Commenti
- Non cè ' niente sbagliato con esso.
- Niente di sbagliato con la mia soluzione (pH = 1,99) o con la soluzione del mio libro ' (pH = 1,69)?
- È ' acido diluito in modo che entrambi i protoni siano dissociati. Anche questa cosa è stata fatta a morte …
- Non ' per capire il voto negativo, io ' m A cominciare da Chimica, trovo questo argomento molto difficile e, soprattutto, ' ho paura di chiedere qui a causa dei voti negativi. Non ' non so a chi altri chiedere di essere onesto.
- Non ' non preoccuparti anche dei voti negativi molto ogni nuovo utente ne riceve un paio prima di imparare le basi. Molto probabilmente è stato votato in meno perché ' è stato contrassegnato come duplicato. Per quanto riguarda il mio commento precedente, intendevo dire che la tua equazione di dissociazione è corretta ma ci sarà anche unaltra equazione $$ \ ce {HSO4- < = > H + + SO4 ^ {2 ^ -}} $$
Risposta
Il tuo problema sei tu spiegava solo la prima dissociazione di $ \ ce {H2SO4} $, un acido poliprotico – il tuo libro necessitava della specificità extra dalla seconda dissociazione. Seguirò lintero processo, comprese le parti che già conosci.
Inizia trovando la massa molare di $ \ ce {H2SO4} $ per scoprire a quante moli un grammo di essa è equivalente. Quindi, convertire in molarità (concentrazione) utilizzando il volume di acqua dato.
$$ \ ce {MM_ {H_2SO_4} = 2 * 1,01 g + 1 * 32,06 g + 4 * 16,00 g = 98,08 g} $$
$$ \ ce {\ frac {1 g H2SO4} {1} \ times \ frac {1 mol H2SO4} {98,08 g H2SO4} = 1,0 \ times10 ^ {- 2} mol H2SO4} $$
$$ \ ce {\ frac {1.0 \ times10 ^ {- 2} mol H2SO4} {1 L H2O} = 1.0 \ times10 ^ {- 2} M H2SO4} $$
Sebbene lICE-box sia una formalità per un acido così forte, può ancora essere mostrato.
\ begin {array} {| c | c | c | c | c |} \ hline \ text {Initial}: & 1.0 \ times10 ^ {- 2} & & 0 & 0 \\ \ hline & \ ce {H2SO4} & \ ce {H2O} & \ ce {H3O +} & \ ce {HSO4 -} \\ \ hline \ text {Change}: & -x & & + x & + x \\ \ hline \ text {Equilibrium}: & 0 & 1.0 \ times10 ^ {- 2} & 1.0 \ times10 ^ {- 2} \\ \ hline \ end {array}
Il secondo ICE-box è un buon modo per organizzare la seconda dissociazione. Trasferisci le concentrazioni di equilibrio dalla prima tabella. Tutti i calcoli fino alla riga servono per trovare il cambiamento (usando $ \ ce {K_ {a (2)} = 1.2 \ times10 ^ {- 2}} $). Si noti che dopo che $ y $ è stato trovato, viene utilizzato di nuovo nella seconda scatola ICE per determinare le concentrazioni di equilibrio dopo la seconda dissociazione. Nota inoltre che non puoi trascurare $ y $ dopo la seconda equazione a causa delle grandezze simili della molarità e di $ K_a $ e devi usare la formula quadratica.
\ begin {array} {| c | c | c | c | c |} \ hline \ text {Initial}: & 1.0 \ times10 ^ {- 2} & & 1.0 \ times10 ^ {- 2} & 0 \\ \ hline & \ ce {HSO4-} & \ ce {H2O} & \ ce {H3O +} & \ ce {SO4 ^ {2 -}} \\ \ hline \ text {Change}: & -y & & + y & + y \\ \ hline \ text {Equilibrium}: & 0,5 \ times10 ^ {- 2} & & 1,5 \ times10 ^ {- 2} & 4.8 \ times10 ^ {- 3} \\ \ hline \ end {array}
$$ \ ce {K_a = \ frac {[H3O +] [SO4 ^ {2-}] } {[HSO4 -]}} $$
$$ \ ce {1.2 \ times10 ^ {- 2} = \ frac {( 1.0 \ times10 ^ {- 2} + y) (y)} {1.0 \ times10 ^ {- 2} – y}} $$
$$ \ ce {1.2 \ times10 ^ {- 4} – (1.0 \ times10 ^ {- 2}) y = (1.0 \ times10 ^ {- 2}) y + y ^ 2} $$
$$ \ ce {1.2 \ times10 ^ {- 4 } = (2.0 \ times10 ^ {- 2}) y + y ^ 2} $$
$$ \ ce {0 = y ^ 2 + (2.0 \ times10 ^ {- 2}) y – 1.2 \ times10 ^ {- 4}} $$
\ begin {split} \ ce {y} & = \ frac {-b \ pm \ sqrt {b ^ 2-4ac}} {2a} \\ & = \ frac {- (2.0 \ times10 ^ {- 2}) \ pm \ sqrt {(2.0 \ times10 ^ {-2}) ^ 2-4 (1) (- 1.2 \ times10 ^ {- 4})}} {2 (1)} \\ & = \ frac {- 2.0 \ times10 ^ {- 2} \ pm \ sqrt {4.0 \ times10 ^ {- 4} +4.8 \ times10 ^ {- 4}}} {2} \\ & = \ frac {-2.0 \ times10 ^ {- 2} \ pm \ sqrt {8.8 \ times10 ^ { -4}}} {2} \\ & \ approx 4.8 \ times10 ^ {- 3} \ end {split}
Collega il p per determinare il pH.
$$ – \ log (1.5 \ times10 ^ {- 2}) = 1.82 $$
Notare che $ – \ log ( 2 \ times10 ^ {- 2}) = 1,69 $ quindi il tuo libro probabilmente arrotondato a una cifra significativa (il che avrebbe senso dato il modo in cui è formulato il problema).