Bilancio di carica

Il bilancio di carica e il bilancio di massa insieme ad altri valori consentono di determinare la concentrazione delle specie in un equilibrio simultaneo.

Quando si verifica un equilibrio simultaneo sono presenti, in soluzione, un certo numero di specie in soluzione. Per determinare la loro concentrazione si devono avere tante equazioni quante sono le specie per ottenere un sistema di equazioni.

Dopo aver individuato tutte le possibili reazioni di equilibrio e le loro costanti, compresa l'autoionizzazione dell'acqua si identificano le incognite che devono essere correlate da opportune equazioni.

Elettroneutralità

Il bilancio di carica risponde alla elettroneutralità di una soluzione ovvero la somma delle cariche positive è pari al numero di cariche negative.

Ad esempio un acido debole si dissocia secondo la reazione di equilibrio:

HA  ⇄ H⁺ + A^–

Dalla autoionizzazione dell'acqua si ha:

H₂O ⇄ H⁺ + OH^–

In soluzione è presente un solo ione positivo e due ioni negativi pertanto il bilancio di cariche da cui vanno escluse le specie non cariche è:

[H⁺] = [A^–] + [OH^–]

Nel bilancio di carica bisogna tener conto della carica ionica pertanto se si ha un catione o un anione polivalente esso contribuisce alla concentrazione di carica secondo la carica dello ione. Pertanto se la concentrazione dello ione X^2- è pari a C la concentrazione della carica è pari a 2C.

Sussiste quindi la condizione di elettroneutralità per la quale:

Σ z_p [P] = Σ z_n [N]

Dove z_p e z_n  sono le cariche degli ioni positivi e negativi e N e P sono gli ioni positivi e negativi.

Esempi

• Scrivere il bilancio di carica di una soluzione di Na₂CO₃

Il carbonato di sodio si dissocia in:

Na₂CO₃ → 2 Na⁺ + CO₃^2-

Lo ione CO₃^2-. si comporta da base secondo Brønsted e Lowry:

CO₃^2- + H₂O ⇄ HCO₃^– + OH^–

Lo ione idrogenoccarbonato dà luogo all'equilbrio:

HCO₃^– + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH^–

Le specie ioniche presenti in soluzione sono quindi:

[Na⁺], [H₃O⁺], [HCO₃^–], [CO₃^2-] e [OH^–]

Il bilancio di carica è pertanto:

[Na⁺] + [H₃O⁺]= [HCO₃^–]+ 2 [CO₃^2-] + [OH^–]

• Scrivere il bilancio di carica di una soluzione di NaH₂PO₄

Il diidrogenofosfato di sodio si dissocia in:

NaH₂PO₄ → Na⁺ + H₂PO₄^–

Lo ione H₂PO₄^– è un anfolita in quanto può comportarsi sia da acido secondo Brønsted e Lowry

H₂PO₄^– + H₂O ⇄ HPO₄^2- + H₃O⁺

che da base secondo Brønsted e Lowry:

H₂PO₄^– + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH^–

Lo ione idrogenofosfato si dissocia secondo l'equilibrio:

HPO₄^2- + + H₂O ⇄ PO₄^3- + H₃O⁺

Le specie ioniche presenti nella soluzione sono quindi:

Na⁺, H₃O⁺, H₂PO₄^–, HPO₄^2-, PO₄^3- e OH^–

Il bilancio di carica è pertanto:

[Na⁺] + [H₃O⁺] = [H₂PO₄^–] + 2 [HPO₄^2-] + 3 [PO₄^3-] + [OH^–]

• Scrivere il bilancio di carica di una soluzione satura di AgCl a cui è stata aggiunta ammoniaca

Il cloruro di argento è un sale poco solubile che si dissocia secondo l'equilibrio eterogeneo:

AgCl_(s) ⇄ Ag⁺_(aq) + Cl ^–_(aq)

Lo ione Ag⁺ si complessa con l'ammoniaca secondo l'equilibrio:

Ag⁺ + NH₃ ⇄ Ag(NH₃)⁺

Ag(NH₃)⁺ + NH₃ ⇄ Ag(NH₃)²⁺

L'ammoniaca si comporta da base di Brønsted e Lowry e dà luogo all'equilibrio:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

In soluzione vi è inoltre l'equilibrio dovuto all'autoionizzazione dell'acqua:

2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^–

Le specie ioniche presenti nella soluzione sono quindi:

[Ag⁺ ], [Ag(NH₃)⁺], [Ag(NH₃)²⁺], [NH₄⁺ ] [H₃O⁺ ], [OH^–] e [Cl^–]

Il bilancio di carica è pertanto:

[Ag⁺ ]+ [Ag(NH₃)⁺]+ [Ag(NH₃)²⁺]+ [NH₄⁺ ]+ [H₃O⁺ ]= [OH^–] + [Cl^–]

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