sale e aceto serve ?

[rustr...@yahoo.it]

Ciaoo, non sono un chimico
Perché si dice di aggiungere il sale all'aceto per togliere il
calacare? Come fa il NaCl (che è un sale neutro) reagire con l'aceto?
Che cosa fa il sale all'aceto da rendere il suo potere decalcificante
maggiore? E' possibile che questa sia solo una bufala ?

[Akery]

il solo aceto è gia sufficiente, riesce ad acidificare di quel tanto che i
sali del calcare (durezza permanente di un acqua) riescono a sciogliersi e
ad andare via, l'aggiunta di NaCl non la vedo una furbata è molto solubile
in acqua ma lascia comunque traccie.
Ragionando, il calcare è prodotto principalmente dai carbonati di Ca e Mg
che in ambiente acido si sciolgono benino, l'aggiunta di ulteriore sale,
ripeto, mi sembra una oscenità chimica se il fine è rimuoverlo!!!!
Avrei dato più ragione a sali acidi e basici che al passaggio dell'acqua
tendono a rimuovere i vari ioni, ma un sale neutro non seve ad un beeep!!!!
Saluti
Akery

ha scritto nel messaggio
news:e61fba43-e97b-4e29...@y7g2000vbe.googlegroups.com...

[BlueRay]

Forse intendevi il contrario, cioe' aggiungere aceto al sale?
L'aceto scioglie il carbonato di calcio trasformandolo in acetato di
calcio, che e' solubile in acqua.
Ma se veramente intendevi quello che hai scritto, l'unica cosa che mi
viene in mente e' il fatto che aumentando la foza ionica con ioni di
tipo diverso (il che si ha con l'aggiunta dell'NaCl) diminuiscono i
coefficienti di attivita' degli ioni calcio e carbonato e quindi
aumentano le solubilita'.

--
BlueRay

[rustr...@yahoo.it]

Cerco di spiegarmi meglio:
- l'obbiettivo è sciogliere il calcare solido precipitato che si è
formato in uno scambiatore secondario di calore, fatto di acciaio
inossidabile a piastre saldobrasate, di una caldaia per la produzione
di acqua sanitaria (consideriamo anche solo il CaCO3)
- ci vuole un acido, ora ce ne sono molti in giro, però alcuni non
sono abbastanza forti, altri sono molto tossici e pericolosi, altri
ancora andrebbero a intaccare l'acciaio (credo che alla fine userò il
viakal, ma questo non è il punto della mia domanda)

Ora che l'aceto (CH3COOH) anche diluito in acqua fuznioni, almeno per
le pentole lo ho provato più volte, sono sicuro, ma in giro su
internet, e anche alcune persone mi avevano consigliato, di
aggiungervi del sale da cucina (NaCl). io mi sono messo a pensarci, ed
effettivamente non sono giunto a nessuna conclusione sull'efficacia
del sale da cucina. Il mio è un quesito puramente teorico, visto che
non sono un chimico, ma vorrei capire se questa cosa sia una fesseria
o se ci sia qualcosa di vero (e come però?). Se aggiungo in soluzione
questo sale neutro, che è un forte elettrolita si andrà a dissociare
completamente, poi i suoi ioni andranno in qualche modo a reagire con
gli anioni CH3COO- o con i cationi H+ o con quelli Ca2+ portati in
soluzione dall'acido in qualche modo? Visto che non ci si aspetta che
l'acidità cambi per effetto del NaCl, quale altro effetto potrebbe
avere nella soluzione per favorire lo scioglimento del CaCO3
precipitato ?

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 27, 2:43 pm, BlueRay <blupant...@alice.it> wrote:

On Dec 27, 2:43 pm, BlueRay <blupant...@alice.it> wrote:

[Soviet_Mario]

Il 27/12/2011 15:22, rustr...@yahoo.it ha scritto:
> On Dec 27, 2:43 pm, BlueRay<blupant...@alice.it> wrote:
>> On 27 Dic, 10:38, rustrip...@yahoo.it wrote:
>>

L'accoppiata sale+acciaio non mi entusiasma.
Più che altro non vedo la necessità di diluire ancora con
acqua l'aceto. E' già fin troppo diluito così com'è (di
solito appena il 5 %). Ergo usalo netto (magari il bianco,
che potrebbe avere meno residuo fisso ... e i solfiti male
all'acciaio non dovrebbero fare).

Anche l'acido solforico commerciale, diluito 20:1, dovrebbe
andare bene senza danneggiare l'acciaio sano ... certo se
sta già un pochino ticchiolato di suo allora il caso è
diverso. Le ticchiolature sono fetenti. Anche se le lasci
tappate di incrostazioni, sotto sotto scavano come i
rodilegno. Diciamo che una decappata robusta potrebbe
affrettare il collasso, ma non di tanto tempo, se la lamiera
è ticchiolata presto o tardi cederebbe ugualmente.
Se è sana, l'acido solforico al 5 % gli fa circa fresco.
Tieni anche conto che è un trattamento che ben che vada gli
farai 6-8 volte al massimo nell'intera vita operativa, non è
che tutti i giorni uno stia a disincrostare.
Se si prevede di usare regolarmente acqua assai dura, allora
il discorso diventa : come prevenire ? E li ci vorrebbe
magari un addolcitore a monte (ma speriamo di no, perché poi
cmq è un coso in più a cui fare manutenzione periodica, se
no finsisce che fissi calcare, e dopo sei mesi rilasci
salmonelle :-)

ciao
Soviet

[cometa_luminosa]

On Dec 27, 3:20 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:

> Cerco di spiegarmi meglio:
> - l'obbiettivo è sciogliere il calcare solido precipitato che si è
> formato in uno scambiatore secondario di calore, fatto di acciaio
> inossidabile a piastre saldobrasate, di una caldaia per la produzione
> di acqua sanitaria (consideriamo anche solo il CaCO3)
> - ci vuole un acido, ora ce ne sono molti in giro, però alcuni non
> sono abbastanza forti, altri sono molto tossici e pericolosi, altri
> ancora andrebbero a intaccare l'acciaio (credo che alla fine userò il
> viakal, ma questo non è il punto della mia domanda)

Ok, afferrato :-)

> Ora che l'aceto (CH3COOH) anche diluito in acqua fuznioni, almeno per
> le pentole lo ho provato più volte, sono sicuro, ma in giro su
> internet, e anche alcune persone mi avevano consigliato, di
> aggiungervi del sale da cucina (NaCl). io mi sono messo a pensarci, ed
> effettivamente non sono giunto a nessuna conclusione sull'efficacia
> del sale da cucina. Il mio è un quesito puramente teorico, visto che
> non sono un chimico, ma vorrei capire se questa cosa sia una fesseria
> o se ci sia qualcosa di vero (e come però?). Se aggiungo in soluzione
> questo sale neutro, che è un forte elettrolita si andrà a dissociare
> completamente, poi i suoi ioni andranno in qualche modo a reagire con
> gli anioni CH3COO- o con i cationi H+ o  con quelli Ca2+ portati in
> soluzione dall'acido in qualche modo?

No, nessuna reazione chimica.

> Visto che non ci si aspetta che
> l'acidità cambi per effetto del NaCl, quale altro effetto potrebbe
> avere nella soluzione per favorire lo scioglimento del CaCO3
> precipitato ?

L'unica cosa che mi viene in mente e' appunto quella che ho scritto
nel post precedente. Puoi fare una semplice prova con due sali diversi
(diversi sia per il catione che per l'anione, altrimenti si ha
interferenza per il cosiddetto "effetto dello ione comune"), per
esempio puoi creare una soluzione satura di NaCl, sciogliendo, a
temperatura fissata, NaCl in mezzo bicchiere d'acqua, in modo che ne
rimanga sul fondo una piccola quantita' indisciolta (devi mescolare
parecchio prima di poter dire che sei ad una sol. satura). A questo
punto aggiungi un cucchiaio di un sale differente molto solubile, per
esempio nitrato di potassio, nitrato d'ammonio o altro (sia il catione
che l'anione devono essere diversi da Na+ e da Cl-).
Mescola finche' il KNO3 si e' totalmente disciolto e guarda che fine
ha fatto l'NaCl solido sul fondo: non c'e' piu'.

Questo per il discorso che ti avevo fatto: sciogliendo molto KNO3 hai
incrementato in modo significativo la forza ionica della soluzione, in
base alla formula di Debye–Hückel:
http://it.wikipedia.org/wiki/Teoria_di_Debye%E2%80%93H%C3%BCckel

ne evinci che cio' diminuisce i coefficienti di attivita' di tutti gli
ioni, il che significa che le attivita' diminuiscono, a parita' di
concentrazione, ovvero, equivalentemente, a pari attivita' le
concentrazioni aumentano (che e' il nostro caso). Tradotto significa:
puoi aumentare la concentrazione degli ioni Na+ e Cl- presenti in
soluzione perche' cio' non ne varia l'attivita' (ovvero, per capirci,
la tendenza a riformare il sale solido).

--
cometa_luminosa = BlueRay

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 27, 3:56 pm, cometa_luminosa <alberto.r...@virgilio.it> wrote:
> On Dec 27, 3:20 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:
> > Ora che l'aceto (CH3COOH) anche diluito in acqua fuznioni, almeno per
> > le pentole lo ho provato più volte, sono sicuro, ma in giro su
> > internet, e anche alcune persone mi avevano consigliato, di
> > aggiungervi del sale da cucina (NaCl). io mi sono messo a pensarci, ed
> > effettivamente non sono giunto a nessuna conclusione sull'efficacia
> > del sale da cucina. Il mio è un quesito puramente teorico, visto che
> > non sono un chimico, ma vorrei capire se questa cosa sia una fesseria
> > o se ci sia qualcosa di vero (e come però?). Se aggiungo in soluzione
> > questo sale neutro, che è un forte elettrolita si andrà a dissociare
> > completamente, poi i suoi ioni andranno in qualche modo a reagire con
> > gli anioni CH3COO- o con i cationi H+ o  con quelli Ca2+ portati in
> > soluzione dall'acido in qualche modo?
> No, nessuna reazione chimica.

Perfetto, questa risposta è molto chiara e mi chiarisce tutti i
dubbi.
La reazione :
NaCl + CH3COOH -> HCl + CH3COONa
non avviene, non esiste, o se proprio si può considerare con costante
di equilibrio completamente spostata a sinistra.

> > Visto che non ci si aspetta che
> > l'acidità cambi per effetto del NaCl, quale altro effetto potrebbe
> > avere nella soluzione per favorire lo scioglimento del CaCO3
> > precipitato ?
> L'unica cosa che mi viene in mente e' appunto quella che ho scritto

...

> Questo per il discorso che ti avevo fatto: sciogliendo molto KNO3 hai
> incrementato in modo significativo la forza ionica della soluzione, in
> base alla formula di Debye–Hückel:http://it.wikipedia.org/wiki/Teoria_di_Debye%E2%80%93H%C3%BCckel
>
> ne evinci che cio' diminuisce i coefficienti di attivita' di tutti gli
> ioni, il che significa che le attivita' diminuiscono, a parita' di
> concentrazione, ovvero, equivalentemente, a pari attivita' le
> concentrazioni aumentano (che e' il nostro caso). Tradotto significa:
> puoi aumentare la concentrazione degli ioni Na+ e Cl- presenti in
> soluzione perche' cio' non ne varia l'attivita' (ovvero, per capirci,
> la tendenza a riformare il sale solido).

Ok, non c'ho capito niente. Allora, l'unica cosa che so è che il
numero di cariche, o la costante dielettrica o la polarità della
soluzione elettrolitica, aumenta aggiungendo nuove cariche ioniche del
cloruro. Ok, ma queste però non fanno nessuna reazione, possono solo
variare la velocità di reazione? E' questo quello che intendi (i coef
di attività influiscono solo le velocità in ambito cinetico, non i
coeff di equilibrio?)

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 27, 1:44 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:
> tendono a rimuovere i vari ioni, ma un sale neutro non seve ad un beeep!!!!
> Saluti
> Akery

Perfetto, a sto punto ho le idee molto più chiare.

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 27, 1:44 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:

> il solo aceto è gia sufficiente, riesce ad acidificare di quel tanto che i
> sali del calcare (durezza permanente di un acqua) riescono a sciogliersi e
> ad andare via, l'aggiunta di NaCl non la vedo una furbata è molto solubile
> in acqua ma lascia comunque traccie.
> Ragionando, il calcare è prodotto principalmente dai carbonati di Ca e Mg
> che in ambiente acido si sciolgono benino, l'aggiunta di ulteriore sale,
> ripeto, mi sembra una oscenità chimica se il fine è rimuoverlo!!!!
> Avrei dato più ragione a sali acidi e basici che al passaggio dell'acqua
> tendono a rimuovere i vari ioni, ma un sale neutro non seve ad un beeep!!!!
> Saluti
> Akery
>

> ha scritto nel messaggionews:e61fba43-e97b-4e29...@y7g2000vbe.googlegroups.com...

>
> Ciaoo, non sono un chimico
> Perché si dice di aggiungere il sale all'aceto per togliere il
> calacare? Come fa il NaCl (che è un sale neutro) reagire con l'aceto?
> Che cosa fa il sale all'aceto da rendere il suo potere decalcificante
> maggiore? E' possibile che questa sia solo una bufala ?

Ok grazie mille per la risposta, a sto punto la considero una bufala a
tutti gli effetti e basta.

[cometa_luminosa]

On Dec 27, 4:22 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:
> On Dec 27, 3:56 pm, cometa_luminosa <alberto.r...@virgilio.it> wrote:
> > No, nessuna reazione chimica.
>
> Perfetto, questa risposta è molto chiara e mi chiarisce tutti i
> dubbi.
> La reazione :
>   NaCl + CH3COOH -> HCl + CH3COONa
> non avviene, non esiste, o se proprio si può considerare con costante
> di equilibrio completamente spostata a sinistra.

Si, e' completamente spostata a sinistra in quanto HCl e' un acido
molto piu' forte di CH3COOH ed inoltre CH3COONa e' una base molto piu'
forte di NaCl.

>
> > Questo per il discorso che ti avevo fatto: sciogliendo molto KNO3 hai
> > incrementato in modo significativo la forza ionica della soluzione, in
> > base alla formula di Debye–Hückel:http://it.wikipedia.org/wiki/Teoria_di_Debye%E2%80%93H%C3%BCckel
>
> > ne evinci che cio' diminuisce i coefficienti di attivita' di tutti gli
> > ioni, il che significa che le attivita' diminuiscono, a parita' di
> > concentrazione, ovvero, equivalentemente, a pari attivita' le
> > concentrazioni aumentano (che e' il nostro caso). Tradotto significa:
> > puoi aumentare la concentrazione degli ioni Na+ e Cl- presenti in
> > soluzione perche' cio' non ne varia l'attivita' (ovvero, per capirci,
> > la tendenza a riformare il sale solido).
>
> Ok, non c'ho capito niente. Allora, l'unica cosa che so è che il
> numero di cariche, o la costante dielettrica o la polarità della
> soluzione elettrolitica, aumenta aggiungendo nuove cariche ioniche del
> cloruro.

La prima che hai detto: il numero di cariche (detto cosi' e'
estremamente riduttivo, comunque, soprattutto perche' dipende in modo
quadratico dalla carica di ogni ione).

> Ok, ma queste però non fanno nessuna reazione, possono solo
> variare la velocità di reazione?

No! Cambia la *termodinamica* della reazione, ovvero cambia l'energia
(libera di Gibbs) della reazione di dissociazione del sale:

NaCl <--> Na+ + Cl-

detto piu' semplicemente, quella reazione si sposta verso destra e
quindi si scioglie una maggior quantita' di sale. Lo stesso accade con
il CaCO3:

CaCO3 <--> Ca++ + CO3--

il punto e' che non so *di quanto* l'aumento di forza ionica possa
aumentarne la solubilita'.
Ciao.

--
cometa_luminosa

[cometa_luminosa]

On Dec 27, 3:50 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:
> On Dec 27, 1:44 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:

> > il solo aceto è gia sufficiente, riesce ad acidificare di quel tanto che i
> > sali del calcare (durezza permanente di un acqua) riescono a sciogliersi e
> > ad andare via, l'aggiunta di NaCl non la vedo una furbata è molto solubile
> > in acqua ma lascia comunque traccie.
> > Ragionando, il calcare è prodotto principalmente dai carbonati di Ca e Mg
> > che in ambiente acido si sciolgono benino, l'aggiunta di ulteriore sale,
> > ripeto, mi sembra una oscenità chimica se il fine è rimuoverlo!!!!
> > Avrei dato più ragione a sali acidi e basici che al passaggio dell'acqua
> > tendono a rimuovere i vari ioni, ma un sale neutro non seve ad un beeep!!!!

> Ok grazie mille per la risposta, a sto punto la considero una bufala a
> tutti gli effetti e basta.

Non sono per niente sicuro che si tratti di una bufala.
Te ne dico una, che non c'entra un gran che, ma tanto per far capire:
l'alluminio metallico si scioglie in una soluzione di un sale rameico,
es. solfato rameico, il che e' chiaro in quanto Al e' riducente e Cu++
ossidante (te la faccio breve):

2Al + 3Cu++ --> 2Al+++ + 3Cu

Prova a mettere un pezzetto di carta di alluminio in una soluzione
acquosa di CuSO4 e vedi che succede: nulla.
Poi aggiungi NaCl...

Comunque in casi come questo si fa prima a fare una prova che a
cercare una giustificazione teorica :-)

--
cometa_luminosa

[Soviet_Mario]

non avevo pensato al fatto che o il cloruro o il sodio
potessero aiutare a disgregare il calcare per ragioni di
"scambio ionico". Non lo confermo né lo escludo poiché non
lo so.
Nello specifico non è necessario : il calcare non resiste in
ogni caso all'acidità.
Soviet

[martello]

Mia mamma lo usava per pulire gli oggetti di rame ... ma secondo me il
cloruro di sodio serviva solo come blando abrasivo perchè quando lo
usava (lei) non era in soluzione ma ancora in forma cristallina.

[rustr...@yahoo.it]

> cometa_luminosa- Hide quoted text -
>
> - Show quoted text -

Energia libera di Gibbs? (Devo provare a verificare le tabelle, anche
se non è che mi ricordi molto) Sul mio libro di chimica, lo
scioglimento del NaCl : NaCl(s) --> Na+(aq) + Cl-(aq) dice che è di
tipo endotermico e il sale assorbe calore mentre si scioglie. Ok, ma
se l'energia cambiasse, cambia qualcosa ai fini di sciogliere il
calcare? Non esistono tabelle con le costanti di equilibrio, o i
prodotti di solubilità del calcare, in differenti solventi?

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 27, 5:18 pm, cometa_luminosa <alberto.r...@virgilio.it> wrote:

> On Dec 27, 3:50 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:
>
> > On Dec 27, 1:44 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:
> > > il solo aceto è gia sufficiente, riesce ad acidificare di quel tanto che i
> > > sali del calcare (durezza permanente di un acqua) riescono a sciogliersi e
> > > ad andare via, l'aggiunta di NaCl non la vedo una furbata è molto solubile
> > > in acqua ma lascia comunque traccie.
> > > Ragionando, il calcare è prodotto principalmente dai carbonati di Ca e Mg
> > > che in ambiente acido si sciolgono benino, l'aggiunta di ulteriore sale,
> > > ripeto, mi sembra una oscenità chimica se il fine è rimuoverlo!!!!
> > > Avrei dato più ragione a sali acidi e basici che al passaggio dell'acqua
> > > tendono a rimuovere i vari ioni, ma un sale neutro non seve ad un beeep!!!!
> > Ok grazie mille per la risposta, a sto punto la considero una bufala a
> > tutti gli effetti e basta.
>
> Non sono per niente sicuro che si tratti di una bufala.
> Te ne dico una, che non c'entra un gran che, ma tanto per far capire:
> l'alluminio metallico si scioglie in una soluzione di un sale rameico,
> es. solfato rameico, il che e' chiaro in quanto Al e' riducente e Cu++
> ossidante (te la faccio breve):
>
> 2Al + 3Cu++ --> 2Al+++ + 3Cu
>

> cometa_luminosa

> - Show quoted text -

Umh, Alt un attimo, questa reazione:
2Al + 3Cu++ ---> 2Al+++ + 3Cu
è una redox!! I 2 metalli cambiano stato di ossidazione, c'è uno
scambio di elettroni e valenza. Io non la mischierei con lo
scioglimento del CaCO3 o di qualsiasi altro elettrolita (che sia un
sale ionico (Na+ Cl-, Ca++ (CO3)--), o un composto polare qualsiasi
come un acido o una base (H+ Cl-, 2H+ (CO3)--, Na+ OH-).
per questa reazione che hai citato è tutta in un altro mondo (le
ossidoriduzioni) che lascerei stare per non confondere ulteriormente
le mie idee già poco chiare.

Lo scioglimento del calcare solido CaCO3(s) attaccato alle pareti di
accciaio inox dello scambiatore, dal solvente polare acqua, ha una
costante di equilibrio molto bassa, (anzi il prodotto di solubilità),
che fa si che il sale in acqua sia un precipitato, od un sale
insolubile.
http://it.wikipedia.org/wiki/Costante_di_solubilit%C3%A0
ma lo scioglimento o solubilizzazione di questo sale consiste
solamente nel passare dalla fase solida del composto CaCO3, alla fase
acquosa dei suoi due ioni:
CaCO3(s) --> Ca++(aq) + CO3--(aq)
Tale prodotto di solubilità scende ancora di più con il salire della
temepratura, facendo sì, che il calcare precipiti meglio nei tubi
dell'acqua calda, e se ho capito bene, dovrebbe invecesalire,
riportandolo in fase acquosa

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 27, 5:18 pm, cometa_luminosa <alberto.r...@virgilio.it> wrote:

> On Dec 27, 3:50 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:
>
> > On Dec 27, 1:44 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:
> > > il solo aceto è gia sufficiente, riesce ad acidificare di quel tanto che i
> > > sali del calcare (durezza permanente di un acqua) riescono a sciogliersi e
> > > ad andare via, l'aggiunta di NaCl non la vedo una furbata è molto solubile
> > > in acqua ma lascia comunque traccie.
> > > Ragionando, il calcare è prodotto principalmente dai carbonati di Ca e Mg
> > > che in ambiente acido si sciolgono benino, l'aggiunta di ulteriore sale,
> > > ripeto, mi sembra una oscenità chimica se il fine è rimuoverlo!!!!
> > > Avrei dato più ragione a sali acidi e basici che al passaggio dell'acqua
> > > tendono a rimuovere i vari ioni, ma un sale neutro non seve ad un beeep!!!!
> > Ok grazie mille per la risposta, a sto punto la considero una bufala a
> > tutti gli effetti e basta.
>
> Non sono per niente sicuro che si tratti di una bufala.
> Te ne dico una, che non c'entra un gran che, ma tanto per far capire:
> l'alluminio metallico si scioglie in una soluzione di un sale rameico,
> es. solfato rameico, il che e' chiaro in quanto Al e' riducente e Cu++
> ossidante (te la faccio breve):
>
> 2Al  +  3Cu++  -->  2Al+++  +  3Cu
>

> cometa_luminosa

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 27, 3:54 pm, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

Guarda, alla fine ho usato un prodotto che ho trovato ieri in
ferramente (8€): HG Hagesan decalcificatore rapido per scambiatori di
calore (il liquido è rosa) (sull'etichetta c'era scritto acido
fosforico > 30%). Poi invece, ho controllato sul loro sito e non 'era,
qullo più simile è questo e dice acido fosforico 20-25%...
ftp://ftp.hginternational.com/ITALY/SAFETY%20DATA%20SHEET/100%20HG%20detergente%20professionale%20per%20incrostazioni%20di%20calcare%201.0.pdf
Non so cosa ho usato alla fine, di sicuro non ha funzionato...
sul'etichetta diceva di diluirlo 1:10, ovvero 50ml, per mezzo litro
d'acqua e lasciare lo scambiatore in soluzione per 40 min... : nessun
risultato.
Poi allora, ho fatto una concentrazione doppia 1:5 e l'ho lasciato
tutta la notte, 6 ore circa, stamattina l'ho rimontato, risultato:
nessuno.
Ora, temo di aver buttato via i soldi, era meglio provare con l'aceto
che risparmiavo...
In casa ho anche una confezione di acido solforico al 36% per la
batteria, ma non vorrei che mi danneggiasse l'acciaio inox e le saldo
brasature dello scambiatore...

[Soviet_Mario]

in realtà la citazione (COMPLETA) di cometa era pertinente.
La redox (attesa) ed il suo mancato verificarsi in assenza
dell'estraneo e ininfluente NaCl (che non sembra prendervi
parte) era una prova della capacità depassivante di
quest'ultimo nei confronti di Al2O3 (una patina che rende
inerte l'alluminio, abbastanza resistente ad acidi e basi
non troppo conc., ma che il sale disgrega, penso formando
sali espansivi dopo essere stato adsorbito).

>
> Lo scioglimento del calcare solido CaCO3(s) attaccato alle pareti di
> accciaio inox dello scambiatore, dal solvente polare acqua, ha una
> costante di equilibrio molto bassa, (anzi il prodotto di solubilità),
> che fa si che il sale in acqua sia un precipitato, od un sale
> insolubile.
> http://it.wikipedia.org/wiki/Costante_di_solubilit%C3%A0
> ma lo scioglimento o solubilizzazione di questo sale consiste
> solamente nel passare dalla fase solida del composto CaCO3, alla fase
> acquosa dei suoi due ioni:
> CaCO3(s) --> Ca++(aq) + CO3--(aq)
> Tale prodotto di solubilità scende ancora di più con il salire della
> temepratura,

questo stento a crederlo ! O meglio, probabilmente il
discorso è più sottile.

A freddo risulta più solubile l'anidride carbonica in acqua,
e di conseguenza un po' più alta la concentrazione di ioni
idrogenocarbonato (HCO3-).
Se consideriamo che il di-idrogenocarbonato di calcio
Ca(HCO3)2 è moderatamente solubile, ergo che a freddo,
intendendo in acqua normalmente carbonatata, il calcare può
tendere a sciogliersi.
Se faccio bollire una soluzione "dura", contenente
idrogenocarbonati e ioni calcio (o magnesio), questi si
decompongono, formando CO2, che volatilizza, e ione
carbonato. Allora la solubilità DEL CALCIO (non del calcare)
crolla a valori molto bassi e si forma il sedimento.
La stessa acqua di rubinetto che non fa sedimento nel tubo
freddo la fa nel tubo caldo, ma essenzialmente la ragione è
quella che ho detto.
Pure il bicarbonato di sodio decompone sopra i 70°- Prova se
vuoi ! Fai una sol. in un bicchiere e lo metti nel
microonde. A un certo punto comincerà a friggere. Se
completi la decomposizione metà del carbonio sarà espulso
come CO2, e avrai solo carbonato di sodio (solubile), ed una
soluzione molto più basica di prima.

Se poi il calcare puro in acqua distillata e bollita, sia
più o meno alta a freddo o a caldo, dipende da un po' di
cose. Bisognerebbe conoscere l'entalpia e l'entropia di
dissoluzione.
Entrambi gli ioni si idratano fortemente, tuttavia anche
l'energia reticolare sembra molto buona. In sostanza non so
prevedere ... molto blandamente punterei un centino sul
fatto che a caldo la solubilità sia lievemente superiore
(cmq molto bassa) ma senza certezza.

> facendo sì, che il calcare precipiti meglio nei tubi
> dell'acqua calda, e se ho capito bene, dovrebbe invecesalire,
> riportandolo in fase acquosa

Spero che ora tu abbia capito meglio il motivo per cui i
sedimenti si formano lì.
Ciao
Soviet

[Soviet_Mario]

E' un prodotto ottimo (molto protettivo). Non demordere.
Fa ancora due tentativi. Uno diluendo 1:1, lasciato agire la
notte come prima ... Ma verifica soprattutto che non si
formino bolle che non riescono a galleggiare, se no lo devi
roversciare e spurgare rovesciandolo. Se la parte incrostata
forma gas che non riesce ad allontanarsi, resterà immersa in
anidride carbonica ma non a bagno.
Il secondo tentativo fallo con acido puro 2:1 (se è al 25%
diventerebbe poco meno di 17%, che non è certo aggressivo,
anzi se fosse al 20% lo caccerei PURO).

> Ora, temo di aver buttato via i soldi, era meglio provare con l'aceto
> che risparmiavo...
> In casa ho anche una confezione di acido solforico al 36% per la
> batteria, ma non vorrei che mi danneggiasse l'acciaio inox e le saldo
> brasature dello scambiatore...

INOX ???? PRima hai parlato di acciaio e pensavo normale,
se è davvero in inox puoi usare senza patemi l'acido
fosforico puro, tutta la bottiglia.

Abbi pazienza, perché se una parte è davvero quasi chiusa,
anche il rinnovo dell'acido in situ è ostacolato dalle bolle
di gas. L'ideale sarebbe almeno una decina di volte :
riempi, scola, riempi dalla parte opposta, riscola (5 cicli
del genere ravvicinati, poi alcuni altri a distanza di
tempo). E' come riempire un impianto complicato senza gli
appositi spurghi apicali per l'aria.

ciao
Soviet

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 28, 11:46 am, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> Soviet- Hide quoted text -

>
> - Show quoted text -

OK, grazie per la spiegazione dettagliata, non è il rpdodotti di
solubilità del CaCO3, ma la concentrazione di CO2 (e di conseguenza di
Ca(HCO3)2), a far si che il calcare si depositi maggiormente nei tubi
dell'acqua calda che di quella fredda.

[Akery]

Ingegneristicamente parlando i sali sodici portano a fragilità ad alte
pressioni, se l'obbiettivo è pulire un acido diluito fa bene il suo mestiere
senza l'aggiunta di altro!!!

Saluti
Akery

ha scritto nel messaggio

news:435032fb-edd6-4150...@y7g2000vbe.googlegroups.com...

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 28, 11:54 am, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> >ftp://ftp.hginternational.com/ITALY/SAFETY%20DATA%20SHEET/100%20HG%20...

> Soviet- Hide quoted text -
>
> - Show quoted text -

Mi sa che hai ragione, le bolle si vedevano e la reazione c'era, però
probabilmente, le bolle intrappolate hanno impedito una buona adesione
di contatto tra la superficie dello scambiatore (quella superiore di
ogni piastra) e il solvente, riprovero trovando il modo di tenerlo
girato.

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 28, 12:21 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:
> Ingegneristicamente parlando i sali sodici portano a fragilità ad alte
> pressioni, se l'obbiettivo è pulire un acido diluito fa bene il suo mestiere
> senza l'aggiunta di altro!!!
> Saluti
> Akery

> - Show quoted text -

Ma è proprio quello che mi sto chiedendo io dall'inizio (e non sono un
chimico, quindi non ho basi buonissime). Un sale neutro come NaCl non
altera l'acidità della soluzione (in acqua). Però cometa luminosa ha
una sua teoria, che io non capisco benissimo, in cui dice che forse,
l'netalpia di solvatazione del CaCO3 potrebbe abbassarsi in una
soluzione con una carica ionica superiore, ma io qua devo andare a
rivedere bene la teoria; poi non mi sembra sicurissimo neanche lui. Io
credo che taglierebbe la testa al toro, senza inutili elucubrazioni
mentali se esistessero le tabelle del prodotto di solubilità del sale
CaCO3 nei 2 diversi solventi, acqua pura, e acqua con una certa
concentrazione di sale: questo sarebbe il modo più sicuro e chiaro per
me per chiudere il discorso.

[rustr...@yahoo.it]

Trovato, per avere la risposta ci sono le tabelle di solubilità e
concentrazione della miscela H2O/CaCO3/NaCl
http://i-systems.dechema.de/detherm/mixture.php?
ma il costo di queste tabelle sarebbe di un 100€, mi sembra eccessivo
per il mio dilemma. Non è che qualcuno ha accesso al database e me le
può mandare?
Alternativamente se qualcuno avesse accesso al DDB potrebbe lo steso
farmi il favore ?
http://www.ddbst.com/en/online/Online_DDB_Form.php

[Akery]

pensa nel peggiore dei modi!!! se inserisco molecole (ioni) nel sistema le
proprietà peggiorano!!! (proprietà colligative)
L'ideale sarebbe agire a valle del problema, poni un addolcitore prima dello
scambiatore, l'acqua addolcita tenderebbe a sgretolare lentamente il calcare
nel tempo arrichendosi nuovamente di sali,
a monte un po di manutenzione periodica (rimozione meccanica se possibile).
Lo scambiatore è fatto di acciaio inox per cui per accellerare i tempi si
può senza esagerare utilizzare qualche acido un po + concentrato (il
problema è come farlo agire solo dove serve), nel senso che se lo
scambiatore è un circuito a se stante e non interferisce col processo di
purificazione dell'acqua trattata agisci tranquillamente, magari ogni giorno
fai un giro di viakal o similari e anche questo nel tempo riduce la patina
calcarea.
Magari con uno schema del circuito e l'obbiettivo che si vuole raggiungere
si possono partorire idee migliori!!

Saluti
Akery

ha scritto nel messaggio

news:4bf54b45-99a0-4db3...@p42g2000vbt.googlegroups.com...

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 28, 2:39 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:
> pensa nel peggiore dei modi!!! se inserisco molecole (ioni) nel sistema le
> proprietà peggiorano!!! (proprietà colligative)

> - Show quoted text -

Non ne sono più così sicuro, comincio a pensare che potrebbe essere un
discorso simile alla scienza dei metalli, la miscibilità o meno dei
metalli, in una lega, è variabile a seconda di cosa c'è dentro e di
solito non si può prevedere facilmente a priori, ci sono i diagrammi
di fase da guardare. Prendi ad esempio una lega rame zinco, un ottone
classico. Lo zinco è solubile fino al 30% nel rame, e la lega è
monofasica, però se si aggiunge un altro elemento alla lega le cose
possono cambiare totalmente.
Io considererei un sistema chimicamente eterogeneo a 3 componenti
(H2O, NaCl, CaCO3), ma tutti nalla una unica fase acquosa (anche
perché la fase solida precipita ed esce dal sistema, mentre per i
metalli, essendo solidi, si considera anche quando nella lega ci sono
più fasi diverse, come per l'acciaio che è bifasico, c'è sia la fase
alfa del ferro che quella della cementite Fe3C). Quindi un sistema
ternario come Cu/Ni o Cu/Zn + qualcos'altro sarebbe abbastanza simile.
Ad es. aggiungendo oro alla lega Ni/Cu, cade la completa solubilità
del Ni nel rame e viceversa, basta guardare il diagramma di fase
ternario del sistema Au/Ni/Cu (e quello binario del sistema Cu/Ni dove
sono completamente miscimibili).
Nel sistema acquoso H2O/NaCl/CaCO3 potrebbe essere che la fase del
CaCO3 aumenti la suo solubilità, rispetto al sistema acquoso H2O/
CaCO3 ?
Sui link ai database che ho messo credo che ci sarebbe la risposta, ma
senza potervi accedere non ho la risposta.
http://i-systems.dechema.de/detherm/mixture.php?
http://www.ddbst.com/en/online/Online_DDB_Form.php

Per ora mi sembra l'unica cosa plausibile. Ma non essendo un chimico
potrei anche dire fregnacce.

[cometa_luminosa]

On Dec 28, 2:39 pm, "Akery" <capricorno1...@gmail.com> wrote:

> pensa nel peggiore dei modi!!! se inserisco molecole (ioni) nel sistema le
> proprietà peggiorano!!! (proprietà colligative)

Qui le proprieta' colligative non c'entrano.

> > Ma è proprio quello che mi sto chiedendo io dall'inizio (e non sono un
> > chimico, quindi non ho basi buonissime). Un sale neutro come NaCl non
> > altera l'acidità della soluzione (in acqua). Però cometa luminosa ha
> > una sua teoria, che io non capisco benissimo, in cui dice che forse,
> > l'netalpia di solvatazione del CaCO3 potrebbe abbassarsi in una
> > soluzione con una carica ionica superiore,

Non direi. Direi che e' l'entalpia di formazione della coppia ionica
(Ca++)(CO3--) che si abbassa, in quanto i due ioni sono piu'
schermati, in presenza di alta forza ionica.

> > ma io qua devo andare a
> > rivedere bene la teoria; poi non mi sembra sicurissimo neanche lui. Io
> > credo che taglierebbe la testa al toro, senza inutili elucubrazioni
> > mentali se esistessero le tabelle del prodotto di solubilità del sale
> > CaCO3 nei 2 diversi solventi, acqua pura, e acqua con una certa
> > concentrazione di sale: questo sarebbe il modo più sicuro e chiaro per
> > me per chiudere il discorso.

Potresti comunque metterti a fare un conticino usando la formula di
Debye–Hückel (che ti permette di farlo con qualsiasi sale e con
qualsiasi tipo di ioni aggiunti). Non sarai un chimico, ma la
calcolatrice la saprai usare! :-)
Dopo aver fatto il conto potrai stabilire se quell'effetto e'
significativo o meno.

--
cometa_luminosa

[cometa_luminosa]

Rileggi quello che ho scritto: "Te ne dico una, che non c'entra un

gran che, ma tanto per far capire"

Quello che intendevo far capire e' che, pur NaCl non partecipando ad
una reazione (e con una redox si capisce meglio che non partecipa)
puo' pero' influire in qualche modo, sia da un punto di vista cinetico
(catalisi) che non. E' chiaro che il termine "non partecipa" diventa
un po' piu' difficile da definire, pero' in genere si intende che non
viene consumato (non e' un reagente). Poi Mario ha anche proposto un
possibile meccanismo in cui qui NaCl puo' influire.

> Lo scioglimento del calcare solido CaCO3(s) attaccato alle pareti di
> accciaio inox dello scambiatore, dal solvente polare acqua, ha una
> costante di equilibrio molto bassa, (anzi il prodotto di solubilità),
> che fa si che il sale in acqua sia un precipitato, od un sale

> insolubile.http://it.wikipedia.org/wiki/Costante_di_solubilit%C3%A0

> ma lo scioglimento o solubilizzazione di questo sale consiste
> solamente nel passare dalla fase solida del composto CaCO3, alla fase
> acquosa dei suoi due ioni:
> CaCO3(s)   -->   Ca++(aq)   +    CO3--(aq)

Lo deviscrivere come equilibrio, con la freccia anche verso sinistra.

> Tale prodotto di solubilità scende ancora di più con il salire della
> temepratura,

No. Comunque ho visto che poi ti sei corretto! :-)

Infatti Delta(G) = Delta(H) - T*Delta(S)

In questo caso Delta(H) e' positivo e Delta(S) anche, quindi se la
temperatura aumenta la reazione si sposta verso destra (Delta(G)
diminuisce).

--
cometa_luminosa

[cometa_luminosa]

On Dec 28, 10:29 am, rustrip...@yahoo.it wrote:

> In casa ho anche una confezione di acido solforico al 36% per la
> batteria, ma non vorrei che mi danneggiasse l'acciaio inox e le saldo
> brasature dello scambiatore...

Le brasature con che materiale sono state fatte, se lo sai?

--
cometa_luminosa

[rustr...@yahoo.it]

No, non ne ho idea, la etichetta della caldaia è Vaillant/VMW 242/2-3
R1, lo scambiatore secondario acqua/acqua è a 12 piastre saldobrasate,
in acciaio inox, con etichetta con codice Vaillant/065110, che però
oggi non esiste più ed è stato rimpiazzato da 065131 sul catalogo
ricambi (codicie di ordinazione con kit guarnizioni e molle Vaillant/
002007395). (Forse anche la Zilmet produce uno scambiatore compatibile
con questo).

[Soviet_Mario]

Il 28/12/2011 16:07, rustr...@yahoo.it ha scritto:
> On Dec 28, 2:39 pm, "Akery"<capricorno1...@gmail.com> wrote:
>> pensa nel peggiore dei modi!!! se inserisco molecole (ioni) nel sistema le
>> proprietà peggiorano!!! (proprietà colligative)
>> - Show quoted text -
>
> Non ne sono più così sicuro, comincio a pensare che potrebbe essere un
> discorso simile alla scienza dei metalli, la miscibilità o meno dei
> metalli, in una lega, è variabile a seconda di cosa c'è dentro e di
> solito non si può prevedere facilmente a priori, ci sono i diagrammi
> di fase da guardare. Prendi ad esempio una lega rame zinco, un ottone
> classico. Lo zinco è solubile fino al 30% nel rame, e la lega è
> monofasica, però se si aggiunge un altro elemento alla lega le cose
> possono cambiare totalmente.
> Io considererei un sistema chimicamente eterogeneo a 3 componenti
> (H2O, NaCl, CaCO3), ma tutti nalla una unica fase acquosa (anche
> perché la fase solida precipita ed esce dal sistema,

modello alquanto eccentrico.
Tu avevi citato Gibbs qualche post fa.
Conosci la regola delle vasi :
Varianza = Componenti_Indipendenti - Numero_Fasi +
Fattori_Fisici

V = C - F + 2

(di solito contano solo pressione e temperatura, qui P anche
molto poco)

> mentre per i
> metalli, essendo solidi, si considera anche quando nella lega ci sono
> più fasi diverse, come per l'acciaio che è bifasico, c'è sia la fase
> alfa del ferro che quella della cementite Fe3C). Quindi un sistema
> ternario come Cu/Ni o Cu/Zn + qualcos'altro sarebbe abbastanza simile.
> Ad es. aggiungendo oro alla lega Ni/Cu, cade la completa solubilità
> del Ni nel rame e viceversa, basta guardare il diagramma di fase
> ternario del sistema Au/Ni/Cu (e quello binario del sistema Cu/Ni dove
> sono completamente miscimibili).
> Nel sistema acquoso H2O/NaCl/CaCO3 potrebbe essere che la fase del
> CaCO3 aumenti la suo solubilità, rispetto al sistema acquoso H2O/
> CaCO3 ?

Io non credo che sia un effetto tanto rilevante. Se NaCl ha
una qualche azione significativa, è da disgregante.
Qualsiasi solido, anche ben cristallino, almeno in
superficie ha una qualche proprietà scambiatrice (anionica,
cationica, entrambe, dipende).
Ora può accadere che incamerando ioni estranei in siti
"lacunosi", non saturi, possano ingenerarsi tensioni. Altre
volte ricristallizzano minerali più complessi (sali doppi,
sali idrati etc) dotati di volume maggiore dei componenti
iniziali. Ad es. lo ione solfato ed il cloruro, assorbiti
nel cemento normale lo portano a sbriciolarsi lentamente,
per formazione di minerali detti "espansivi", tipo Ettringite.

La mia è una ipotesi, non conosco molto la chimica del
calcare (né calcite, né aragonite né amorfo). So che è
definito adsorbente debole, già il carbonato di magnesio è
più attivo

> Sui link ai database che ho messo credo che ci sarebbe la risposta, ma
> senza potervi accedere non ho la risposta.
> http://i-systems.dechema.de/detherm/mixture.php?
> http://www.ddbst.com/en/online/Online_DDB_Form.php
>
> Per ora mi sembra l'unica cosa plausibile. Ma non essendo un chimico
> potrei anche dire fregnacce.

Non ho ben capito la pertinenza del paragone con le
soluzioni metalliche ..
ciaoi
Soviet

[rustr...@yahoo.it]

> cometa_luminosa- Hide quoted text -
>

> - Show quoted text -

Allora, dalle tabelle di formazione (calcite, ma argonite molto
simile) del CaCO3(s) risulta:
DG = -1129 kJ/mol
DH = -1207 kJ/mol
S0 = 91.7 J/mol°K

Quindi ok per il DH positivo se invertiamo il verso, e poi per il DS,
è una supposizione che sia >0 la tua, visto che in teoria essendo gli
ioni in soluzione aquosa, dovrebbero essere più disordinati che nel
composto solido, perché in realtà io non trovo su nessuna tabella
queste quantità; altrimenti da questi dati il DS sarebbe <0...

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 28, 5:47 pm, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> Il 28/12/2011 16:07, rustrip...@yahoo.it ha scritto:
> > Io considererei un sistema chimicamente eterogeneo a 3 componenti
> > (H2O, NaCl, CaCO3), ma tutti nalla una unica fase acquosa (anche
> > perché la fase solida precipita ed esce dal sistema,
>
> modello alquanto eccentrico.
> Tu avevi citato Gibbs qualche post fa.
> Conosci la regola delle vasi :
> Varianza = Componenti_Indipendenti - Numero_Fasi +
> Fattori_Fisici
>
> V = C - F + 2
>
> (di solito contano solo pressione e temperatura, qui P anche
> molto poco)

(Gibbs l'ha tirato fuori per prima cometa, io ora, sto cercando di
capire come fare a calcolare quello che ha detto lui con la teoria di
Dubye)
Cosa centra scusa la regola delle fasi con la solubilità o meno di un
composto in un altro ? Non seguo, la regola delle fasi di solito serve
a dire quante sono le variabili indipendenti se dobbiamo calcolare le
proprietà termodinamiche del sistema, come l'entalpia, l'entropia,
etc. Qua io non la tirei in ballo che crea solo confusione, fai conto
che in un sistema ad una unica fase acquosa, con 3 componenti diversi,
V = 3 -1 +2 = 4, ma ne potremmo considerare anche solo 3 visto che
appunto la pressione per un liquido non cambia di molto le proprietà
termodinamiche. Per un gas perfetto ad 1 componente V=2 : infatti,
tutte le proprietà termodinamiche sono note una volta nota la coppia
ad esempio P e T (da cui poi la famosa legge dei gas perfetti Pv=RT,
v=volume specifico). Per una miscela di gas nobili, vedi la legge di
Dalton. La legge è valida anche per le miscele bifase acqua-vapore,
dove si aggiunge una fase e quindi anche un grado di libertà, di
solito il titolo di vapore. Ma tutta sta roba non centra niente con il
mio discorso.
Io dicevo solo e semplicemente che i limiti di miscibilità di una
sostanza in un altra, possono variare a seconda delle sostanze in
gioco, così, se il Nichel è pienamente miscibile fino al 99.9999% nel
rame, la cosa non vale più in una miscela Ni-Cu-Au, infatti ogni
diagramma di fase di una lega è una cosa diversa. Ma sono dati
intrinseci, non ci sono dietro tante speigazioni quantitative, forse
qualcosa di qualitativo, ai diagrammi di fase delle leghe metalliche,
sono come fotografie o impronte digitali, non hanno un perché
quantitativo, al massimo qualche tentativo di speigazione qualitativa
o più che altro giustificazioni si possono tentare di dare.
Ciaoo

[Soviet_Mario]

Il 28/12/2011 18:46, rustr...@yahoo.it ha scritto:
> On Dec 28, 4:21 pm, cometa_luminosa<alberto.r...@virgilio.it> wrote:
>> On Dec 28, 9:45 am, rustrip...@yahoo.it wrote:
>>

CUT

>>
>> No. Comunque ho visto che poi ti sei corretto! :-)
>>
>> Infatti Delta(G) = Delta(H) - T*Delta(S)
>>
>> In questo caso Delta(H) e' positivo e Delta(S) anche, quindi se la
>> temperatura aumenta la reazione si sposta verso destra (Delta(G)
>> diminuisce).
>>
>> --
>> cometa_luminosa- Hide quoted text -
>>
>> - Show quoted text -
>
> Allora, dalle tabelle di formazione (calcite, ma argonite molto
> simile) del CaCO3(s) risulta:
> DG = -1129 kJ/mol
> DH = -1207 kJ/mol
> S0 = 91.7 J/mol°K

scusa, non è per essere persecutorio ... ma che c'entrano i
dati termodinamici STANDARD (che sono riferiti alla reazione
di FORMAZIONE del composto relativi agli elementi liberi in
condizioni standard) con la dissociazione ionica ?

1,5 O2(g, 1 atm) + C (graph) + Ca(s) --> CaCO3(s)

Un Delta_G di 1129 KJ/mol ti pare compatibile con la
dissoluzione ionica ? Sciogliere un decimo di mole di un
sale del genere farebbe bollire la soluzione :)

Tutte le deduzioni successive, sono quindi campate su dati
estranei all'equilibrio in questione,

CaCO3 (s) + n H2O <--> Ca(2+)aq + CO3(2-)aq

Sono due reazioni totalmente diverse

La seconda avrà dei calori in gioco più modesti di uno o due
ordini di grandezza (e su DeltaS non saprei stimare nemmeno
il segno, anche se lo immagino positivo).

Statisticamente MOLTI sali si sciolgono meglio a caldo, ma
non tutti : alcuni che hanno una forte entalpia negativa,
effettivamente si sciolgono meglio a freddo (tipo solfato di
litio, di lantanio)

ciao
Soviet

[cometa_luminosa]

On Dec 28, 9:42 pm, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> Statisticamente MOLTI sali si sciolgono meglio a caldo, ma
> non tutti : alcuni che hanno una forte entalpia negativa,
> effettivamente si sciolgono meglio a freddo (tipo solfato di
> litio, di lantanio)

Si, ma di solito cio' avviene quando varia il numero di molecole di
acqua di idratazione del composto al variare della temperatura, oppure
quando le soluzioni sono fortemente concentrate, perche' allora
l'entropia di soluzione diminuisce.

Non voglio mettermi a fare i conti (ammesso che trovassi il modo di
farli) ma sono abbastanza sicuro che la solubilita' del CaCO3 aumenti
con la temperatura.

A proposito: ho provato a vedere che numeri vengon fuori applicando
l'equazione di Debye Huckel ad una soluzione concentrata, 4M, di NaCl
(chiaro che difficilmente a tali concentrazioni la formula possa
ancora avere qualche validita'): il coefficiente di attivita' di Ca++
varrebbe 0.15, quello di CO3-- varrebbe 0.094, il che significa che
il prodotto di solubilita' aumenterebbe di 71 volte...

--
cometa_luminosa

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 28, 9:42 pm, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> Il 28/12/2011 18:46, rustrip...@yahoo.it ha scritto:>
On Dec 28, 4:21 pm, cometa_luminosa<alberto.r...@virgilio.it>  wrote:
> >> On Dec 28, 9:45 am, rustrip...@yahoo.it wrote:
> >> Infatti Delta(G) = Delta(H) - T*Delta(S)
> >> In questo caso Delta(H) e' positivo e Delta(S) anche, quindi se la
> >> temperatura aumenta la reazione si sposta verso destra (Delta(G)
> >> diminuisce).

> >> cometa_luminosa- Hide quoted text -

Allora, è quello che più o meno penso anche io, infatti cercavo di
seguire il ragionamento iniziale di Cometa, cercando dei riscontri in
tabella. Pure io non saprei stimare le entalpie di questa rezione:
CaCO3(s) -> Ca++(aq) + CO3--(aq)
fin ché si parla CaCO3(s) è tutto noto e ci sono i dati in tabella, ma
poi?
Quindi non vedo come applicare la formula:
Delta(G) = Delta(H) - T*Delta(S
visto che le grandezze in gioco per i due ioni non sono note.

In più, le curve di solubilità per temperatura a me sembrano tutto
tranne che prevedibili, ci sono sali che decrescono la solubilità
all'aumentare della temperatura, e sono tutte ricavate per via
sperimentale, i conti servono veramente a poco e rischiano di essere
molto sbagliati.
http://en.wikipedia.org/wiki/Solubility
http://www.kentchemistry.com/links/Kinetics/SolubilityCurves.htm

Per il sale insolubile CaCO3(s), ho trovato le curve di solubilità sul
DDB,
http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=10&end=11&pageNum=2&pageLength=10&tspec=&pspec=&navTo=&pview%5B10%5D.x=12&pview%5B10%5D.y=7
http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=0&end=10&pageNum=1&pageLength=10&tspec=&pspec=&navTo=&pview%5B9%5D.x=14&pview%5B9%5D.y=9
http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=0&end=10&pageNum=1&pageLength=10&tspec=&pspec=&navTo=&pview%5B3%5D.x=20&pview%5B3%5D.y=10

Ma non te le regalano mica.

[Soviet_Mario]

Il 29/12/2011 09:04, rustr...@yahoo.it ha scritto:
> On Dec 28, 9:42 pm, Soviet_Mario<Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:
>> Il 28/12/2011 18:46, rustrip...@yahoo.it ha scritto:>
> On Dec 28, 4:21 pm, cometa_luminosa<alberto.r...@virgilio.it> wrote:
>>>> On Dec 28, 9:45 am, rustrip...@yahoo.it wrote:

CUT

> In più, le curve di solubilità per temperatura a me sembrano tutto
> tranne che prevedibili, ci sono sali che decrescono la solubilità
> all'aumentare della temperatura, e sono tutte ricavate per via
> sperimentale, i conti servono veramente a poco e rischiano di essere
> molto sbagliati.
> http://en.wikipedia.org/wiki/Solubility
> http://www.kentchemistry.com/links/Kinetics/SolubilityCurves.htm
>
> Per il sale insolubile CaCO3(s), ho trovato le curve di solubilità sul
> DDB,
> http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=10&end=11&pageNum=2&pageLength=10&tspec=&pspec=&navTo=&pview%5B10%5D.x=12&pview%5B10%5D.y=7
> http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=0&end=10&pageNum=1&pageLength=10&tspec=&pspec=&navTo=&pview%5B9%5D.x=14&pview%5B9%5D.y=9
> http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=0&end=10&pageNum=1&pageLength=10&tspec=&pspec=&navTo=&pview%5B3%5D.x=20&pview%5B3%5D.y=10
>
> Ma non te le regalano mica.

ma tanto in fondo la cosa è solo speculativa, non pratica.
Tu sai a priori che il CaCO3 non si scioglierà mai in acqua
fredda, e nemmano in acqua calda, a meno di non usare tempi
e volumi biblici di acqua distillata o deionizzata. Mentre
sai che acidificando passa in soluzione come un agnellino.
Quindi non so che dirti, dato che non ho i dati
termodinamici nemmeno io
ciao
soviet

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 29, 11:12 am, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> Il 29/12/2011 09:04, rustrip...@yahoo.it ha scritto:> On Dec 28, 9:42 pm, Soviet_Mario<Soviet.Ma...@CCCP.MIR>  wrote:
> >> Il 28/12/2011 18:46, rustrip...@yahoo.it ha scritto:>
> >   On Dec 28, 4:21 pm, cometa_luminosa<alberto.r...@virgilio.it>    wrote:
> >>>> On Dec 28, 9:45 am, rustrip...@yahoo.it wrote:
>
> CUT
>
> > In più, le curve di solubilità per temperatura a me sembrano tutto
> > tranne che prevedibili, ci sono sali che decrescono la solubilità
> > all'aumentare della temperatura, e sono tutte ricavate per via
> > sperimentale, i conti servono veramente a poco e rischiano di essere
> > molto sbagliati.
> >http://en.wikipedia.org/wiki/Solubility
> >http://www.kentchemistry.com/links/Kinetics/SolubilityCurves.htm
>
> > Per il sale insolubile CaCO3(s), ho trovato le curve di solubilità sul
> > DDB,

> >http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=10&end=11&page...
> >http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=0&end=10&pageN...
> >http://i-systems.dechema.de/detherm/datasets.php?start=0&end=10&pageN...

>
> > Ma non te le regalano mica.
>
> ma tanto in fondo la cosa è solo speculativa, non pratica.
> Tu sai a priori che il CaCO3 non si scioglierà mai in acqua
> fredda, e nemmano in acqua calda, a meno di non usare tempi
> e volumi biblici di acqua distillata o deionizzata. Mentre
> sai che acidificando passa in soluzione come un agnellino.
> Quindi non so che dirti, dato che non ho i dati
> termodinamici nemmeno io
> ciao
> soviet

Sì, il mio quesito iniziale (sale e aceto serve?) resta irrisolto,
anche se alcuni chimici dicono che la cosa non ha senso. Però se è
possibile l'esempio di cometa con il nitrato di potassio che cambia la
solubilità del cloruro di sodio in acqua, in teoria anche questa è
possible, ma senza vedere delle tabelle o dei grafici sperimentali
credo che non si possa dire, per quello che ne capisco io di chimica.
Le formule di DubyeBuckel sono molto belle se funzionano, ma non
riesco bene a capire se si possano utilizzare con i dati standard
riportati nei comuni libri di chimica e su internet...

[Soviet_Mario]

se ti fidi del mio naso, se anche la solubilità del calcare
aumentasse di cento volte (il che implicherebbe coefficienti
di attività ridotti entrambi contemporaneamente a 0,1, cosa
veramente dura), passando da acqua a NaCl semisaturo, in
pratica non te ne accorgeresti nemmeno.
(Perché l'acidificazione spinta può aumentarla di un milione
di volte. A pH=1 l'attività dello ione carbonato è bassa in
modo quasi imponderabile)

L'unica possibile utilità, di cui non son certo, è l'azione
disgregatrice "meccanica"

> ma senza vedere delle tabelle o dei grafici sperimentali
> credo che non si possa dire, per quello che ne capisco io di chimica.
> Le formule di DubyeBuckel sono molto belle se funzionano, ma non
> riesco bene a capire se si possano utilizzare con i dati standard
> riportati nei comuni libri di chimica e su internet...

Non ne vedo l'utilità pratica in un caso come il presente,
in cui maneggi un sale insolubile come un macigno.

Se vuoi agire sulla SOLUBILITA' agendo sulle attività,
allora usa una soluzione di
EDTA sodico (etilendiamminotetraacetato di sodio).
E' un possente agente CHELANTE del calcio, e l'attività del
calcio ione crolla a valori veramente bassi, e questo
costringe a ridissolvere calcare per ripristinarla.
E' un reattivo attivo in tempi molto lunghi. Tuttavia è
anche assolutamente rispettoso dei comuni acciai (Anche
perché basico, ma non in maniera terribile).
In effetti è più un agente preventivo che curativo.

ciao
Soviet

[BlueRay]

Ti avevo gia' spiegato che fai prima a fare una prova. Mica e'
difficile: prendi una piccola quantità di CaCO3 in polvere e la dividi
in parti uguali in due bicchieri; alla prima aggiungi x ml di aceto,
alla seconda x ml dello stesso aceto saturati di NaCl e cronometri...

> Però se è possibile l'esempio di cometa con il nitrato di potassio che cambia la
> solubilità del cloruro di sodio in acqua,

Non e' "possibile" e' "sicuro". Apri un testo di chimica analitica.

> in teoria anche questa è
> possible, ma senza vedere delle tabelle o dei grafici sperimentali
> credo che non si possa dire, per quello che ne capisco io di chimica.
> Le formule di DubyeBuckel sono molto belle se funzionano, ma non
> riesco bene a capire se si possano utilizzare con i dati standard
> riportati nei comuni libri di chimica e su internet...

Nel libro di Chimica Analitica che ho (Skoog - West) le forze ioniche
utilizzate nella tabella dei coefficienti di attivita' degli ioni,
partono da valori molto piccoli ed arrivano fino a 0.1 e comunque si
vede che i coefficienti di attivita' variano apprezzabilmente.

Per quanto riguarda l'entropia di formazione degli ioni Ca++ e CO3--
ho trovato qui:
http://www.codata.org/resources/databases/key1.html

che vale -56 J/K*mol la prima e -50 J/K*mol la seconda, ma sono
relative ad H+(aq).

Qui:
http://en.wikipedia.org/wiki/Hydronium_ion

dice che l'entropia di formazione di H3O+ vale 192 J/K*mol.

Se l'interpretazione mia e' corretta, l'entropia di formazione
"assoluta" degli ioni Ca++ e CO3-- sarebbe: (-56+192) + (-50 + 192) =
136 + 140 = 276 J/K*mol e quindi positiva.

Ma sto speculando.

--
BlueRay

[BlueRay]

On 29 Dic, 12:33, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

O anche, come dicevi, un possibile effetto disgregante dovuto ad uno
scambio ionico, per esempio tra CO3-- e Cl-.

> Non ne vedo l'utilità pratica in un caso come il presente,
> in cui maneggi un sale insolubile come un macigno.

Si, probabilmente hai ragione, una minima variazione di solubilità del
CaCO3 e' probabilmente ininfluente. Comunque, chi lo sa. Tieni
presente che la costante di equilibrio della dissoluzione del
carbonato solido con un acido e' il prodotto tra la Kps e la costante
di reazione tra H+ e CO3--. Se la Kps diventa 71 volte piu' grande, lo
stesso fa la costante di equilibrio della reazione globale.

--
BlueRay

--

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 29, 2:09 pm, BlueRay <blupant...@alice.it> wrote:
> On 29 Dic, 11:54, rustrip...@yahoo.it wrote:
> > Sì, il mio quesito iniziale (sale e aceto serve?) resta irrisolto,
> > anche se alcuni chimici dicono che la cosa non ha senso.
>
> Ti avevo gia' spiegato che fai prima a fare una prova. Mica e'
> difficile: prendi una piccola quantità di CaCO3 in polvere e la dividi
> in parti uguali in due bicchieri; alla prima aggiungi x ml di aceto,
> alla seconda x ml dello stesso aceto saturati di NaCl e cronometri...

So che è una cosa semplicissima, ma non ho mica un laboratorio di
chimica...

> >  Però se è possibile l'esempio di cometa con il nitrato di potassio che cambia la
> > solubilità del cloruro di sodio in acqua,
>
> Non e' "possibile" e' "sicuro". Apri un testo di chimica analitica.

Ok, Grazie per la precisazione !


Ho preso i dati che mi hai passato per i due ioni in soluzione
acquosa:

Ricapitolando:

CaCO3(s) -> Ca++(aq) + CO3--(aq)

Delta(G) = Delta(H) - T*Delta(S)

-- -- ---- -- ---- -- --

CaCO3(s) risulta:
DG = -1129 kJ/mol
DH = -1207 kJ/mol
S0 = 91.7 J/mol°K

Ca++(aq)
DH -543 kJ/mol
S0 -56 J/mol°K

CO3--(aq)
DH -675 kJ/mol
S0 -50 J/mol°K
-- -- ---- -- ---- -- --
ref: tabelle standard id chimica e per gli ioni
http://www.codata.org/resources/databases/key1.html

Il risultato è:
-.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.-
DH = -543 -675 - (-1129) = -89 kJ/mol
DS = -56 -50 -91.7 = -197.7 J/mol°K
DG(298°K) = DH -TDS = -89 - (-0.1977)*298 = -30 kJ/mol
-.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.-

Conclusione dai calcoli: risulta che la dissociazione del CaCO3(s)
dovrebbe essere spontanea ed esotermica a temperatura ambiente, mentre
aumentando la temperatura (acqua calda) dovrebbe piano piano diventare
sempre meno spontanea,
alla temperatura di (89/.1977 = 450.2°K (173°C) dovrebbe diventare non
spontanea.
Ma in realtà già a temperature molto più basse la dissociazione del
CaCO3 è molto insolubile,
il prodotto di solubilità (ksp=[Ca++][CO3--]) è molto basso,
dell'ordine di 10^-9 !!
Quindi questi conti non tornano per niente...
Io a meno che qualcuno ci veda qualcosa di sbagliato in questo
ragionamento, eviterei di tirare in ballo la termodinamica che mi
sembra che non vada molto d'accordo con i risultati sperimentali.

[cometa_luminosa]

E fin qui mi sta bene.

> Ca++(aq)
> DH -543 kJ/mol

Questa variazione di entalpia non la puoi prendere come assoluta
perche' e' relativa ad H+(aq).

> S0 -56 J/mol°K
> CO3--(aq)
> DH -675 kJ/mol

Questa variazione di entalpia non la puoi prendere come assoluta
perche' e' relativa ad H+(aq).

> S0 -50 J/mol°K
> -- -- ---- -- ---- -- --

> ref: tabelle standard id chimica e per gli ionihttp://www.codata.org/resources/databases/key1.html

> Il risultato è:
> -.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.--.-
> DH = -543 -675 - (-1129) = -89 kJ/mol

Qui comunque avresti sbagliato perche' hai scritto -1129 invece che
-1207 (in base ai dati che hai riportato piu' sopra).

--
cometa_luminosa

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 29, 11:12 am, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> Il 29/12/2011 09:04, rustrip...@yahoo.it ha scritto:> On Dec 28, 9:42 pm,

> > In più, le curve di solubilità per temperatura a me sembrano tutto
> > tranne che prevedibili, ci sono sali che decrescono la solubilità
> > all'aumentare della temperatura, e sono tutte ricavate per via
> > sperimentale, i conti servono veramente a poco e rischiano di essere
> > molto sbagliati.
> >http://en.wikipedia.org/wiki/Solubility
> >http://www.kentchemistry.com/links/Kinetics/SolubilityCurves.htm

Ho trovato questo db (IUPAC/NIST solubility database) con risultati
sperimentali gratuiti, anche se purtroppo il sistema ternario H2O/NaCl/
CaCO3 non è è presente:
http://srdata.nist.gov/solubility/sol_main_search.aspx

> ma tanto in fondo la cosa è solo speculativa, non pratica.
> Tu sai a priori che il CaCO3 non si scioglierà mai in acqua
> fredda, e nemmano in acqua calda, a meno di non usare tempi
> e volumi biblici di acqua distillata o deionizzata. Mentre
> sai che acidificando passa in soluzione come un agnellino.
> Quindi non so che dirti, dato che non ho i dati
> termodinamici nemmeno io
> ciao
> soviet

Poi però ho trovarto anche questo documento universitario:
http://bomet.fci.unibo.it/girotti/Socrates/didattica/fileslucidi/pdf/forza%20ionica%20e%20attivita.pdf
riprende il discorso di Cometa sulla forza ionica, e tra l'altro
riporta proprio i dati sperimentali della variazione della costante di
equilibrio acida dell'acido acetico alla variazione della
concentrazione di cloruro di sodio (EUREKA!).

Se i dati riportati in tabella a pg 1 di questo documento sono giusti,
allora il quesito è risolto: aggiungere il sale da cucina, aumenta
l'acidità dell'acido acetico !! (un aumento leggero )
NaCl[M] ka(CH3COOH)
------ -----------
0,00 1,75 x 10-5
0,02 2,29 x 10-5
0,11 2,85 x 10-5
0,51 3,31 x 10-5
1,01 3,16 x 10-5

QUESTA E' LA RISPOSTA AL QUESITO INIZIALE, ANCHE SE SAREBBE DA
VERIFICARE SE I DATI SONO ATTENDIBILI
anche se secondo me queste variazioni restano misurabili solo per via
sperimentale

[rustr...@yahoo.it]

On Dec 29, 5:52 pm, cometa_luminosa <alberto.r...@virgilio.it> wrote:
> > Ca++(aq)
> > DH -543 kJ/mol
>
> Questa variazione di entalpia non la puoi prendere come assoluta
> perche' e' relativa ad H+(aq).
>
> > S0 -56 J/mol°K
> > CO3--(aq)
> > DH -675 kJ/mol
>
> Questa variazione di entalpia non la puoi prendere come assoluta
> perche' e' relativa ad H+(aq).

> cometa_luminosa- Hide quoted text -
>

> - Show quoted text -

Ok, quindi al posto di quei valori cosa ci dovrei mettere ? Quelli di
BlueRay corretti per H3O+ ?
-._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.-
CaCO3(s):

DH = -1207 kJ/mol
S0 = 91.7 J/mol°K

Ca++(aq) relativo a (H3O+)
DH -543 kJ/mol
D0 (-56+192)= 136 J/mol°K

CO3--(aq) relativo a (H3O+)
DH -675 kJ/mol
S0 (-50 + 192)= 142 J/mol°K

DH = -543 -675 - (-1207) = -11 kJ/mol
DS = 136 +142 -91.7 = 186.3 J/mol°K
DG(298°K) = DH -TDS = -11 - (0.1863)*298 = -44 kJ/mol
-._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.--._.-
Ora con il conto corretto risulterebbe che la reazione è sempre
spontanea, mentre invece il CaCO3(s) è molto poco solubile in acqua...
Secondo me con la termodinamica non si giunge a niente in questo
ragionamento. Se no dimmi cosa ci vedi tu.
In ogni caso ho torvato la soluzione sperimentale al quesito iniziale:
il sale aumentà l'acidità dell'acido acetico (resta da verificare che
quei dati siano veramente attendibili, ma perché no? dopotutto)
http://bomet.fci.unibo.it/girotti/Socrates/didattica/fileslucidi/pdf/forza%20ionica%20e%20attivita.pdf

ciaooo

[Soviet_Mario]

aspetta cantare vittoria ...

>
> Se i dati riportati in tabella a pg 1 di questo documento sono giusti,
> allora il quesito è risolto: aggiungere il sale da cucina, aumenta
> l'acidità dell'acido acetico !! (un aumento leggero )
> NaCl[M] ka(CH3COOH)
> ------ -----------
> 0,00 1,75 x 10-5
> 0,02 2,29 x 10-5
> 0,11 2,85 x 10-5
> 0,51 3,31 x 10-5
> 1,01 3,16 x 10-5
>
> QUESTA E' LA RISPOSTA AL QUESITO INIZIALE, ANCHE SE SAREBBE DA
> VERIFICARE SE I DATI SONO ATTENDIBILI

lo sono di sicuro, se la fonte è il NIST, ci puoi contare.
Ma purtroppo credo che tu sia usando e confrontando dei
numeri senza sapere molto su cosa dicano.

Ad es. credi che la Ka dell'acido acetico sia un efficace
indicatore del pH effettivo di una soluzione generica ? (a
parte la considerazione che neppure raddoppia, ergo
basterebbe usare acido formico che è già più forte di suo).
Invece non c'è nessuna semplice relazione.
Quel valore di Ka, ed il rispettivo pKa, praticamente sono
numericamente equali al pH di regola (salvo quando per caso)
solo in una soluzione molto peculiare : un tampone
equimolare di acido e di un suo sale dissociato e senza
idrolisi del catione.

Nel TUO caso, la QUANTITA' totale di acido acetico aggiunto
è enormemente più significativa per abbassare il pH finale.

Ad es. usando un acido forte, dipo HCl, ma presente soltanto
al 90 % della quantità totale di calcare, il pH finale non
scenderebbe granché sotto 6 (giusto un po' di debole
idrolisi di CaCl2). E sul finale, l'aggressione diventerebbe
molto lenta.

Ora se l'effetto di NaCl si limitasse ad un modestissimo
incremento di Ka dell'acido acetico (come pure l'incremento
di solubilità di CaCO3) ti direi veramente di tralasciarlo.

> anche se secondo me queste variazioni restano misurabili solo per via
> sperimentale

Potrebbero benissimo essere state misurate infatti. E' che
sono numeri con ben poca ricaduta pratica.

Se mi dicessi che mescolando l'acido borico (debolissimo,
tipo 10 e rotti di pKa) con glicerolo o glicole etilenico,
ottieni un acido FORTE, allora potrei capire il trucco.
Ma qui si tratta di piccole limature.

Prova a calcolare con questa formula

pH = 1/2 (pKa + pCa)

dove p sta per -log

di due soluzioni al 6 % (circa 1 M) di acido acetico con o
senza sale, usando i due valori estremi che hai fornito, e
renditi conto di quanto sono simili ... senza contare che
poi si impennano verso il 4,5 appena mangiano un po' di calcare.
ciao
Soviet

[rustr...@yahoo.it]

On 29 Dic, 18:31, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> Il 29/12/2011 17:55, rustrip...@yahoo.it ha scritto:
>
> > Poi però ho trovarto anche questo documento universitario:

> >http://bomet.fci.unibo.it/girotti/Socrates/didattica/fileslucidi/pdf/...

Allora, ok, io non ho detto che è un fenomeno significativo, e anzi ho
visto subito che ua variazione così piccola del ka non porta a niente.
Il pH non cambia di una sola unità usando la formula esatta per acidi
deboli (passando a 3.17e-5 da 1.75e-5 (ho già fatto tutti i conti).
Quindi l'effetto non giustifica l'aggiunta del sale, sono più che
d'accordo. Però un minimo effetto c'è, se quei numeri in tabella sono
veri (e non so da dove vengono, io ho solo quel link di quella
dispensa di quel professore, sui database di solubilità del NIST/IUPAC
non la ho trovata la soluzione acqua/sale/aceto): la costante acida
dell'acetico aumenta con l'aumentare della concentrazione del sale.
(è da vedere se il trend continua aumentando ancora la concentrazione
di sale (1M di NaCl (58g/mol) è molto poco rispetto alla sua
solubilità 358 g/l, dovrebbero starci approssimativamente 6M fino a
saturazione), anche se gli incrementi fino a 1M sono molto limitati e
non fanno pensare che le cose possano essere significative anche
oltre, ma non ho i dati. In ogni caso, dai conti che ho fatto, la
presenzo o meno di sale fino a 1M si può trascurare benissimo per il
calcolo del pH. Quindi, le conclusioni sono 2:
* il sale da cucina in soluzione favorisce la ionizzazione dell'acido
acetico, è VERO (se i dati di solubilità sono attendibili). questo
potrebbe essere legato alla forza ionica.
* ma la costante dell'acido pur aumentando non varia
significativamente e ai fini di calcolare il solo pH, l'effetto del
NaCl almeno fino a concentrazioni 1M può venir trascurato.

Quindi deve per forza esserci un altro motivo per aggiungere il sale
all'aceto al fine di sciogliere il calcare (che non è stato
considerato (che non sia la forza ionica)) oppure è una bufale totale.
(propendo molto per l'ultima a meno che qualcuno mi dia una
spiegazione ragionevole).

ciaooo
ora per me è sufficiente tutto questo e chiuderei il discorso qua;
anche perché alla fine la caldaia ha qualche altro problema di tipo
idraulico, (la caduta di pressione non è cambiata anche dopo aver
pulito per bene lo scambiatore con l'acido fosforico più volte e più
concentrato per diverse ore, (ho provato a spararci dentro l'acqua
inserendovi direttamente un tubo ed usciva senza visibilmente perdere
di pressione, quando è smontato però, quindi la caduta di pressione
del solo scambiatore è molto molto bassa), lungo la catena il problema
dev'essere o in qualche gomito o nel misuratore di portata (nella
valvola a sfera e nel regolatore (ballofix) ho già controlato e anche
lì non c'è caduta di pressione) in serie al circuito fino al rubinetto
(stasera quando torno a casa faccio la prova del nove con le parti del
circuito che mi mancano).

[BlueRay]

Se pensi di buttarlo via, prova prima con acido muriatico diluito. Ti
corrode un po' anche il metallo, ma almeno hai fatto una prova (quanto
va diluito forse Mario te lo sa dire meglio di me, concentrato no
perche' mangia il ferro tranquillamente).

[rustr...@yahoo.it]

No, basta il problema non è nella caldaia, ma nei tubi dell'acqua
calda purtroppo. Sono fottuto. Lo scambiatore è pulito e apposto
nessun problema (tranne per il fatto che ho cambiato le guarnizione o-
ring con altre non orginali e non tiene più, quindi adesso devo
ricomprarmi quelle originali, rimontarlo e non si parli più di
scambiatori e caldaie).
Ho fatto la prova del 9 che non ho potuto fare all'inizio perché non
avevo dei raccordi, che poi ho comprato. Ho bypassato la caldaia,
facendo arrivare nell'ingresso dell'acqua calda (a cui si attacca
l'uscita dell'acqua calda della caldaia), direttamente l'acqua fredda,
che quindi invece che entrare in caldaia e venir scaldata, bypassa la
caldaia ed entra direttamente nel tubo dell'acqua calda (restando
ovviamente fredda). Quando apro il rubinetto il problema è lo stesso,
non c'è pressione, sono i vecchi tubi dell'acuqa calda del muro ad
essere intasati. Sto vedendo se mi conviene fare da solo (ma mi devo
comprare una pompa apposta visto che non ce l'ho, sapendo che la
rovinerà con l'acido, a meno di non prendere una pompa peristaltica o
qualche pompe che non entri in contatto con il fluido). Cmq, è un
problema, perché se poi a causa dell'acido si creasse qualche perdita,
o se con l'acido non si riuscisse a sciogliere il deposito di calcare,
bisognerebbe per forza rompere il muro e sostituire tutti i tubi
dell'acqua calda, e io non sono un muratore, quindi, sto valutando se
investire altri soldi o vaffanculo, chiamo un impresa apposita (un mio
amico idraulico non fa queste cose e anche lui chiama un'impresa
speciale che fa la pulizia dei tubi). Mi sa che farò così anche per
evitare di trovarmi con troppo casini.
Lo scambiatore è apposto.

ciaooo

[Soviet_Mario]

Il 02/01/2012 15:34, rustr...@yahoo.it ha scritto:
> On 31 Dic 2011, 13:15, BlueRay<blupant...@alice.it> wrote:
>> On 30 Dic, 09:26, rustrip...@yahoo.it wrote:

CUT

> No, basta il problema non è nella caldaia, ma nei tubi dell'acqua
> calda purtroppo. Sono fottuto.

non è detto che i tubi siano marci. Intasati non vuol dire
marci (E da buttare) per forza

> Lo scambiatore è pulito e apposto
> nessun problema (tranne per il fatto che ho cambiato le guarnizione o-
> ring con altre non orginali e non tiene più, quindi adesso devo
> ricomprarmi quelle originali, rimontarlo e non si parli più di
> scambiatori e caldaie).
> Ho fatto la prova del 9 che non ho potuto fare all'inizio perché non
> avevo dei raccordi, che poi ho comprato. Ho bypassato la caldaia,
> facendo arrivare nell'ingresso dell'acqua calda (a cui si attacca
> l'uscita dell'acqua calda della caldaia), direttamente l'acqua fredda,
> che quindi invece che entrare in caldaia e venir scaldata, bypassa la
> caldaia ed entra direttamente nel tubo dell'acqua calda (restando
> ovviamente fredda). Quando apro il rubinetto il problema è lo stesso,
> non c'è pressione, sono i vecchi tubi dell'acuqa calda del muro ad
> essere intasati.

ok, la pulizia non sarà poi tanto difficile, volendo

> Sto vedendo se mi conviene fare da solo (ma mi devo
> comprare una pompa apposta

guarda, vendono pompe centrifughe passive (hanno solo la
girante e sono senza motore, le monti su un trapano) che
possono venire in contatto con acidi, e costano così poco
che se si rovina per qualche ragione la cacci.

Devi solo raccordare a tenuta la pompa al tubo acqua calda
(se non trovi raccordi filettati, puoi anche comprare un
tubo di silicone e fissarlo con una fascetta a vite (con
tela o carta interposta).

Poi compri 10 L di aceto, due secchi da muratore. Uno lo
riempi e ci fai pescare il tratto libero della pompa dove
aspira. L'altro secchio lo metti sotto il rubinetto aperto
(uno alla volta puoi farli spurgare tutti).

E cominci a fare delle passate. Magari ce ne vogliono tante,
ma presto o tardi lo disincrosti. Questo presuppone almeno
un filo di mandata. Se è proprio tappato, allora sono
volatili per diabetici, e non ci puoi fare niente.
Ma se anche passa un filo, passa che ripassa allarga il buco.

> visto che non ce l'ho, sapendo che la
> rovinerà con l'acido,

mah, in genere le pompe non sono poi così delicate. I ti
consiglio la girante in plastica. Ma usala sempre a
spingere, non a tirare, se no gira a vuoto, si scalda il
cuscinetto e si grippa. Sarebbe bene un trapano a velocità
regolabile. Quelle da vino non contaminano il liquido, ergo
solo la plastica entra in contatto.

> a meno di non prendere una pompa peristaltica o
> qualche pompe che non entri in contatto con il fluido). Cmq, è un
> problema, perché se poi a causa dell'acido si creasse qualche perdita,
> o se con l'acido non si riuscisse a sciogliere il deposito di calcare,
> bisognerebbe per forza rompere il muro e sostituire tutti i tubi
> dell'acqua calda, e io non sono un muratore,

i tubi non a vista sono da cambiare solo quando si bucano e
vedi comparire una macchia nel muro. Se son solo intasati
non è detto

> quindi, sto valutando se
> investire altri soldi o vaffanculo, chiamo un impresa apposita (un mio
> amico idraulico non fa queste cose e anche lui chiama un'impresa
> speciale che fa la pulizia dei tubi). Mi sa che farò così anche per
> evitare di trovarmi con troppo casini.

boh
ciao
Soviet

[rustr...@yahoo.it]

On Jan 2, 5:00 pm, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> > ciaooo- Hide quoted text -

>
> - Show quoted text -

Ok, grazie per l'aiuto, adesso con calma vedrò il da farsi per agire
sui maledetti tubi dell'acqua calda...

Tornando invece alla domanda iniziale, ho guardato più
approfonditamente ancora, e ho trovato che esiste anche un cosidetto
"effetto sale" che fa aumentare la solubilità di un precipitato,
aggiungendo un sale:
http://it.wikipedia.org/wiki/Effetto_sale
sempre dovuto a forza ionica. Qualitativamente l'effetto sale è
semplice: all'aumentare della forza ionica (μ), si riducono i
coefficienti di attività (γ), per cui aumenta la solubilità del sale
poco solubile. Il punto è che io non riesco a quantificare con dei
conti e neppure ho accesso alle curve/tabelle sperimentali di
solubilità. Wikipedia cita proprio come esempio il precipitato
insolubile AgCl con l'aggiunta di AlPO4 e BaSO4 ed un testo di chimica
analitica che pure non ho.
Ho trovato anche un'altra descrizione dell'effetto sale qua a pg 6:
http://cccp.unipa.it/wiki/lib/exe/fetch.php?media=it:download:dispense:l_18_cgi.pdf

Quindi mi correggo, non è una bufala, ma non so quantificare.

Ciaooo

[BlueRay]

On 3 Gen, 11:43, rustrip...@yahoo.it wrote:

> Tornando invece alla domanda iniziale, ho guardato più
> approfonditamente ancora, e ho trovato che esiste anche un cosidetto
> "effetto sale" che fa aumentare la solubilità di un precipitato,
> aggiungendo un sale:http://it.wikipedia.org/wiki/Effetto_sale
> sempre dovuto a forza ionica. Qualitativamente l'effetto sale è
> semplice: all'aumentare della forza ionica (μ), si riducono i
> coefficienti di attività (γ), per cui aumenta la solubilità del sale
> poco solubile. Il punto è che io non riesco a quantificare con dei
> conti e neppure ho accesso alle curve/tabelle sperimentali di
> solubilità. Wikipedia cita proprio come esempio il precipitato
> insolubile AgCl con l'aggiunta di AlPO4 e BaSO4 ed un testo di chimica
> analitica che pure non ho.

> Ho trovato anche un'altra descrizione dell'effetto sale qua a pg 6:http://cccp.unipa.it/wiki/lib/exe/fetch.php?media=it:download:dispens...

>
> Quindi mi correggo, non è una bufala, ma non so quantificare.

http://tinyurl.com/7qgqt2e

[rustr...@yahoo.it]

Grazie per il suggerimento come guida per i conti:


Ho rifatto tutti i conti per ricalcolare la variazione della
solubilità del CaCO3 dovuta all'effetto sale (o forza ionica) seguendo
come traccia:

http://cccp.unipa.it/wiki/lib/exe/fetch.php?media=it:download:dispense:l_18_cgi.pdf

http://tinyurl.com/7qgqt2e

Consideriamo la soluzione H2O(solvente)/NaCl/CH3COOH/CaCO3
tenendo presente le seguenti proprietà dalle tabelle standard:
m(H2O) 18 g/mol
m(NaCl) 58.48 g/mol
m(CH3COOH) 60 g/mol
m(CaCO3) 100 g/mol
sol(NaCl) 359 g/l (ovvero 359/58.48 =~ 6 M)
Ka(CH3COOH) 1.7E-5
Ksp(CaCO3) 4.8E-9

Ora scriviamo la formula chiave per calcolare la forza ionica
che è data dalla conoscenza delle concentrazioni di tutti gli ioni
in soluzione
u=u(H+) + u(OH-) + u(Na+) + u(Na+) + u(Cl-) + u(CH3COO-) + u(Ca++) +
u(CO3--)
* e ricordiamo che il contributo della forza ionica dovuto a ogni ione
è direttamente proporzionale alla sua concentrazione.

Ipotesi fondamentale: la concentrazione del sale NaCl è a saturazione
(ovvero circa un 6M)
Seconda ipotesi, l'aceto è a bassa concentrazione <=~ 0.1M
Terza ipotesi: il pH dipende solo dall'aceto (qua non sono
sicurissimo)

Ora partiamo con le semplificazioni più ragionevoli:

1) calcoliamo la forza ionica dovuta al contributo del sale NaCl
u(Na+) = u(Cl-) = [Na+] = [Cl-] = 6M

2) Poiché il sale CaCO3 è un precipitato fortemente insolubile,
sappiamo già che gli ioni che ci saranno saranno pochi (di parecchi
ordini di grandezza)
quindi:
u(Ca++)=~0
u(CO3--)=~0

3) Calcoliamo il pH dovuto al solo aceto
(come se la soluzione fosse solo aceto e acqua)
c(CH3COOH)iniz =~ 0.1 M
[H+]=[CH3COO-] =~ 1E-3 (pH = 3)
[OH-]=kw/[H+]=kw/x =~ 1E-11
quindi anche qua
u(H+) =~ 0
u(CH3COO-) =~ 0
u(OH-) =~ 0

Quindi la forza ionica risulta
u = u(Na+) + u(Cl-) = 12M


Ora calcolo il coefficiente di attività dello ione Ca++ che è uguale a
quello dello ione CO3-- con la formula di Dubye Huckel
f(Ca++)=f(CO3--)=10^((0.508*2^2*sqrt(u))/(1+0.3281*sqrt(u))=0.025


Quindi in fine
ksp'(CaCO3)=ksp(CaCO3)/(f(Ca++)*f(CO3--))=7.47E-6

Quindi il risultato è una variazione di solubilità di 3 ordini di
grandezza!!

Corretto?

[rustr...@yahoo.it]

On Jan 2, 5:00 pm, Soviet_Mario <Soviet.Ma...@CCCP.MIR> wrote:

> > ciaooo- Hide quoted text -

>
> - Show quoted text -

Non so se è magia, ma il problema si è magicamente risolto...
Ieri ho richiuso tutto, anche se per 3 giorni ho avuto delle perdite
dai raccordi dello scambiatore, qua un'immagine di esempio:
http://www.boilerpartscenter.co.uk/index.php?route=product/product&product_id=295
Ci sono infatti 3 raccordi rapidi, sono cilindrici maschi biscanalati
(una scanalatura per l-o-ring che fa tenuta, e un'altra per il
fissaggio rapido tramite clip a molla applicata dall'esterno sul
giunto) da inserire all'interno dei tubi e un raccordo maschio
filettato da 1/2''. Il problema è che con tutta la forza del mondo,
non c'è stato modo di far entrare i raccordi rapidi nelle femmine dei
tubi, probabilmente, per un leggero disallineamento, ma il materiale è
molto duro e anche a martellate non ci entravano. ho sudato sette
camicie, ho comprato 3 tipi di o-ring diversi, che è il problema della
tenuta. Se i raccordi rapidi non vengono inseriti fino in fondo, e la
molla clip riagganciata, non ci sarà mai tenuta. Stavo anche pensando
di sigillare tutto con una guarnizione liquida della Henkel / Loctite,
ma costano un botto (si parla di 40 euro). Alla fine ho ripreso gli
oring orginali e altri più grossi, pensavo che il problema fosse
quello. Non c'è modo invece di avere tenuta per quei maledetti
raccordi senza inserirli bene, ma la forza richiesta è veramente
sovraumana, perché esiste un disallineamento di qualche decimo di
millimetro, e il materiale (acciaio inox dello scambiatore e una lega
di ottone legato, ma veramente molto duro dei tubi in cui inserirli)
sono molto duri e indeformabili. L'unico raccordo che fa una tenuta
perfetta è quello fillettato..
alla fine non è scritto su nessun manuale al mondo né su nessuna
pagina internet dell'universo, ma dalla disperazione ho avuto una
intuizione. ho semplicemente oliato un pochino i raccordi rapidi dello
scambiatore, con olio da cucina, perchè non avevo altro al momento.
Basta, i raccordi sono entrati con una facilità estrema, cazzo a me,
che stavo pensando chissà quale forza della natura ci volesse, ma
daltronde, centrare perfettamente e allineare ancora più perfettamente
3 perni solidali dello stesso pezzo e distanziati, in 3 tubi che non
sono uno unico e che hanno tolleranze e giochi e piccoli spostamenti,
è un casino. Bastava un po' d'olio e via...
(ho avuto gravi problemi per riattaccare lo scambiatore secondario in
caldaia, perché i raccordi rapidi a clip di fissaggio non entravano
fino in fondo nelle sedi e la tenuta idraulica non c'era: ma alla fine
ce l'ho fatta oliandoli e diminuendo la frizione)
In tutto ho girato 2 ipermercati, 2 ferramente, 2 grossisti o
ferramente specializzate di idraulica, 2 service point della vaillant,
e addirittura un negozio specializzato in prodotti in gomma (quando
stavo impazzendo per trovare l'o-ring perfetto, neanche fosse il
Challenger...), in tutto ho comprato 4 chiavi che mi mancavano, e una
regolabile per non comprarne altre, 4 tubi flessibili a maglia
metallica raccordati ai terminali (per fare il bypass della caldaia e
altre operazioni), tappi, raccordi, adattatori maschio-maschio in
ottone e ghisa, un tubo della lavatrice, e il liquido decalcificante
(basato su acido ortofoscoforico), e gli o-ring avrò speso una 50na di
euro o poco più (i raccordi e i tubi e gli o-ring costano niente, che
costano sono gli utensili e le sostanze speciali). Però avrei
risparmiato un sacco di tempo a chiamare l'idraulico ma meglio così la
prossima volta risolvo in un attimo e so che cacchio è il problema.

Cmq il problema è risolto, o almeno parzialmente, e il perché non lo
so. O meglio, in serie al circuito c'è la caldaia e il tubo dell'acqua
calda, posto che la caduta di pressione non è nella caldaia, ma è nel
tubo dell'acqua calda: ieri ho riprovato a bypassare, è come se il
tubo si fosse spurgato da solo. Forse a fare continue operazioni e a
lasciar entrare aria qualcosa nel tubo ha reagito, forse non era
neanche calcalre ma vero detrito solido che si era accumulato in un
gomito, forse lasciando entrare aria si è sistemato disciogliendosi.
Non mi serve più far scorrere l'acido nei tubi, il problema non c'è
più. Non credo che fosse calcare a sto punto, probabilmente c'era del
detrito solido che era in qualche gomito e si è spurgato facendo dei
cicli di pressione di acqua fredda e lasciando entrare aria nel tubo..
se no, non ne ho idea.

Questa è una

[cometa_luminosa]

On Jan 4, 10:37 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:

> Ho rifatto tutti i conti per ricalcolare la variazione della
> solubilità del CaCO3 dovuta all'effetto sale (o forza ionica) seguendo

> come traccia:http://cccp.unipa.it/wiki/lib/exe/fetch.php?media=it:download:dispens...http://tinyurl.com/7qgqt2e

>
> Consideriamo la soluzione H2O(solvente)/NaCl/CH3COOH/CaCO3
> tenendo presente le seguenti proprietà dalle tabelle standard:
> m(H2O) 18 g/mol
> m(NaCl) 58.48 g/mol
> m(CH3COOH) 60 g/mol
> m(CaCO3) 100 g/mol
> sol(NaCl) 359 g/l (ovvero 359/58.48 =~ 6 M)

Quest'ultimo calcolo e' errato, ma probabilmente non per colpa tua: la
solubilita' del cloruro di sodio in H2O e' circa 358 g *in 1000g di
H2O* e non *in un litro di soluzione*; questo non viene sempre
specificato, per esempio non e' specificato qui:
http://it.wikipedia.org/wiki/Cloruro_di_sodio

pero' ad es e' specificato qui:

http://en.wikipedia.org/wiki/Sodium_chloride

http://tinyurl.com/8x8kaph

http://en.wikipedia.org/wiki/Solubility_table

http://www.instructables.com/files/deriv/FJS/QE0Q/G4NVTDHK/FJSQE0QG4NVTDHK.MEDIUM.gif

http://it.wikipedia.org/wiki/Solubilit%C3%A0

http://bressanini-lescienze.blogautore.espresso.repubblica.it/files/2011/10/solubility-nacl-580.jpg

http://www.chimicamente.it/solubilit1.GIF

http://www.scienzaoggi.it/chim/chimx/MiscFrig/img-MF/sol_curve.jpg

http://www.fisica.uniud.it/URDF/secif/termo/soluz/es4_f1.gif

Trovare la concentrazione molare di un sale in soluzione satura
partendo dalla solubilita espressa in (massa soluto)/(massa solvente)
e' fattibile solo se si conosce la densita' di *quella* soluzione (che
quindi e' variabile con la T, con il soluto e con la solubilita').

Assumendo che la densita' di una sol. satura di NaCl a 25°C sia circa
1200 g/L (dato inferito da internet) una solubilita' di 359 g(NaCl)/
1000 g(H2O) significa:

359 + 1000 = 1359 g di soluzione -->

--> V = 1359 g / 1200 g/L = 1.1325 L

e quindi la molarita' del soluto e':

(359 g / 58.48 g/mol) / 1.1325 L =~ 5.42 mol/L = 5.42M.

> Ka(CH3COOH) 1.7E-5
> Ksp(CaCO3) 4.8E-9
> Ora scriviamo la formula chiave per calcolare la forza ionica
> che è data dalla conoscenza delle concentrazioni di tutti gli ioni
> in soluzione
> u=u(H+) + u(OH-) + u(Na+) + u(Na+) + u(Cl-) + u(CH3COO-) + u(Ca++) +
> u(CO3--)
> * e ricordiamo che il contributo della forza ionica dovuto a ogni ione
> è direttamente proporzionale alla sua concentrazione.

No. La forza ionica e': (1/2)Somme[i=1,n] ci*Zi^2

dove ci e' la concentrazione dell'i-esima specie ionica e Zi la sua
carica.

> Ipotesi fondamentale: la concentrazione del sale NaCl è a saturazione
> (ovvero circa un 6M)

diciamo 5M

> Seconda ipotesi, l'aceto è a bassa concentrazione <=~ 0.1M

"bassa concentrazione di acido acetico"

> Terza ipotesi: il pH dipende solo dall'aceto (qua non sono
> sicurissimo)

qui vai tranquillo, e' come hai detto

> Ora partiamo con le semplificazioni più ragionevoli:
> 1) calcoliamo la forza ionica dovuta al contributo del sale NaCl
> u(Na+) = u(Cl-) = [Na+] = [Cl-] = 6M
> 2) Poiché il sale CaCO3 è un precipitato fortemente insolubile,
> sappiamo già che gli ioni che ci saranno saranno pochi (di parecchi
> ordini di grandezza)
> quindi:
> u(Ca++)=~0
> u(CO3--)=~0
> 3) Calcoliamo il pH dovuto al solo aceto
> (come se la soluzione fosse solo aceto e acqua)
> c(CH3COOH)iniz =~ 0.1 M
> [H+]=[CH3COO-] =~ 1E-3 (pH = 3)
> [OH-]=kw/[H+]=kw/x =~ 1E-11
> quindi anche qua
> u(H+) =~ 0
> u(CH3COO-) =~ 0
> u(OH-) =~ 0
> Quindi la forza ionica risulta
> u = u(Na+) + u(Cl-) = 12M

No, devi dividere per 2 quindi verrebbe 6.

> Ora calcolo il coefficiente di attività dello ione Ca++ che è uguale a
> quello dello ione CO3-- con la formula di Dubye Huckel: f(Ca++)=f(CO3--)=10^((0.508*2^2*sqrt(u))/(1+0.3281*sqrt(u))=0.025

qui sopra ti sei dimenticato di scrivere il segno meno all'esponente e
la dimensione dello ione solvatato (circa 3 Angstrom) pero' il
risultato e' giusto, con quei dati.

> Quindi in fine
> ksp'(CaCO3)=ksp(CaCO3)/(f(Ca++)*f(CO3--))=7.47E-6
> Quindi il risultato è una variazione di solubilità di 3 ordini di
> grandezza!!
>
> Corretto?

No :-)
Rifai i conti, il risultato e' sensibilmente diverso.
Comunque, come avevo detto, l'errore maggiore in questo tipo di
calcolo e' assumere la validita' della formula di Debye Huckel a
concentrazioni cosi' elevate (il libro che ho dice che la formula e'
precisa fino a circa 0.1 di forza ionica e per valori superiori le
attivita' devono essere determinate sperimentalmente).

--
cometa_luminosa

[rustr...@yahoo.it]

On 6 Gen, 19:48, cometa_luminosa <alberto.r...@virgilio.it> wrote:
> On Jan 4, 10:37 pm, rustrip...@yahoo.it wrote:
>
> > Ho rifatto tutti i conti per ricalcolare la variazione della
> > solubilità del CaCO3 dovuta all'effetto sale (o forza ionica) seguendo
> > come traccia:http://cccp.unipa.it/wiki/lib/exe/fetch.php?media=it:download:dispens...
>

> > Consideriamo la soluzione H2O(solvente)/NaCl/CH3COOH/CaCO3
> > tenendo presente le seguenti proprietà dalle tabelle standard:
> > m(H2O) 18 g/mol
> > m(NaCl) 58.48 g/mol
> > m(CH3COOH) 60 g/mol
> > m(CaCO3) 100 g/mol
> > sol(NaCl) 359 g/l (ovvero 359/58.48 =~ 6 M)
>
> Quest'ultimo calcolo e' errato, ma probabilmente non per colpa tua: la
> solubilita' del cloruro di sodio in H2O e' circa 358 g *in 1000g di
> H2O* e non *in un litro di soluzione*; questo non viene sempre
> specificato, per esempio non e' specificato qui:http://it.wikipedia.org/wiki/Cloruro_di_sodio
>
> pero' ad es e' specificato qui:
>
> http://en.wikipedia.org/wiki/Sodium_chloride
>
> http://tinyurl.com/8x8kaph
>
> http://en.wikipedia.org/wiki/Solubility_table
>

> http://www.instructables.com/files/deriv/FJS/QE0Q/G4NVTDHK/FJSQE0QG4N...
>
> http://it.wikipedia.org/wiki/Solubilit%C3%A0
>
> http://bressanini-lescienze.blogautore.espresso.repubblica.it/files/2...

Grazie per la correzzione (il fattore 1/2 me lo ero proprio
dimenticato! il segno - invece era solo un errore di battitura. per la
solubilità del sale avevo scelto una approssimazione più spannometrica
e meno precisa)
Risistemando i dati nelle formule con il valore di
u=5M => f(Ca++)=f(CO3--)=0.38 =>
=> ksp'(CaCO3)=ksp(CaCO3)/(f(Ca++)*f(CO3--))=
=3.3E-6

Come hai sottolineato, tutti questi conti sono più o meno attendibili
fino a volori di 0.1M di forza ionica, oltre bisogna per forza lasciar
da parte teoria e calcolatrice ed affidarsi alle curve o tabelle di
solubilità sperimentali. (con 5M siamo molto al di fuori quindi del
campo di applicazione delle formule).

Però mi sorge un'altra domanda in base alla teoria: se la solubilità
del CaCO3 è influenzata dalla forza ionica e basta, allora l'aceto a
che serve? Non basta usare il sale? L'aceto manco reagisce con il
CaCO3... l'unica cosa che fa l'aceto è aumentare l'acidità della
soluzione e abbassare il pH, quindi aumentare gli H+, ma a che
servono, se poi tanto non reagiscono nemmeno con il CaCO3(s) né
l'aumento di forza ionica è considerevole? Cioè, è solo la forza
ionica e basta che serve per sciogliere il calcare? (in effetti sulle
reazioni per cambiare gli equilibri di solubilità del sale precipitato
insolubile AgCl, si usa solo un altro sale per sciogliero, nessun
acido...) E' solo e solamente l'effetto sale che interviene per
aumentare la solubilità del CaCO3, l'acidità dovuta all'acete della
soluzione avrebbe senso perché fa aumentare la forza ionica dovuta ad H
+, ma è del tutto trascurabili rispetto al NaCl. Giusto?

[BlueRay]

On 7 Gen, 13:20, rustrip...@yahoo.it wrote:

> Come hai sottolineato, tutti questi conti sono più o meno attendibili
> fino a volori di 0.1M di forza ionica, oltre bisogna per forza lasciar
> da parte teoria e calcolatrice ed affidarsi alle curve o tabelle di
> solubilità sperimentali. (con 5M siamo molto al di fuori quindi del
> campo di applicazione delle formule).

Gia'. Potrebbe anche risultare un'inversione, ovvero che la
solubilita' ad un certo valore elevato di forza ionica assume un
valore massimo, poi decresce (mi pare che Soviet Mario ne abbia
discusso in un thread, non ricordo quale).

> Però mi sorge un'altra domanda in  base alla teoria: se la solubilità
> del CaCO3 è influenzata dalla forza ionica e basta, allora l'aceto a
> che serve?

Come a che serve? L'acido reagisce con il carbonato portandolo in
soluzione...

>Non basta usare il sale? L'aceto manco reagisce con il
> CaCO3...

Non dire cavolate! :-) Prova a versare dell'aceto su del marmo e lo
vedi "friggere" (molto lentamente, certo)

> l'unica cosa che fa l'aceto è aumentare l'acidità della
> soluzione e abbassare il pH, quindi aumentare gli H+, ma a che
> servono, se poi tanto non reagiscono nemmeno con il CaCO3(s)

CaCO3 + H+ --> Ca++ + HCO3-

> né l'aumento di forza ionica è considerevole? Cioè, è solo la forza
> ionica e basta che serve per sciogliere il calcare?

Ammesso che la forza ionica influisca apprezzabilmente (abbiamo visto
che i conti non sono un gran che significativi ad alte concentrazioni
di sale, prova a rifarli con una concentrazione = 0.1M), l'effetto di
dissoluzione da parte dell'acido e' sicuramente di gran lunga
superiore a quello dovuto alla forza ionica.

--
BlueRay

[rustr...@yahoo.it]

On Jan 7, 2:21 pm, BlueRay <blupant...@alice.it> wrote:
> On 7 Gen, 13:20, rustrip...@yahoo.it wrote:
> > Però mi sorge un'altra domanda in  base alla teoria: se la solubilità
> > del CaCO3 è influenzata dalla forza ionica e basta, allora l'aceto a
> > che serve?
>
> Come a che serve? L'acido reagisce con il carbonato portandolo in
> soluzione...
>
> >Non basta usare il sale? L'aceto manco reagisce con il
> > CaCO3...
>
> Non dire cavolate!  :-) Prova a versare dell'aceto su del marmo e lo
> vedi "friggere" (molto lentamente, certo)
>
> > l'unica cosa che fa l'aceto è aumentare l'acidità della
> > soluzione e abbassare il pH, quindi aumentare gli H+, ma a che
> > servono, se poi tanto non reagiscono nemmeno con il CaCO3(s)
>
> CaCO3  +  H+ --> Ca++  +  HCO3-

> BlueRay

Hai ragione, giusto. L'acido acetico e il CaCO3 reagiscono, non ci
avevo pensato (non sono un chimico). Il carbonato di calcio può quindi
essere usato per neutralizzare l'acido acetico (giusto?). Ma la
reazione complessiva da considerare per il CaCO3(s) è questa
(giusto?)?

CaCO3(s) + 2H+(aq) --> Ca++(aq) + H2O + CO2(g)
-------------------------------------------------------------------------
CaCO3(s) + H+(aq) --> Ca++(aq) + HCO3-(aq)
HCO3-(aq) + H+(aq) --> H2O(aq) + CO2(g)

Quindi l'aceto piano a piano si consuma tutto e si produce CO2(g) che
se ne vola via?

[Soviet_Mario]

Qui le cose si complicano assai, ed il sistema APERTO (come
normalmente si usa) opererà in condizioni di NON equilibrio,
e diversamente da un sistema chiuso a cui si permetta di
raggiungere l'equilibrio.

Ora in presenza di eccesso di aceto (almeno due o più moli
per moli di calcare) l'esito è identico in entrambi i casi :
si forma solo acetato "neutro" (di nome !) di calcio
Ca(OAc)2 e CO2

Esaminiamo invece il caso limite in cui aggiungo solo 1 mole
di acido acetico a una di calcare.

1) sistema CHIUSO e all'equilibrio :
Si scioglie TUTTO il calcare, e si forma il sale misto
(essendo solubile è una scrittura "apparente")
Ca(OAc)(HCO3). Se piace di più posso interpretarlo come
miscela equimolare (anche questa solubile, quindi appunto
non c'è differenza) di 1/2 Ca(OAc)2 + 1/2 Ca(HCO3)2
Assumiamo che nessuno dei tre sali citati raggiunga la
saturazione, diversamente non è banale discutere cosa si
ottiene realmente.

2) sistema APERTO non di equilibrio
Consideriamo che la reazione tra calcare (solido) e acido
acetico in soluzione è eterogenea (avviene solo alla
superficie).
Il primo prodotto di questo attacco alla superficie
(localmente c'è eccesso di acido acetico, che cmq diffonde
dalla soluzione mentre il solido è "fermo") è il bicarbonato
di calcio solubile : Ca(HCO3)2 in miscela con l'acetato
solubile : Ca(OAc)2, o se preferisci Ca(OAc)(HCO3), sempre
solubile.
Ora sebbene come pKa questo sale è MENO BASICO del carbonato
solido, il sale è già in soluzione, e la reazione con
l'acido acetico in fase omogenea procede in modo enormemente
più veloce che col solido cristallino.
Quindi è proprio questo sale sciolto a reagire
ulteriormente, formando acetato neutro Ca(OAc)2 e CO2.
In sistema chiuso, consumato tutto l'aceto, la CO2 si
idraterebbe e lentamente andrebbe a sciogliere la metà
rimasta di calcare, formando il bicarbonato, come già visto.
Ma in sistema aperto, questa CO2 si libera come bolle di gas
e si allontana.
Ergo in un sistema aperto reale, la reazione uno a uno
molare da solo META' del calcare sciolto, metà CO2 liberata,
e si forma acetato neutro anche se l'acido acetico non
sarebbe bastato. Questo sale non ha nessuna idrolisi acida
sufficiente a sciogliere il calcare (l'unico acido residuo,
che era la CO2, se ne è scappata via).

riassumo
sistema chiuso di equilibrio :
CaCO3 (s) + AcOH -> Ca(OAc)(HCO3) aq
oppure
CaCO3 (s) + AcOH -> 1/2 Ca(OAc)2 aq + 1/2 Ca(HCO3)2 aq

sono la stessa cosa

sistema aperto in non equilibrio

CaCO3 (s) + AcOH -> 1/2 CaCO3 (s) + 1/2 Ca(OAc)2aq + 1/2
CO2 (g)

Se le quantità di acido sono diverse, si combineranno le due
reazioni proporzionalmente (non queste due sopra, ma una di
queste, con la reazione di neutralizzazione completa)

La termodinamica, per farla avverare, bisogna darci la
possibilità (ottimo anacoluto e pronome, neh)

ciao
Soviet

[paol...@libero.it]

Il giorno martedì 27 dicembre 2011 10:38:43 UTC+1, rustr...@yahoo.it ha scritto:
> Ciaoo, non sono un chimico
> Perché si dice di aggiungere il sale all'aceto per togliere il
> calacare? Come fa il NaCl (che è un sale neutro) reagire con l'aceto?
> Che cosa fa il sale all'aceto da rendere il suo potere decalcificante
> maggiore? E' possibile che questa sia solo una bufala ?

Visto che non sei un chimico ma ne sai una più del diavolo, ho solo una domanda semplicissima: dovendo eliminare il troppo sale dai pomodori secchi tenendoli in ammollo nell'acqua, è vero che se aggiungo aceto all'acqua il sale va via meglio????
grazie
Paola

[Soviet_Mario]

Il 22/07/2016 16.11, paol...@libero.it ha scritto:
> Il giorno martedì 27 dicembre 2011 10:38:43 UTC+1, rustr...@yahoo.it ha scritto:
>> Ciaoo, non sono un chimico
>> Perché si dice di aggiungere il sale all'aceto per togliere il
>> calacare? Come fa il NaCl (che è un sale neutro) reagire con l'aceto?

credo che non serva a niente.
Diverso sarebbe decapare un metallo, come l'alluminio, il
ferro, laddove una certa (modesta ma non trascurabile)
capacità complessante del cloruro ione coadiuva l'acidità.
Vs. lo ione calcio non sussiste questo, il calcio ione è
esclusivamente idrato, se deve scegliere tra acqua e cloruro.

>> Che cosa fa il sale all'aceto da rendere il suo potere decalcificante
>> maggiore? E' possibile che questa sia solo una bufala ?

secondo me si, almeno in questo contesto. Ma non lo è
necessariamente sempre. Come dicevo, per attivare
l'alluminio passivato, il solo acido solforico non funge
bene (salvo a caldo !), ma aggiungendo sale la decappatura
procede vigorosamente. Anche per il ferro capita (per la
medesima ragione la salsedine è molto aggressiva sui metalli
anche senza acidità, è un fatto di complessazione e
distruzione delle patine di ossidi coerenti protettive)

>
> Visto che non sei un chimico ma ne sai una più del diavolo, ho solo una domanda semplicissima: dovendo eliminare il troppo sale dai pomodori secchi tenendoli in ammollo nell'acqua, è vero che se aggiungo aceto all'acqua il sale va via meglio????

non credo, tuttavia potrebbero subentrare altri fenomeni
poco prevedibili, tipo il fatto che il pomodoro rigonfia
prima o di più con una soluzione acidula oppure : il gusto
più acido contribuisce a coprire un po' il salino
modificandone la soglia di percezione.

Io proverei dell'acqua distillata :) (scherzo !)

> grazie
> Paola
>


--
1) Resistere, resistere, resistere.
2) Se tutti pagano le tasse, le tasse le pagano tutti
Soviet_Mario - (aka Gatto_Vizzato)


---
Questa e-mail è stata controllata per individuare virus con Avast antivirus.
https://www.avast.com/antivirus

[Giacobino da Tradate]

Il 22/07/2016 16:11, paol...@libero.it ha scritto:

> Il giorno martedì 27 dicembre 2011

UN LUSTRO FA

>> Perché si dice di aggiungere il sale all'aceto per togliere il
>> calacare? Come fa il NaCl (che è un sale neutro) reagire con l'aceto?

non reagisce, lo consigliano solo per un effetto meccanico abrasivo.

Aceto e sale si usano per lucidare le stoviglie di rame.

> dovendo eliminare il troppo sale dai pomodori secchi tenendoli in ammollo nell'acqua, è vero che se aggiungo aceto all'acqua il sale va via meglio????

non lo so ma credo che poi basti un filo d'olio e sono gia' pronti da
mangiare




--
Per un giacobinismo in salsa padana

[not1xor1]

Il 22/07/2016 22:26, Giacobino da Tradate ha scritto:
> Aceto e sale si usano per lucidare le stoviglie di rame.

e funzionano bene anche con le basette per i PCB :-)

--
bye
!(!1|1)

[gianni....@gmail.com]

Si, serve ricordo a tutti che HCl è acido cloridico... Uno degli acidi più forti che esistano..

[Wakinian Tanka]

Il giorno lunedì 9 luglio 2018 09:22:41 UTC+2, gianni....@gmail.com ha scritto:
> Si, serve ricordo a tutti che HCl è acido cloridico... Uno degli acidi più
> forti che esistano..

E' piu' forte l'HCl concentrato che si trova in commercio o una soluzione 15M di H3O+ (ione idronio) ?

--
Wakinian Tanka

[Soviet_Mario]

Il 09/07/2018 09:22, gianni....@gmail.com ha scritto:
> Si, serve ricordo a tutti che HCl è acido cloridico... Uno degli acidi più forti che esistano..
>

devo avere perso un pezzo del 3D perché non vedo nessuna
domanda.

Non ho capito cmq la relazione tra sale e aceto e l'acido
cloridrico. Che c'azzeccano insieme ? Non è che vuoi
suggerire che mescolando sale e aceto si formi acido
cloridrico ? (che poi bisognerebbe intendersi su cosa
consista l'acido cloridrico in soluzione acquosa piuttosto
che in fase gassosa ... la situazione varia alquanto, nelle
alte concentrazioni)

[zanni]

Il 09/07/2018 09:22, gianni....@gmail.com ha scritto:

> Si, serve ricordo a tutti che HCl è acido cloridico... Uno degli acidi più forti che esistano..
>

sale e aceto poco o niente, vai invece con diversi giri di olio extra
vergine d'uliva italiana bona...

[calzuololu...@gmail.com]

Metti aceto di vino e porta a 100 gradi e il calcare sparira