buona sera prof. intanto la ringrazio per la risposta tempestiva e super dettagliata alla mia domanda relativa all'altro video! guardando questo video mi viene un nuovo dubbio: lo ione HSO4- non è anfotero? cioè in acqua non da' sia idrolisi acida sia idrolisi basica? Lo chiedo perchè proprio oggi mi sono imbattuto in un esercizio che mi chiede di calcolare il ph di una soluzione 0,02M di NaHSO4 che si dissocia formando HSO4-. Io pensavo che questo ione facesse sia idrolisi acida (cedendo H+ ) sia basica (acquistando H+). Invece dal risultato sembra che faccia solo idrolisi acida.....non mi spiego il perchè. Mi potrebbe brevemente dire il motivo? grazie
Ciao. In effetti l'HSO4- è una sostanza anfotera. Spero che possa essere chiaro con questa caxxo di chat: Nel caso in questione devi considerare tre ipotetici equilibri e poi faccio un breve commento cioè: Il sale si dissocia NaHSO4 ======= Na+ + HSO4- Gli ioni liberati reagiscono con l'acqua: In teoria a) Na+ + H2O ====== NaOH + H+ Poiché Na + sarebbe, teoricamente, un acido coniugato debole di una base forte (debolissimo non da idrolisi). Lo ione sodio sta benissimo così: troppo stabile! e quindi la reazione e non avviene. Anche se sostanza anfotera, l'HSO4- (base coniugata debole di un acido forte) in presenza di acqua non può dare questa reazione: b) HSO4- + H2O ======= H2SO4 + OH- E' impensabile che si riformi acido solforico Quindi, l'unica reazione che puoi considerare è la seconda dissociazione cioè: c) HSO4- + H2O ======= SO4-- + H3O+ L' HSO4- è l'acido forte della base coniugata debole SO4-- (scusa l'intercalare: come si dice da noi..... non di vuole pasuli 🤣🤣🤣) Quindi pH è acido. Con. lo stesso ragionamento se consideri ad esempio l'acetato di sodio, il pH sarà maggiore di 7. devi ragionare in termini di acidi/basi coniugate deboli o forti. Spero di aver chiarito le idee. Ti posso assicurare che non è semplice districarsi in questo mezzo casino. Principio generale (nella dissociazione acido e/o base): tanto più forte tanto più debole il coniugato. Un abbraccio.
@@enricovitali-scienzenatura perfetto, è tutto chiaro! grazie per la sua disponibilità e per il servizio che fa a tutta la comunità online con i suoi preziosi video!
Ciao Giulio. Nello svolgimento dell'esercizio ho considerato 3 diverse concentrazioni. In funzione di esse ho dissociato diversamente l'acido solforico. Nel primo caso è come se fosse un acido monoprotico e quindi considero solo la dissociazione con perdita di un solo idrogeno e l'acido solforico diventa : H+ + HSO4- Nel secondo caso devi considerare due dissociazioni e quindi usare le due costanti di dissociazione: 1) H2SO4 === H+ + HSO4- ; 2) HSO4- ===== H+ + SO4-- Nel terzo caso lo consideriamo totalmente dissociato: H2SO4 ====== 2H+. + SO4-- Questa dissociazione l'ho fatta nell'ultima parte del video. fammi sapere se ti è stato chiaro. Un abbraccio
Salve, per quanto riguarda la concentrazione di 0.05 non si potrebbe considerare l'acido come completamente dissociato e fare direttamente il logaritmo come nel primo caso? H2S04 + H2O=2H30+ + S04-. In questo modo si otterrebbe ph 1 che è simile al risultato ottenuto.
Ciao. Se ti viene fornita la K2 significa che debba essere utilizzata. Non lasciarti ingannare dal valore simile anche uno 0,27 può influenzare il comportamento di una soluzione. Si potrebbe procedere come dici ma il calcolo sarebbe meno rigoroso. Grazie per aver visto il video. Un abbraccio e buon lavoro
Alessandra, nel modo più assoluto. Le Ka dell'acido ortofosforico hanno i seguenti valori: Ka1 = 7x10-3; Ka2 = 6 x10 -8; Ka3 = 5 x 10 -13 (al limite potresti considerare solo il primo grado di dissociazione come "mediamente" forte). L'unico acido poliprotico forte è l'acido solforico ma solo in prima dissociazione. La Ka1 è forte; Ka2 è di circa 1,0 x 10-2. Ho fatto una video lezione proprio sull'acido solforico considerando le due dissociazioni. L'altro acido poliprotico forte in prima dissociazione è l'acido selenico H2SeO4. Ricordati che i gradi di dissociazione per acidi poliprotici decrescono di fattori 10 alla 4 - 10 alla 5 per ogni dissociazione. Spero di essere stato utile. Con l'occasione ti auguro una buona Pasqua
Alessandra vorrei dirti anche questo. Non dobbiamo in alcun modo far coincidere la forza di un acido o di una base con il valore di pH. Cioè che un acido forte determina un pH basso. Anche acidi deboli possono generare soluzioni con pH bassi. Le due cose devono essere disaccoppiate. Tutto dipende dalla concentrazione iniziale dell'acido, e soprattutto dal grado di diluizione. (vedi la legge di Ostwald). Gli esempi che noi facciamo sono quelli relativi a soluzioni diluite. Nel caso di soluzioni diluitissime, devi considerare anche la dissociazione dell'acqua. Ho fatto un video in cui affronto tale argomento. Spero di averti fornito un'ulteriore chiarimento.
buona sera prof.
intanto la ringrazio per la risposta tempestiva e super dettagliata alla mia domanda relativa all'altro video!
guardando questo video mi viene un nuovo dubbio: lo ione HSO4- non è anfotero? cioè in acqua non da' sia idrolisi acida sia idrolisi basica?
Lo chiedo perchè proprio oggi mi sono imbattuto in un esercizio che mi chiede di calcolare il ph di una soluzione 0,02M di NaHSO4 che si dissocia formando HSO4-. Io pensavo che questo ione facesse sia idrolisi acida (cedendo H+ ) sia basica (acquistando H+). Invece dal risultato sembra che faccia solo idrolisi acida.....non mi spiego il perchè. Mi potrebbe brevemente dire il motivo?
grazie
Ciao. In effetti l'HSO4- è una sostanza anfotera.
Spero che possa essere chiaro con questa caxxo di chat:
Nel caso in questione devi considerare tre ipotetici equilibri e poi faccio un breve commento cioè:
Il sale si dissocia
NaHSO4 ======= Na+ + HSO4-
Gli ioni liberati reagiscono con l'acqua:
In teoria
a) Na+ + H2O ====== NaOH + H+
Poiché Na + sarebbe, teoricamente, un acido coniugato debole di una base forte (debolissimo non da idrolisi). Lo ione sodio sta benissimo così: troppo stabile! e quindi la reazione e non avviene.
Anche se sostanza anfotera, l'HSO4- (base coniugata debole di un acido forte) in presenza di acqua non può dare questa reazione:
b) HSO4- + H2O ======= H2SO4 + OH-
E' impensabile che si riformi acido solforico
Quindi, l'unica reazione che puoi considerare è la seconda dissociazione cioè:
c) HSO4- + H2O ======= SO4-- + H3O+
L' HSO4- è l'acido forte della base coniugata debole SO4-- (scusa l'intercalare: come si dice da noi..... non di vuole pasuli 🤣🤣🤣)
Quindi pH è acido.
Con. lo stesso ragionamento se consideri ad esempio l'acetato di sodio, il pH sarà maggiore di 7.
devi ragionare in termini di acidi/basi coniugate deboli o forti.
Spero di aver chiarito le idee. Ti posso assicurare che non è semplice districarsi in questo mezzo casino.
Principio generale (nella dissociazione acido e/o base): tanto più forte tanto più debole il coniugato.
Un abbraccio.
@@enricovitali-scienzenatura
perfetto, è tutto chiaro!
grazie per la sua disponibilità e per il servizio che fa a tutta la comunità online con i suoi preziosi video!
@dani86xela . Di nulla…
Salve, avrei una domanda: quando H2SO4 si dissocia in soluzione non dovrebbe generare ioni SO4 2- anzichè SO4-?
Ciao Giulio.
Nello svolgimento dell'esercizio ho considerato 3 diverse concentrazioni.
In funzione di esse ho dissociato diversamente l'acido solforico.
Nel primo caso è come se fosse un acido monoprotico e quindi considero solo la dissociazione con perdita di un solo idrogeno e l'acido solforico diventa : H+ + HSO4-
Nel secondo caso devi considerare due dissociazioni e quindi usare le due costanti di dissociazione: 1) H2SO4 === H+ + HSO4- ; 2) HSO4- ===== H+ + SO4--
Nel terzo caso lo consideriamo totalmente dissociato: H2SO4 ====== 2H+. + SO4--
Questa dissociazione l'ho fatta nell'ultima parte del video.
fammi sapere se ti è stato chiaro.
Un abbraccio
Salve, per quanto riguarda la concentrazione di 0.05 non si potrebbe considerare l'acido come completamente dissociato e fare direttamente il logaritmo come nel primo caso? H2S04 + H2O=2H30+ + S04-. In questo modo si otterrebbe ph 1 che è simile al risultato ottenuto.
Ciao. Se ti viene fornita la K2 significa che debba essere utilizzata. Non lasciarti ingannare dal valore simile anche uno 0,27 può influenzare il comportamento di una soluzione.
Si potrebbe procedere come dici ma il calcolo sarebbe meno rigoroso.
Grazie per aver visto il video.
Un abbraccio e buon lavoro
Scusi prof ma l'acido ortofosforico non è considerato come acido forte poliprotico?
Alessandra, nel modo più assoluto. Le Ka dell'acido ortofosforico hanno i seguenti valori: Ka1 = 7x10-3; Ka2 = 6 x10 -8; Ka3 = 5 x 10 -13 (al limite potresti considerare solo il primo grado di dissociazione come "mediamente" forte).
L'unico acido poliprotico forte è l'acido solforico ma solo in prima dissociazione. La Ka1 è forte; Ka2 è di circa 1,0 x 10-2.
Ho fatto una video lezione proprio sull'acido solforico considerando le due dissociazioni. L'altro acido poliprotico forte in prima dissociazione è l'acido selenico H2SeO4. Ricordati che i gradi di dissociazione per acidi poliprotici decrescono di fattori 10 alla 4 - 10 alla 5 per ogni dissociazione.
Spero di essere stato utile.
Con l'occasione ti auguro una buona Pasqua
Alessandra vorrei dirti anche questo. Non dobbiamo in alcun modo far coincidere la forza di un acido o di una base con il valore di pH. Cioè che un acido forte determina un pH basso. Anche acidi deboli possono generare soluzioni con pH bassi. Le due cose devono essere disaccoppiate.
Tutto dipende dalla concentrazione iniziale dell'acido, e soprattutto dal grado di diluizione. (vedi la legge di Ostwald). Gli esempi che noi facciamo sono quelli relativi a soluzioni diluite. Nel caso di soluzioni diluitissime, devi considerare anche la dissociazione dell'acqua. Ho fatto un video in cui affronto tale argomento.
Spero di averti fornito un'ulteriore chiarimento.