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Titolo: Quiz TFA

TFA ammissione classe A059, domanda 35.
 
Quale di queste sostanze discolte in acqua ha comportamento basico?
 
A) Idrogenosolfato di potassio
B) Idrogenocarbonato di potassio
C) Tricloruro di sodio
D) Diossido di carbonio (anidride carbonica)
 
Per rispondere correttamente alla domanda sul comportamento basico di 
uno fra 4 composti, che erano: idrogenocarbonato di potassio, 
idrogenosolfato di potassio, tricloruro di sodio, anidride carbonico 
bastava forse ricordare che l'idrogenocarbonato di potassio è 
null'altro che bicarbonato di sodio con potassio al posto del sodio. 
Tuttavia ho un dubbio. Questo composto può essere ottenuto al modo 
seguente:
 
K_2 CO_3 + CO_2 + H_2 O → 2 KHCO_3
 
considerando che la CO_2 in soluzione acquosa forma acido carbonico, 
come fa il carbonato di potassio a spostare l'equilibrio da acido a 
basico? Il carbonato di potassio non è altro che la potassa, quindi so 
che è fortemente basico, ma qual'è esattamente il meccanismo redox che 
spiega questo comportamento?
 
Mi piacerebbe in particolare approfondire ciò con un paragone con 
l'altro composto che veniva proposto, cioè l'idrogenosolfato di 
potassio, dato che anche in quel caso il comportamento dell'anidride 
solforosa (diossido di zolfo in IUPAC) è leggermente acido producendo 
acido solforoso in piccole quantità, tuttavia evidentemente il solfato 
di potassio non ha un comportamento basico o sufficientemente basico da 
spostare l'equilibrio a favore dei gruppi ossidrilici. Grazie in 
anticipo per ogni spiegazione.
 
 


Non sono la persona adatta a risponderti, gi� mi sono spaventato leggendo le 
terminologie usate, in particolare, il tricloruro di sodio, cos�, un sale da 
cucina dietetico a basso contenuto di sodio?
Comunque per me sicuramente lui! Ma ripensando anche il pi� acido sarebbe 
lui.
Aspettiamo pareri pi� autorevoli, � meglio...
 
 


 
 
-- 
1) Resistere, resistere, resistere.
2) Se tutti pagano le tasse, le tasse le pagano tutti
Soviet_Mario - (aka Gatto_Vizzato)
 

 Aspettiamo pareri piï¿œ autorevoli, ï¿œ meglio...
 
 
NO sono stato io molto poco attento alle opzioni fuori tema, era 
tricloruro di alluminio.
 
 

 persino 1,5 (tipo saturando a freddo).
 
Infatti con questo ragionamento ci arrivavo.


 tricloruro di alluminio.
Haaa!... meno male, gia stavo prenotando in internet un viaggio su marte 
giusto per sentirmi un p� pi� a casa.
Comunque non so darti la risposta, perch� con il tricloruro di alluminio � 
un sale un p� strano, prima di tutto � un'acido molto potente secondo la 
definizione di acido di Lewis ovvero � affamato di elettroni, idrolizza poco 
in acqua e visto che l'idrossido di alluminio � pure poco ionico, be... 
propenderei per una reazione acida dato che l'eventuale ione [Cl-] � senza 
alcun dubbio totalmente dissociato e quindi sbilancia verso una maggiore 
conc. di ioni [H+] liberi. Acido!
Comunque a questo punto penso sia il ... ti scrivo la formula KHCO3, non oso 
pronunciarlo.
Ciao
-- 
http://www.voip-info.org/wiki/view/Asterisk+tips+wake-Up+and+Reminder
 
 
 

 anticipo per ogni spiegazione.
 
Qui, segui pure i commenti degli altri che ti hanno risposto.
 
Guarda che basta andare a vedere i pKa degli acidi,
se si suppone che M(+) sia inifluente ai fini del pH;
questo e' sostanzialmente vero per M alcalini e Tl(I)
 
Ciao, patrizio

 D) Diossido di carbonio (anidride carbonica)
 
A) HSO4-  +  H2O  <-->  H3O+  +  SO4--
ovvero: lo ione idrogenosolfato ha idrolisi acida (che sia di potassio
o di sodio conta poco visto che entrambi si dissociano completamente)
 
B) HCO3-  +  H2O  <-->  H2CO3  +  OH-
ovvero: lo ione idrogenocarbonato ha idrolisi basica.
 
C) Al+++  +  3H2O  <-->  Al(OH)3  +  3H+
ovvero: Al+++  ha idrolisi acida.
Il catione alluminio trivalente e' un forte acido di Lewis (alta
carica e piccolo raggio ionico)
 
D) CO2  +  H2O  <-->  HCO3-  +  H+
CO2 e' una anidride e come tale ha idrolisi acida.
 
--
cometa_luminosa


 
 


 Ciao
 
 
-- 


 stesso nome?
 
Puo' darsi che il meccanismo sia anche descrivibile in modo semplice,
ma sinceramente, al di la' della spiegazione ipersemplicistica di cui
sopra, non so andare, mi serve piu' che altro per ricordarmi il
comportamento.
 
--
cometa_luminosa
 
 
 

xiaO
Grazie per avermi chiarito il misfatto dell'AlCl3 era una sorta di buco nero 
nonostante fosse un elemento molto discusso proprio per le sue propriet� 
anfotere.
 
 
 

 anfotere.
 
ciao anche a te
CCCP


 Ciao, patrizio
 

 comportamento.
 
Grande! La tua spiegazione mi va bene, ma devo confrontarla con altri 
casi.
 
 

 molti atomi di ossigeno e più è stabilizzata.
 
e di conseguenza eventuali protoni sono maggiormente destabilizzati, 
corretto?
 
Per il momento mi fermo qui. E considererò il resto in un secondo 
momento. Hai dato una risposta molto articolata che mi richiederà del 
tempo di assimilazione.
 
 

 comportamento.
 
Grande! Mi va bene come spiegazione, ma la devo rimeditare con altri 
casi.
 
 

 tempo di assimilazione.
 
siamo sempre qui :-)
ciao



 
 


 questo e' sostanzialmente vero per M alcalini e Tl(I)
 
 
Scusami, pensavo di averti risposto, ma
rileggendo,credo di non averlo fatto :(
Posto il principio semplice (credo) che i metalli
alcalini (I) gruppo (forse con una piccola riserva
per Li) in dissociazione da un sale da acido
biprotico* tipo MHX o MHXO_n non alterano
essi stessi
il pH della soluzione, questo puo' venir alterato dalle
reazione/i degli anioni associati e cio' in entrambi i sensi.
Ora si tratta di vedere se queste ultime portano
un incremento o decremento di H3O(+), viceversa
per OH(-). Per far questo occorre andare a guardare,
nelle tabelle, 'entrambe' le Ka di H2X o H2XO_n.
Con una certa buona approsssimazione, se i sali
sono abbastanza concentrati, la [H3O(+)]
(della soluzione) e' ca. sqrt(Ka_1*Ka_2) e da qui
pH = -Log(sqrt(Ka_1*Ka_2))"
 
Bi, tri, o monoprotico e' lo stesso :-)
 
I casi dubbi non si hanno se Ka_1 e K_a2 sono
minori di uno: in tal caso si avra' sempre una
soluzione basica.
 
Invece, nel caso in cui Ka_1 > 1 e Ka_2 < 1,
occorrerebbe fare quel prodotto in sqrt.
 
Ma abbiamo visto che un ac. forte difficilmente
avra' una Ka_1 tabellata e di una certa minima
affidabilita'.
 
Ci viene in conforto una regola
(dovuta in ultima analisi a Pauling):
Per acidi di forma H_n(X)O_m son forti
quelli com m-n >= 2, facilmente verificata
per il solforico, ma non per il carbonico,
vedi pure su wiki. Un problema sorge per
questi acidi H_n(X)O_m:se m-n e' maggiore
di 1 0 2, come ci regoliamo? Altra reglola,
non so se scritta, dice che per le
dissociazioni successive il Ka debba essere
circa 10^5, 10^6  volte il val. precedente,
cosa verificabile
per H3PO4, H3AsO4, H2SO3, HClO, HClO2, HClO3, HClO4;
per H2SO4 Ka_2 e' ca. 10^-2, quindi
Ka_1 sara' dell'ordine di 10^3, forse 10^4 e
quindi sqrt(Ka_1*Ka_2) ca. = 1 - 10.
 
La cosa importante e' notare che questo valore
impedisce che la soluzione sia basica, invece
che acida.
 
Qualsiasi altro chiarimento, sono a disposizione,
Patrizio


 
 


>>>>>
sorry, thunderbird me lo aveva lasciato nelle bozze in 
grassetto malgrado l'avessi già spedito, boh.
doppio post
 
cccp


> Ciao, patrizio
 
 

>> Ciao, patrizio


 (spontanea, favorevole verso destra)
 
Mi aspetterei perï¿œ che fosse necessaria un'informazione sui sali, che 
invece da quel che scrivi ï¿œ completamente irrilevante.
 
Mi accorgo che l'argomento sta divergendo. Vedrï¿œ di impegnarmi di piï¿œ.
 
 

 Mi accorgo che l'argomento sta divergendo. Vedrò di impegnarmi di più.
 
avevo dato una cosa per scontata non volendo introdurre 
altre variabili, ma non ho esplicitato bene il contesto che 
rendeva più semplice l'esempio.
 
Per prevenire eventuali domande : ho trascurato (e di nuovo) 
altri fenomeni spesso NON trascurabili, come la complessazione.
 
Ad es. il CaCO3 sale insolubile si scioglie in EDTA sodico 
(un complessante per lo ione calcio) anche se non si 
verifica uno spostamento acido/base, e nemmeno una 
precipitazione di un prodotto più insolubile del reagente.
Non solo gli equilibri acido base sono influenzati, ma tutti 
in generale, ad es. anche quelli redox.
L'oro metallico in assenza di complessanti, ad es., in 
soluzione acquosa è difficilissimo da ossidare (molto spesso 
cede prima l'acqua stessa e libera ossigeno piuttosto che 
ossidarsi lui).
Però in presenza di complessanti, tipo lo ione cianuro, 
l'oro si ossida anche soltanto con aria (che a pH basico 
esplica un modesto potenziale di +0,42 volt).
 
Il cianuro si lega allo ione Au(3+)aq. (ossidante 
tremebondo) per dare uno ione decisamente stabile 
[Au(CN)4](-). Non ci sono precipitazioni di niente.
In quei casi si parla di K_form o K_inst (costanti di 
formazione dei complessi o reciprocamente di instabilità 
degli stessi).
Nelle previsioni di spontaneaità ci finisce dentro tutto, e 
tutto contemporaneamente, se vari fenomeni sono possibili.
 
Non è nemmeno raro che una specie precipitante sia ANCHE 
complessante, e i due processi sfumino uno nell'altro.
E' ad es. il caso degli idrossidi anfoteri, che con una 
quantità limitata e stechiometrica di basi forti (OH-) 
precipitano come idrossidi neutri, ma con un eccesso, si 
ridisciolgono come anioni complessi.
 
Al(3+) + 3 OH(-)  --> Al(OH)3  insolubile
ma poi
Al(OH)3 solido +  OH(-)  --> Al(OH)4(-)  solubile
 
Pure il solfuro di mercurio, così insolubile, si scioglie 
parzialmente con un forte eccesso di ione solfuro, formando 
HgS2(2-)
 
Ma per il momento non vorrei entrarci più di tanto perché si 
diverge veramente


>> (spontanea, favorevole verso destra)
 
 
Allora supponiamo a sinistra ci sia un sale forte. Quindi in soluzione 
abbiamo:
 
[Na+] ,  [X-] in uguale misura di [NaX]
ed il prodotto [Y-][H+] in misura di [HY] Ka_[HY]
 
inoltre [Y-] non lega con Na+ se [NaY] ï¿œ a sua volta una base forte e 
possiamo esprimere la quantitï¿œ:
 
[HX][Y-]/[X-] = [HX] Ka_[HY] / [H+][X-] = Ka_[HY]/Ka_[HX]
 
che ï¿œ lo stesso come { [HX][NaY]/([NaX] [HY]) } [HY]. Ma qui essendo 
[HY] il solvente questa grandezza ï¿œ costante.
 
 
manca a questo punto solo un'informazione cioï¿œ che [HY] sia in vero 
poco efficiente in termini di auto-dissociazione da poter considerare 
[Y-] = [HX] ovvero gli ioni Y- che provengono dalla dissociazione di 
[HY] sono in ugual misura delle molecole di HX che si formano, cioï¿œ in 
mancanza del sale [NaX] la quantitï¿œ di ioni [Y-] sarebbe trascurabile. 
In questo modo otteniamo:
 
[Y-]^2 /[X-] = Ka_[HY]/Ka_[Hx]
 
ed in definitiva l'effetto:
 
[Y-] = sqrt(Ka_[HY]/Ka_[HX] [NaX])
 
Se anzichï¿œ la base [NaY] ï¿œ forte l'acido [HX] il discorso si ribalta.
 
Ora vediamo di applicare questo discorso al caso di HKCO_3:
 
HKCO_3 + H2O --> K+ + OH- + CO_2
 
qui il discorso mi sembra differente, CO_2 ï¿œ l'acido coniugato alla 
base HCO_3- perï¿œ manca l'idrogeno attaccato ad X dell'esempio 
precedente.
 
diversamente:
 
HKPO_4 + H2O --> K+ + H+ + PO_4--
 
analoga difficoltï¿œ. Como si procede?
 
 

 analoga difficoltà. Como si procede?
 
Qui, eliminando (sempre per semplicita')
i cationi inerti,
 
H2PO_4- + H2O <==> H3O+ + HPO_4--
 
(t'era sfuggito un H, o ho mal interpretato io?)
 
Pero', c'e' un altro possibile equilibrio:
 
H2PO_4- + H2O <==> OH- + H3PO_4
 
Come puoi vedere, qui H2PO_4- e' al
tempo stesso l'ac. con. di HPO_4-- e
la base con. di H3PO_4, ma attenzione,
queste due ultime specie 'non' sono tra
loro coniugate: differiscono per piu' di un H+.
 
Scusami, per ora mi fermo qui,
ciao, Patrizio

 analoga difficoltà. Como si procede?


 ciao, Patrizio
 
 


 Soviet_Mario - (aka Gatto_Vizzato)
 
Ciao, Patrizio

 ...
Questi due post mi hanno consolato assai :-)
Infatti io in tutta questa roba non ci ho mai capito niente, come un
po' in tutta la chimica...
 
Vi dico in tutta franchezza una cosa: se quando avevo qualche decina
d'anni in meno mi fossi trovato nella necessità d'insegnare qualcuno
di questi argomenti, me li sarei ricostruiti a modo mio, come ho fatto
con molte cose anche in fisica.
Così li avrei capiti davvero.
 
Ormai, mi rimane la magra soddisfazione di ridacchiare leggendovi :)
 
 
-- 
Elio Fabri
 

 Elio Fabri
 

 casi.
 
Piu' che altro e' sbagliata  :-)
Non e' lo zolfo che lega l'H+ ma l'ossigeno. Pero' nel discorso c'era
qualcosa di giusto: lo zolfo diventa piu' elettron-attrattore a causa
del fatto di essere legato ad un numero maggiore di ossigeni pertanto
la carica negativa su questi ossigeni e' meno disponibile per legare H
+. Inoltre tale carica e' dispersa, per risonanza, su un numero
maggiore di atomi.
Mi sembra che Soviet_Mario lo avesse gia' detto, comunque.
 
--
cometa_luminosa

 Così li avrei capiti davvero.
 
Chiedi qualcosa che non hai capito (magari che non siano concetti
troppo complicati :-) )
 
--
cometa_luminosa
 

 hai capite 'per niente', ho equivocato?
Te lo rispiego in latino :-) così capisci meglio.
 
Vedo che persone che di chimica risultano saperne più di me confessano
di capirci poco.
Da parte mia, ammetto di averci sempre capito poco o niente.
Mi dichiaro convinto che se avessi avuto, anni fa, un adeguato incentivo
(come dover fare lezione su questi argomenti) me li sarei ricostruiti a
modo mio e li avrei capiti.
 
E' chiaro adesso?
 
 
-- 
Elio Fabri
 

 Elio Fabri
 
Scusa di nuovo, Patrizio

 Mi sembra che Soviet_Mario lo avesse gia' detto, comunque.
 
Si, ma tu hai estratto il punto essenziale e nonostante l'errore me lo 
hai evidenziato nel momento giusto. Grazie.
 
 

 loro coniugate: differiscono per piu' di un H+.
 
certamente, ma ha senso valutare la radice quadra del rapporto fra la 
costante acida della seconda specie e la costante basica della prima, 
se risulta un numero più grande di 1 la soluzione è acida, se  più 
piccolo di 1 la soluzione è basica. Dico bene? Almeno questo discende 
dalla relazione che ho ricavato sopra sui rate di protonazione e 
deprotonazione dello ione negativo.


 piccolo di 1 la soluzione basica. Dico bene? Almeno questo discende



 
 


Il 06/08/2012, Soviet_Mario ha detto :

Ma considera che lo spostamento rispetto a 7 è utile solo se confronti 
le due costanti acide, nel caso in cui confronti una costante acida ed 
una basica il rapporto di equilibrio è 1, non 10^(-14) come i prodotti 
delle due costanti acide. Cioè il Kw dell'equazione che avevo derivato 
prima, confrontando le costanti acide, si semplifica se sostituisco una 
costante acida con la costante basica coniugata.


 irreale, per cui sorvolo)
 
Anche qui sei criptico. Per me che non mi sono mai addentrato in
troppe sottigliezze  :-) le cose sono semplici:
 
HA  +  H2O  <-->  H3O+  +  A-
 
Keq = [H3O+][A-] / [HA][H2O]
 
poiche' in sol. acquosa diluita, [H2O] e' costante = 55.6M, tale
numero si congloba nella Keq e si definisce quindi:
 
Ka(HA) = (55.6*Keq) = [H3O+][A-] / [HA]
 
percio' se l'acido e' H2O = HA significa che A- = OH-:
 
Ka(H2O) = [H3O+][A-] / [HA] = [H3O+][OH-] / [H2O]
 
che si riferisce a:
 
H2O  +  H2O  <-->  H3O+  +  OH-
 
--
cometa_luminosa

 cometa_luminosa
 
 



Perche' lo hai gia' fatto una volta, non puoi farlo anche la
seconda  :-)
Ovvero:
 
 {[H3O+][OH-] / [H2O] } * 1/[H2O]
 
hai gia' conglobato la concentrazione dell'acqua nella Keq nel termine
dentro graffa, non puoi farlo anche nell'altro termine.
 
Mi spiego meglio: per confrontare l'acidita' dell'acqua con quella di
altri composti in sol. acquosa devi utilizzare la stessa equazione
chimica; devo in qualche modo dire, perdonami il termine impreciso,
che "percentuale" di molecole di acido si decompone ovvero quante se
ne decompone rispetto al totale. Se ho, all'equilibrio, 1 ione H3O+, 1
di A- e 99 di HA, ammettendo ora per semplicita' che l'autoprotolisi
dell'H2O non intervenga, ho che l'acido HA si e' decomposto all'1 per
cento.
 
Ma se tu mi facessi la stessa cosa con H2O, senza dividere per la
concentrazione di molecole d'acqua, che fai, mi dici che si e'
decomposta 1 molecola d'acqua su 1 ovvero l'acqua si e' decomposta al
100%?
 
 {[H3O+][OH-] / [H2O] } * 1/[H2O]
 
In pratica, dei due termini a(H2O) * a(H2O) che compaiono a
denominatore, uno lo puoi considerare unitario, l'altro no!
 
(Adesso mi sparerete con fucili di grosso calibro :-))
 
Ciao.
 
--
cometa_luminosa

 Ciao.



Mi sembra che Atkins, nel suo testo di Physical Chemistry la definisca
come dici, del resto, che concordavo con te si capiva indirettamente
dal fatto che avevo scritto "...due termini a(H2O) * a(H2O) che
compaiono a denominatore...":
 
Ka(HA) = a(H3O+) a(A-) / a(HA) a(H2O).
 
Ma se l'acido HA e' l'acqua stessa, posso ancora dire che la sua
attivita' e' unitaria? Non e' piu' una soluzione ideale in questo
caso.
 
--
cometa_luminosa

 caso.
 
però per tutte le altre sostanze pure non ho mai visto fare 
calcoli strani di attività, prendendole come unitarie.
ciao
CCCP


 calcoli strani di attività, prendendole come unitarie.
 
Allora il mistero permane :-)
 
A proposito di attivita', nel caso di una soluzione di liquidi
l'attivita' di un componente si definisce come p/p* dove p e' la
pressione di vapore del componente nella soluzione e p* e' la press.
di v. del componente puro.
Ma e' la stessa cosa qui?
E l'attivita' di uno ione come si definisce?
Ciao.
 
--
cometa_luminosa


l'attivita' di un liquido puro (solido puro) e'
definita convenzionalmente come unitaria.
 
l'attivita' di uno ione in soluzione (diluita)
e' definita convenzionalmente coincidente
(numericamente) come la sua molalita'
(attenzione, pero',  al cambio di dimensionalita',
da m(X) a m(X)/m_0(X), dove il coeff, m_0(X)
indica uno staro di riferimento pari a 1, 00 m).
 
Il motivo della molalita' in luogo della molarita' e'
sottile e deriva dal fatto che la prima non varia con T,
a differenza della seconda, anche se, per sol. diluite,
la differenza potrebbe essere trascurabile.
 
Ciao, Patrizio
 
[risposta parziale]

 la differenza potrebbe essere trascurabile.
Ecco: e io, dopo aver letto 'sta roba, dovrei chiedervi chiarimenti?
Io ho detto in un altro post che non ci capisco niente (e non c'era
niente di canzonatorio).
Però con altrettanta franchezza vi dico che a mio parere ci capite
poco pure voi.
 
Poco male: posso vivere benissimo senza capire la chimica.
Il problema sarebbe un altro: quanto ci capiscono quelli che
l'insegnano (a tutti i livelli)?
 
 
-- 
Elio Fabri
 

 la differenza potrebbe essere trascurabile.
 
Grazie,
ciao.
 
cometa_luminosa

 l'insegnano (a tutti i livelli)?
 
Su questo invece non avresti torto, perlomeno per quanto riguarda
l'insegnamento universitario.
 
--
cometa_luminosa
 

 cometa_luminosa
 

 Elio Fabri
 
Ciao, Patrizio (sempre con immutata stima).

 l'insegnano (a tutti i livelli) ?
 
la chimica è eterogenea, ed è come Shrek, ossia una cipolla. 
Non necessariamente devi conoscerne tutti gli strati per 
risolvere dati problemi. Per alcuni bastano pochi strati, 
per altri ce ne vuole di più. In realtà credo che anche 
trovare fisici tuttologi sia abbastanza difficile. Magari la 
situazione è solo un po' meno estrema (ma dipende forse 
anche da classificazioni umane, da quali fenomeni chiamiamo 
chimica, da quali biologia, da quali fisica, etc). Ad es. 
l'astronomia è fisica ? E se si, quanti fisici hanno sulla 
punta delle dita i calcoli delle orbite e tutto quanto 
connesso ?
 
Elio, tieni presente che qui su ISC parli sempre con gli 
stessi 4 gatti, e quindi il campione è come dire viziato.
Io so abbastanza di organica, un po' meno di inorganica e di 
materiali, qualcosa a livello superficiale di elettrochimica 
ed analitica (la parte meno matematica), di chimica fisica 
quasi zero, di MQ proprio zero, di chimica teorica ancora 
zero. E' chiaro che quando le questioni si avvicinano a 
questi contesti, il risultato è quel che si è visto. Ma mica 
tutti i chimici sanno le stesse cose (senza contare che 
manco sono un chimico).
 
ciao
CCCP


 Esagerato! Non capisci la chimica solo per questo motivo?  :-)
 
Una definizione deve avere un senso logico, un'origine un inquadramento 
nelle conoscenze teoriche contemporanee.


> l'insegnamento universitario.
 
io non mi posso esprimere, perché la gran parte delle cose 
di cui si parla da un po' non erano se non per sommi capi o 
cenni comprese nelle materie di studio, ergo non presumo 
niente riguardo ai professori, che non erano tenuti a 
spiegarmele.
Tipo di attività ho avuto dei cenni in 3-4 esami al massimo, 
e spesso en passant. Come dice Tetis, quel tanto che basta 
per, all'occorrenza, trovare delle tabelle da cui attingere 
i "gamma" o sapere che sono collegati alla forza ionica (da 
cui l'uso di "tamponi di forza ionica" per certe reazioni, 
che nemmeno ricordo più quali fossero). Questo però 
riguardava C.T.F. A chimica sicuramente ci battono sopra di 
gran lunga meglio, perché di chimica fisica ne hanno molti 
crediti
CCCP
