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Titolo: Problema stupido?

Ciao a tutti.
Mi sono trovato a dovere risolvere un problemino che da un lato mi
sembra stupido e dall'altro incasinato.
Immaginiamo di avere un acido organico di cui si conosce la Ka.
Questo acido è praticamente insolubile nella sua forma protonata.
La domanda è: dato un certo pH di una soluzione acquosa (acida) fissato
attraverso un opportuno tampone, come si può stimare la concentrazione
dell'acido deprotonato in soluzione?
Mettiamo qualche numero: il pH è 3 e la Ka è un classico 10^(-5).
Bastano questi dati o è necessario conoscere altro?
Grazie
Tex
-- 
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 Tex
Credo che sia necessario conoscere il valore, per quanto piccolo, della
solubilità dell'acido. 
BH(aq) + H2O <-> H3O+(aq) + B-(aq)
Ka = [H3O+(aq)][B-(aq)]/[BH(aq)]
BH(s) <-> BH(aq)   Kps = [BH(aq)]
[B-(aq)] = Ka*Kps/[H3O+]
Se la soluzione è tamponata, [H3O+] è fisso e noto, ma manca il valore di
Kps.
Nel tuo caso avresti
[B-(aq)] = 10^(-2)*Kps
ciao
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 Bastano questi dati o è necessario conoscere altro?
ti serve anche la solubilità dell'acido libero, credo (ammettendo di voler
fare la stima teorica e non misure empiriche varie sulla soluzione)
Se scrivi l'equazione della Ka, nota, dell'acido, e ci metti dentro tutto il
resto noto (attività protonica), ottieni il RAPPORTO tra la attività della
forma dissociata e quella indissociata, ma nessuna singolarmente.
Ora i casi sono due : o conosci la solubilità dell'acido libero, oppure ti
metti in soluzione satura, in modo da poter dire che l'attività di questo
sia unitaria.
Spero di non avere detto una castroneria, siccome in effetti inizialmente ho
pensato : banale ! Ma poi mi sono reso conto di avere sbagliato e ho dovuto
cambiare la risposta, quindi così scontata non era.
Ciao
Soviet-Mario


 wrote in message
bob4m6$128$1...@news.newsland.it...


 [B-(aq)] = 10^(-2)*Kps
Ok, ti seguo perfettamente.
Il tuo ragionamento ha tra le altre cose una conseguenza importante: per
pH<pKa la concentrazione di acido in forma protonata in soluzione è
maggiore della concentrazione della forma deprotonata.
Il che, se in effetti a pensarci non è molto sorprendente, non lo avevo
dato all'inizio per scontato, essendo convinto che la molto maggiore
solubilità dell'anione rispetto all'acido avrebbe comunque portato a
dire [A-(aq)] > [AH (aq)].
Questa dannata cinetica enzimatica si sta rivelando piuttosto
complicata...
Grazie mille


 cambiare la risposta, quindi così scontata non era.
:-)) É la stessa cosa che è capitata a me quando la mia compagna di
laboratorio (ingegnera) mi ha posto il problema.
All'inizio mi sembrava un semplice problema di stechiometria, però poi
pensandoci meglio...
Ciao e grazie anche a te per l'aiuto.


 concentrazioni). Sbaglio qualcosa?
nell'ultima affermazione, soltanto, si.
Si ha divergenza di significato tanto per soluzioni concentrate quanto per
soluzioni TROPPO diluite (laddove la concentrazione corrispondente
all'attività perde di consistenza fisica)
Non c'è qualche proprietà chimico fisica della tua sostanza che potrebbe
essere sufficientemente marcata per tentare almeno un dosaggio strumentale
dell'acido libero disciolto ? (che so, UV, rifrazione, potere rotatorio ....
no beh, questo a concentrazioni infime non vale niente)
Sai di che sostanza si tratti ?
Se si, potresti tentare di preparare un grosso volume di soluzione satura e,
filtratala, concentrare l'acido in qualche adsorbente adeguato (carbone ?
cellulosa a scambio anionico ... o con soxlet da liquidi e dosarlo dopo la
concentrazione. So che ti propongo rimedi banali (ai quali avrai già
pensato) e che i problemi pratici e l'errore connesso possono facilmente
diventare più significativi delle misure. Se però dici la sostanza, magari
qualcosa viene in mente a qualcuno.
ah, per confonderti/ci le idee ulteriormente (orca l'oca potevo non pensarci
.... ma ormai mi è venuta in mente una cosa sgradevole) ....
Ebbene : tendendo a diluizione infinita, anche gli acidi DEBOLI si
comportano da acidi FORTI
Beh questo sicuramente a pH neutro, in sola acqua ....
In tampone acido magari questa affermazione non è più manco pertinente o
vera perché forse, nn ricordo questo o non era riportato, l'affermazione che
la forza di un acido ed il suo grado di dissociazione crescono
indefinitamente e, rispettivamente, tendono ad uno, vale SE e solo SE
l'acido stesso è l'unica sostanza attiva in soluzione e non sciolto in un
tampone.
Penserei che la condizione al contorno sia necessaria, anche se non è un
dato letto ma solo un'idea mia (ma il tarlo che un acido realmente forte se
ne frega del pH ...). Sarà corretto ? In caso contrario praticamente non
avresti manco una molecola di acido neutro in soluzione !
Boh
Ciao
Soviet-Mario


 avresti manco una molecola di acido neutro in soluzione !
No, ti prego.
Se dico questo alla mia compagna di laboratorio, dopo due giorni che
discutiamo, mi spella vivo! :-)
Riferirò in caso di sviluppi.
Grazie ancora.
