 2 H2O --> SO4(2-) + 2 H3O+

0,10............./...........0................0

- 0,10.........../..........+0,10.......+2 · 0,10

0................../............0,10.........0,20

[H3O+] = 0,20

pH = -log 0,20 = 0,70

Se si considera completa solo la prima dissociazione si ha:

H2SO4 + H2O --> HSO4- + H3O+

0,10........../...........0............0

- 0,10......../........+0,10.....+0,10

0............../...........0,10.......0,10

HSO4- + H2O <--> SO4(2-) + H3O+

0,10......../...............0.............0,10

- x........../..............+x............+x

0,10-x..../.................x...........0,10+x

Ka2 = 1,0·10^-2 = x (0,10+x)/(0,10-x)

x^2 + 0,11x - 10^-3 = 0

x = [H3O+] da HSO4- = 8,4·10^-3 mol/L

[H3O+] totali = [H3O+] da H2SO4 + [H3O+] da HSO4-

[H3O+] totali = 0,10 + 0,0084 = 0,1084 mol/L

pH = 0,96 nella risposta precedente avevo sbagliato, ora correggo.