Newsgroup: it.scienza.chimica
Titolo: Domandina sugli acidi...concentrazione e pH

Ho un esercizio che dice: si ha una concentrazione [CH3COOH]=0.1M ed il
pH della soluzione è uguale a 4.7 calcolare la concentrazione  [H3O+].
Mi sorge una domanda.....ma dalla equazione:
CH3COOH + H2O -> CH3COO- + H3O+
analizzando i coefficienti stechiometrici risulta che [H3O+]=[CH3COOH]
quindi verrebbe
spontaneo dire che il pH=1 e non a 4.7 .... dov'è che il ragionamento
è sbagliato?
forse la domanda è banale....
grazie ...

 ha scritto nel messaggio 
news:1133893247.5...@z14g2000cwz.googlegroups.com...





grazie ...
-----------------------------------------------------
Vedi:
http://www.med.unifi.it/didonline/Anno-I/chimica/lezioni/acidi_deboli.html
Nino 

Semplicemente il metodo l'ho metabolizzato, non capisco perché la
stechiometria dia informazioni "incongruenti" con quello che realmente
accade....e dovuto alla parziale dissociazione dell'acido acetico come
acido debole in acqua. Questo è il mio dubbio.

 acido debole in acqua.
Questo è il punto.
Avevi detto (nel primo messaggio):
"analizzando i coefficienti stechiometrici risulta che [H3O+]=[CH3COOH]"
La dissociazione:  CH3COOH + H2O  <---> CH3COO- + H3O+
dà luogo ad un equilibrio spostato (e di molto) a sinistra.
Quindi, l'acido acetico è presente quasi tutto sotto forma indissociata,
per cui la concentrazione [CH3COOH] è nettamente più alta (e non
uguale, come dici) di [H3O+], che è invece uguale a [CH3COO-].
Il pH di un acido 0,1 N è uguale a 1 solo se l'acido si può considerare
completamente dissociato (es. HCl ----> H+  + Cl-).
Nel caso dell'acido acetico 0,1 N , il pH è = 2,87
(pH = -1/2*[LOG(1,8*10^(-5))+LOG(0,1)]

Riporto il mio post:
Vedo che l'argomento è ricorrente....
Il mio dubbio è questo: se ho una concentrazione di acido acetico 5*10-8 M
quale sarà il pH della soluzione?
Essendo la concentrazione iniziale quasi dello stesso ordine di grandezza
delle concentrazione degli iono H3O+ che derivano dalla autoprolisi
dell'acqua non considererei la dissociazione CH3COOH + H2O -> CH3COO- + H3O+
ma la dissociazione di H2O:
2H2O <-> OH- + H3O+
concentrazioni iniziali di OH- =H3O+ =10^-7
concentrazioni iniziali di H3O+ provenienti dall'acido acetico:  5*10-8
...e qui mi riallaccio al post "Domanndina sugli acidi....concentrazione e
pH": considerare le concentrazioni iniziali di H3O+ provenienti dall'acido
acetico= 5*10-8 significa in sostanza dire che l'acido acetico si è
*completamente dissociato* ed è un errore come ha detto Nino, ma allora come
procedere?
Fabrizio

"___(¯`·.¸Fabrizio¸.·´¯)____" ha scritto nel messaggio

Il grado di dissociazione di un acido o di una base aumenta con l'aumentare
della diluizione.
Con l'acido acetico, l'errore di valutazione del pH con la formula che ho
usato è superiore al 2% già ad una concentrazione pari a 10^(-4) M.
A concentrazioni molto basse, e con acidi molto deboli, non si può
trascurare [H+] provenienti dall'ionizzazione dell'acqua e soprattutto
non si può considerare [CH3COOH] = concentrazione dell'acido.
Con la formula :
[H+]^3 + Ka[H+]^2 + (-KaCa - Kw)[H+] - KaKw = 0
per il caso da te prospettato, salvo errori di calcolo,
si ottiene:
[H+] = 1,28*10^(-7) M  circa
e  pH = 6,89
Nino 

avrei voluto dare una spiegazine anche io ma vedo che Nino ègià stato
sufficientemente esaustivo.