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Problema di equilibrio sull'acido solforoso?

Bene, la prima cosa che vorrei fare è impostare tutti i componenti necessari: reazione, tabella ICE e il punto generale della domanda. Qui sono presenti tutte le tabelle ICE molarity.

In generale, la domanda vuole che tu riconosca / approssimi che:

  • a volte puoi ignorare la seconda dissociazione di un acido polipotico, in particolare se è l'ultima dissociazione che può fare.
  • The #"pH"# è quindi dettato principalmente dalla prima dissociazione di un acido diprotico, soprattutto se il primo protone è di un acido non forte (#K_(a1) < 1#).
  • Le specie predominanti rifletteranno le magnitudini relative di #"pH"# vs #"pK"_(ai)#. Se #"pH" < "pK"_(ai)#, quindi l'acido il #"pK"_(ai)# rappresenta esisterà nella sua forma acida e viceversa. Puoi verificarlo usando l'equazione di Henderson-Hasselbalch, ma dovresti essere in grado di farlo concettualmente sugli esami per controllare il tuo lavoro.

NOTA BENE: RISPOSTA LUNGA!

Presumo che tu sappia come crearne uno e usarlo per un acido monoprotico, e questa è solo un'estensione in un acido diprotico. Si tratta di mantenere chiara la tua visione d'insieme e sapere quali ipotesi fare.

#a)#

#"H"_2"SO"_3(aq) rightleftharpoons "HSO"_3^(-)(aq) + "H"^(+)(aq)#

#"I"" ""0.01"" "" "" "" "0" "" "" "" "" "0#
#"C"" "-x" "" "" "+x" "" "" "" "+x#
#"E"" "0.01 - x" "" "x" "" "" "" "" "x#

#K_(a1) = (x^2)/(0.01 - x) = 1.5 xx 10^(-2)#

By using the quadratic formula, which must be done because the #K_(a1)# is not small enough at this low concentration, you should get

#x = "0.00686 M"#

Quindi, le specie in soluzione dopo dissociazione #bb1# siamo:

  • #"0.00314 M H"_2"SO"_3#
  • #"0.00686 M HSO"_3^(-)#
  • #"0.00686 M H"^(+)#

In questo momento, #"HSO"_3^(-)# dovrebbe dissociarsi di nuovo, questa volta usando #K_(a2) = 9.1 xx 10^(-8)# (non ignorando il #"H"^(+)# che è stato generato già dal precedente passaggio di equilibrio).

Qui, sappiamo che la seconda dissociazione sarà molto insignificante, ma lo farò comunque per mostrarti quanto è piccola e perché la ignoreremmo.

#"HSO"_3^(-)(aq) rightleftharpoons "SO"_3^(2-)(aq) + "H"^(+)(aq)#

#"I"" ""0.00686"" "" "" "" "0" "" "" "" "0.00686#
#"C"" "-x" "" "" "" "+x" "" "" "+x#
#"E"" "0.00686 - x" "" "x" "" "" "" "0.00686 + x#

#K_(a2) = 9.1 xx 10^(-8) = (x(0.00686 + x))/(0.00686 - x)#

Qui, puoi usare il piccolo #x# approssimazione, da allora #K_(a2)# è molto piccolo (#10^(-5)# di solito è un buon taglio), e ottieni:

#K_(a2) ~~ (x(0.00686 + cancel(x)))/(0.00686 - cancel(x)) ~~ x#

#= 9.1 xx 10^(-8)# #"M"#

(#0.0013%# dissociation)

Quindi, dopo aver considerato dissociazione #bb2# oltre alla dissociazione #1#, noi abbiamo ancora complessivo:

  • #color(blue)("0.00314 M H"_2"SO"_3)# di nuovo, approssimativamente, poiché la dissociazione percentuale era così piccola.
  • #(0.00686 - 9.1 xx 10^(-8)) "M HSO"_3^(-) ~~ color(blue)("0.00686 M HSO"_3^(-))#
  • #color(blue)(9.1 xx 10^(-8) "M SO"_3^(2-))#, ma praticamente lo consideriamo zero ...
  • #"0.00686 M H"^(+) + 9.1 xx 10^(-8) "M H"^(+) ~~ color(blue)("0.00686 M H"^(+))#

#b)#

Dopo tutto quel lavoro per controllare le fasi nella variazione di #["H"^(+)]#, la #"pH"# dovrebbe essere facile.

#color(blue)("pH") = -log["H"^(+)] = color(blue)(2.16)#

#c)#

At #"pH"# #0.5#, #5.5# e #9#, consideriamo questo concettualmente senza calcoli.

  • At #"pH"# #0.5#, la soluzione è ancora di più acido rispetto al primo #"pKa"# of #1.81# (che, se #"pH" = 1.81#, segna il punto di semi-equivalenza per il #"H"_2"SO"_3//"HSO"_3^(-)# equilibrio) e la seconda #"pKa"# of #7.04# (che, se #"pH" = 7.04#, segna il punto di semi-equivalenza per il #"HSO"_3^(-)//"SO"_3^(2-)# equilibrio).

This tells us that the solution will be dominated by the most acidic form of #color(blue)(bb("H"_2"SO"_3))#, i.e. itself.

  • At #"pH"# #5.5#, la soluzione è ancora di più di base di #"pKa" = 1.81# (appartenente al #"H"_2"SO"_3#) e ancora di più acido di #"pKa" = 7.04# (appartenente al #"HSO"_3^(-)#).

So, the form of #"H"_2"SO"_3# that will dominate is more basic than #"H"_2"SO"_3# but more acidic than #"SO"_3^(2-)#. Therefore, #color(blue)(bb("HSO"_3^(-)))# dominates here.

  • Suppongo che tu possa capire questo a questo punto; il #"pH"# of #9# is più semplice di entrambi #"pKa"#s, quindi il maggior parte domina le specie di base, vale a dire #color(blue)(bb("SO"_3^(2-)))#.

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