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ESERCIZI ESEMPLARI SUGLI EQUILIBRI ACIDO-BASE

In queste pagine verranno affrontati esercizi sugli equilibri acido-base in soluzione acquosa. Non c’è una procedura unica per trattare un equilibrio acido-base e per risolvere i relativi esercizi. La risoluzione di un esercizio sugli equilibri acido-base dipende dal tipo di sostanze che vengono disciolte in acqua (acido e/o base), dal loro numero (2 acidi, 2 basi, un acido e una base), dalla loro forza acida o basica (acido forte, acido debole, base forte, base debole) e perfino dalle loro quantità relative. Di conseguenza, un sistema in cui sono presenti due acidi forti dovrà essere trattato in maniera diversa da quello in cui sono presenti un acido forte e una base debole. Un sistema in cui sono presenti un acido forte e una base forte sarà diverso da quello in cui sono presenti un acido debole e una base forte, e così via.

In queste pagine verrà affrontata una serie di esercizi in cui sono presi in considerazione sistemi

diversi a partire da quello più semplice (acido forte da solo in acqua) per arrivare ad alcuni equilibri più complessi (per esempio acido debole + base forte).

La risoluzione dei vari casi trattati prevede che lo studente sia già a conoscenza di alcuni concetti

di chimica basilari, quali il calcolo del peso molecolare e del peso formula dei composti, il calcolo delle concentrazioni molari delle varie sostanze in soluzione acquosa, l’impostazione e risoluzione di reazioni acido-base, e i principi teorici del pH, delle titolazioni e delle soluzioni tampone.

In tutti gli esercizi proposti nelle pagine seguenti verrà sempre chiesto di calcolare il pH a partire

da quantità di acido e/o base noti. Questa uniformità di schema ha lo scopo di facilitare lo studente nella comprensione delle differenze tra i vari sistemi. Si tenga comunque in considerazione che il problema proposto potrebbe essere di tipo diverso, per esempio di calcolare la quantità di acido o di base iniziale conoscendo il pH finale della soluzione.

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SISTEMA: acido forte in acqua. ESERCIZIO: 100 mg di acido cloridrico (HCl) sono sciolti in 150 ml di acqua. Calcolare il pH. Si calcola il peso molecolare di HCl: 36.45 g/mol Si calcola quindi la concentrazione molare di HCl: 0.0182 M HCl è un acido forte e quindi reagisce in maniera completa con acqua. La reazione in gioco è:

HCl + H2O Cl- + H3O+

CM iniziali: 0.0182 - 0 1 • 10-7

CM finali: 0 - 0.0182 0.0182 pH = -log [ H3O

+] = -log (0.0182) = 1.74 RISULTATO: pH = 1.74

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SISTEMA: base forte in acqua. ESERCIZIO: 50 mg di idrossido di sodio (NaOH) sono sciolti in 4 l di acqua. Calcolare il pH. Si calcola il peso formula di NaOH: 40 g/mol Si calcola quindi la concentrazione molare di NaOH: 3 • 10-4 NaOH è una base forte e quindi reagisce in maniera completa in acqua. Essendo un idrossido di un metallo alcalino produce una reazione di dissoluzione. La reazione in gioco è:

NaOH Na+ + OH-

CM iniziali: 3.12 • 10-4 0 0

CM finali: 0 3.12 • 10-4 3.12 • 10-4

pOH = -log [OH-] = -log (3.12 • 10-4) = 3.51

pH = 14 – 3.52 = 10.49 RISULTATO: pH = 10.49

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SISTEMA: 2 acidi forti in acqua. ESERCIZIO: 2.5 g di acido cloridrico (HCl) e 6.5 g di acido perclorico (HClO4) sono sciolti in 5 l di acqua. Calcolare il pH. Si calcola il peso molecolare di HCl: 36.45 g/mol Si calcola il peso molecolare di HClO4: 100.45 g/mol Si calcolano quindi le concentrazioni molari dei due acidi [HCl] = 0.0137 M [HClO4] = 0.0129 M HCl e HClO4 sono due acidi forti e di conseguenza non reagiscono tra di loro. Tuttavia reagiscono entrambi con acqua dando reazioni separate e quantitiative:

HCl + H2O Cl- + H3O+

CM iniziali: 0.0137 - 0 1 • 10-7

CM finali: 0 - 0.0137 0.0137

HClO4 + H2O HClO4- + H3O

+

CM iniziali: 0.0129 - 0 0.0137

CM finali: 0 - 0.0129 0.0137+0.0129=0.0266 Entrambi le reazioni producono H3O

+. Nella seconda reazione la concentrazione iniziale di H3O+ è

presa uguale a 0.0137 M perché si considera che sia già avvenuta la reazione di HCl con H2O che appunto ha prodotto 0.0137 M di H3O

+. Nella seconda reazione un ulteriore concentrazione di H3O+

uguale a 0.0129 M è prodotta da HClO4. La concentrazione finale di H3O+ è quindi uguale alla

somma di queste due concentrazioni (0.0137 + 0.0129 = 0.0266 M). pH = -log [ H3O

+] = -log (0.0266) = 1.57 RISULTATO: pH = 1.57

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SISTEMA: 2 basi forti in acqua. ESERCIZIO: 40 ml di idrossido di magnesio 0.1 M (Mg(OH)2) e 70 ml di idruro di potassio 0.2 M (KH) sono mescolati insieme. Calcolare il pH. Il volume finale della soluzione è 40 + 70 = 110 ml Si calcolano le concentrazioni molari delle due basi nella soluzione finale di 110 ml [Mg(OH)2] = (0.1 M • 0.040 l) / 0.110 l = 0.0364 M [KH] = (0.2 M • 0.070 l) / 0.110 l = 0.127 M Mg(OH)2 e KH sono due basi forti e di conseguenza non reagiscono tra di loro. Tuttavia reagiscono entrambi con acqua dando reazioni separate e quantitative:

Mg(OH)2 Mg++ + 2OH-

CM iniziali: 0.0364 0 1 • 10-7

CM finali: 0 0.0364 0.0364 • 2 = 0.0728

KH + H2O K+ + H2 + OH-

CM iniziali: 0.127 - 0 0 0.0728

CM finali: 0 - 0.127 0.127 0.0728+0.127=0.200 Entrambi le reazioni producono ioni OH-. Nella prima reazione le moli finali di OH- sono il doppio di quelle iniziali di Mg(OH)2 a causa della stechiometria di reazione (per una mole di Mg(OH)2 che reagisce vengono prodotte due moli di OH-). Nella seconda reazione la concentrazione iniziale di OH- è presa uguale a 0.0728 M perché si considera che sia già avvenuta la reazione di Mg(OH)2 con H2O che appunto ha prodotto 0.0728 M di ioni OH-. Nella seconda reazione un’ulteriore concentrazione di OH- uguale a 0.127 M è prodotta da KH. La concentrazione finale di OH- è quindi uguale alla somma di queste due concentrazioni (0.0728 + 0.127 = 0.200 M).

pOH = -log [OH-] = -log (0.200) = 0.70

pH = 14 – 0.70 = 13.30 RISULTATO: pH = 13.30 NOTA: Chiaramente sia Mg(OH)2 che KH hanno già prodotto le due reazioni scritte sopra nelle due soluzioni originarie di, rispettivamente, 40 e 70 ml. Per semplicità abbiamo invece considerato che le due reazioni avvenissero solo dopo il mescolamento delle due soluzioni.

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SISTEMA: acido forte + base forte. ESERCIZIO: 200 mg di acido cloridrico (HCl) e 300 mg di CaH2 sono sciolti in 300 ml di acqua. Calcolare il pH. Si calcolano il peso molecolare di HCl (36.45 g/mol) e di CaH2 (42.1 g/mol). Si calcolano quindi le concentrazioni molari [HCl] = 0.0183 M [CaH2] = 0.0237 M HCl è un acido forte, mentre CaH2 è una base forte e quindi reagiscono entrambi con H2O fino ad esaurimento:

HCl + H2O Cl- + H3O+

CM iniziali: 0.0183 - 0 1 • 10-7

CM finali: 0 - 0.0183 0.0183

CaH2 + H2O Ca2+ + 2H2 + 2OH-

CM iniziali: 0.0237 - 0 0 1 • 10-7

CM finali: 0 - 0.0237 0.0237 • 2 0.0237 • 2 (0.0474) (0.0474) Gli ioni Cl- e Ca2+ non hanno proprietà acido-base e quindi sono ininfluenti (da notare come lo ione Cl- sia la base coniugata di un acido forte e come tale non abbia proprietà basiche). Anche H2 non ha proprietà acido-base. Invece gli ioni H3O

+ e OH- hanno forti proprietà acido base e reagiscono tra di loro secondo la reazione scritta sotto. Da notare che la CM finale di OH- è 0.0237 • 2 = 0.0474. Infatti la stechiometria di reazione stabilisce che il rapporto tra CaH2 e OH- è di 1:2 e quindi per ogni mole di CaH2 che reagisce si formano 2 moli di OH-.

H3O+ + OH- H2O

CM iniziali: 0.0183 0.0474 - CM finali: 0 0.0291 - In questa reazione le CM iniziali di H3O

+ e OH- corrispondono a quelle finali delle due reazioni precedenti. H3O

+ è il reagente in difetto in quanto la sua CM iniziale è inferiore a quella di OH-. La reazione si arresta quando tale reagente in difetto si esaurisce. La sua CM finale è quindi 0. La CM finale di OH- è uguale a quella iniziale (0.0474 M) meno la quota che ha reagito (0.0183 M). Questa equivale a 0.0291 M. Quindi:

pOH = -log [OH-] = -log (0.0291) = 1.54 pH = 14 – 1.54 = 12.46

RISULTATO: pH = 12.46 NOTA: il sistema qui trattato equivale a quello di una titolazione acido forte e base forte al punto equivalente, se le CM di acido e base sono ovviamente uguali. In tal caso le CM finali sono 0 sia per H3O

+ che OH- e pH = 7 in quanto è governato dal prodotto ionico dell’acqua KW.

7

SISTEMA: acido debole in acqua. ESERCIZIO: 100 mg di acido acetico (CH3COOH) sono sciolti in 150 ml di acqua. Calcolare il pH (Ka = 1.8 • 10-5).

Si calcola il peso molecolare di CH3COOH: 60 g/mol Si calcola quindi la concentrazione molare di CH3COOH: 0.0111 M CH3COOH è un acido debole e quindi reagisce in maniera parziale con acqua. Definendo x la quantità di CH3COOH che reagisce la reazione in gioco è:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

CM iniziali: 0.0111 - 0 1 • 10-7

CM finali: 0.0111 - x - x x Tale reazione è governata dalla costante di dissociazione acida dell’acido acetico (Ka): La risoluzione di questa equazione conduce a x = 4.47 • 10-4 pH = -log [ H3O

+] = -log (4.47 • 10-4) = 3.35 RISULTATO: pH = 3.35

Ka = [H3O

+] [CH3COO-]

[CH3COOH] 1.8 • 10-5 =

x2

0.0111 - x

8

SISTEMA: base debole in acqua. ESERCIZIO: Calcolare il pH di 40 g di ipoclorito di sodio (NaClO) al 3% peso/peso. Si assuma che la densità della soluzione sia uguale a 1 g/ml (Kb = 3.4 • 10-7).

Si calcola il peso formula di NaClO : 122.45 g/mol Poiché la densità della soluzione è 1 g/ml, il volume della soluzione è 40 ml. Inoltre, la percentuale ci dice che la quantità di soluto (NaClO) è (40 g • 3) / 100 = 1.2 g. Si calcola quindi la concentrazione molare di NaClO: 0.245 M NaClO è un sale contenente ioni Na+ e ioni ClO-

. ClO- è la base coniugata di un acido debole

(HClO) e quindi è una base debole che reagisce in maniera parziale con acqua. Definendo x la quantità di ClO-

che reagisce la reazione in gioco è:

ClO- + H2O HClO + OH-

CM iniziali: 0.245 - 0 1 • 10-7

CM finali: 0.245 - x - x x Tale reazione è governata dalla costante di dissociazione basica di ClO-

(Kb): La risoluzione di questa equazione conduce a x = 2.89 • 10-4

pOH = -log [OH-] = -log (2.89 • 10-4) = 3.54

pH = 14 – 3.54 = 10.46 RISULTATO: pH = 10.46

Kb = [OH-] [HClO]

[ClO-] 3.4 • 10-7 =

x2

0.245 - x

9

SISTEMA: acido debole poliprotico in acqua. ESERCIZIO: 100 mg di acido ossalico (H2C2O4) sono sciolti in 400 ml di acqua. Calcolare il pH (Ka1 = 5.6 • 10-2, Ka2 = 5.4 • 10-5).

Si calcola il peso molecolare di H2C2O4: 90 g/mol Si calcola quindi la concentrazione molare di H2C2O4: 0.00278 M H2C2O4 è un acido debole biprotico e quindi reagisce in maniera parziale con acqua ad entrambi le dissociazioni. Definendo x e y le quantità di acido che reagiscono alla prima e seconda dissociazione, rispettivamente, le reazioni in gioco sono:

H2C2O4 + H2O HC2O4- + H3O

+

CM iniziali: 0.00278 - 0 1 • 10-7

CM finali: 0.00278 - x - x x

HC2O4- + H2O C2O4

2- + H3O+

CM iniziali: x - 0 x

CM finali: x - y - y x + y Tali reazioni sono governate dalle costanti di dissociazione acida (Ka1 e Ka2): La risoluzione di questo sistema a due equazioni conduce a x = 2.66 • 10-3 e y = 5.21 • 10-5. La concentrazione molare totale di H3O

+ è data dalla somma di questi due contributi e quindi: [ H3O

+] = 2.66 • 10-3 + 5.21 • 10-5 = 2.71 • 10-3. pH = -log [ H3O

+] = -log (2.71 • 10-3) = 2.56 RISULTATO: pH = 2.56 NOTA: quando c’è una differenza di oltre 10-3 tra Ka1 e Ka2, l’acido poliprotico può essere trattato come un acido monoprotico in cui si prende in considerazione solo la Ka1. La Ka3 di un eventuale acido triprotico può essere sempre trascurabile rispetto alla Ka1.

Ka1 = [H3O

+] [HC2O4-]

[H2C2O4] 5.6 • 10-2 =

x2

0.00278 - x

Ka2 = [H3O

+] [C2O42-]

[HC2O4-]

5.4 • 10-5 = y (x+y)

x - y

10

SISTEMA: acido debole e sua base coniugata. ESERCIZIO: 4 g di acido fluoridrico (HF) e 3 g di fluoruro di potassio (KF) sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare il pH (Ka = 3.5 • 10-4).

Si calcola il peso molecolare di HF: 19 g/mol Si calcola il peso formula di KF: 58.1 g/mol Si calcolano quindi le concentrazioni molari [HF] = 0.421 M [KF] = 0.103 M HF è un acido debole con Ka = 3.5 • 10-4. KF è un sale contenente ioni K+ e ioni F-. F- è la base coniugata di HF e quindi la soluzione contiene un acido debole (HF) e la sua base coniugata (F-), si tratta cioè di una soluzione tampone. In tale soluzione l’acido debole e la sua base coniugata non reagiscono tra loro (lo studente può provare a scrivere tale reazione per constatare che i prodotti sono identici ai reagenti). Un’altra proprietà di una soluzione di questo tipo è che le concentrazioni molari di acido e base coniugata non variano in maniera apprezzabile e quindi le loro concentrazioni all’equilibrio (o finali) corrispondono a quelle iniziali. L’equilibrio è governato dalla costante di dissociazione acida di HF (Ka): In questa equazione [H3O

+] costituisce l’unica incognita e quindi viene definita x. La risoluzione di questa semplice equazione conduce a x = 1.43 • 10-3. pH = -log [ H3O

+] = -log (1.43 • 10-3) = 2.84 RISULTATO: pH = 2.84

Ka = [H3O

+] [F-]

[HF] 3.5 • 10-4 =

0.103 • x

0.421

11

SISTEMA: acido debole + base forte (quest’ultima in difetto). ESERCIZIO: 4.98 g di acido fluoridrico (HF) e 2.06 g di NaOH sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare il pH. Si calcola il peso molecolare di HF: 19 g/mol Si calcola il peso formula di NaOH: 40 g/mol Si calcolano quindi le concentrazioni molari [HF] = 0.524 M [NaOH] = 0.103 M HF è un acido debole mentre OH- è una base forte e quindi reagiscono tra di loro in maniera completa fino a che il reagente in difetto non si esaurisce. La reazione in gioco è:

HF + OH- F- + H2O

CM iniziali: 0.524 0.103 0 -

CM finali: 0.421 0 0.103 - In questa reazione OH- è il reagente in difetto in quanto la sua concentrazione molare iniziale è inferiore a quella di HF. Alla fine della reazione la concentrazione finale di OH- è quindi 0 M. La concentrazione finale di HF è uguale a quella iniziale (0.524 M) meno la quota che ha reagito (0.103 M). Di conseguenza la concentrazione finale di HF al termine di questa reazione è 0.524 – 0.103 = 0.421 M. Al termine della reazione sono presenti le seguenti specie: HF e F- che sono, rispettivamente, un acido debole e la sua base coniugata. La soluzione creatasi è quindi una soluzione tampone governata dalla relazione della Ka di HF. Analogamente al caso precedente:

da cui x = 1.43 • 10-3 e pH = -log [ H3O+] = -log (1.43 • 10-3) = 2.84

RISULTATO: pH = 2.84 NOTA: Si noti che il sistema creatosi è identico a quello del caso precedente. Nel caso precedente HF e F- sono aggiunte direttamente in soluzione. In questo caso invece era presente inizialmente solo HF. Al termine della reazione HF è sempre presente in quanto reagente in eccesso, mentre F- è generato dalla reazione di HF con OH-. Il risultato è lo stesso, ovvero pH 2.84.

Ka = [H3O

+] [F-]

[HF] 3.5 • 10-4 =

0.103 • x

0.421

12

SISTEMA: acido debole + base forte (quest’ultima in eccesso). ESERCIZIO: 4.98 g di acido fluoridrico (HF) e 15 g di NaOH sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare il pH. Prima di iniziare, si noti come questo esercizio sia molto simile al precedente. L’unica differenza risiede nella concentrazione della base forte (NaOH). Si vedrà come questa differenza apparentemente sottile condurrà ad una situazione completamente diversa. Si calcola il peso molecolare di HF: 19 g/mol Si calcola il peso formula di NaOH: 40 g/mol Si calcolano quindi le concentrazioni molari [HF] = 0.524 M [NaOH] = 0.750 M Analogamente al caso di pagina precedente, la reazione in gioco è:

HF + OH- F- + H2O

CM iniziali: 0.524 0.750 0 -

CM finali: 0 0.226 0.524 - A differenza del caso precedente, questa volta il reagente in difetto è HF e non OH-. Alla fine della reazione la concentrazione finale di HF è quindi 0 M. La concentrazione finale di OH- è uguale a quella iniziale (0.750 M) meno la quota che ha reagito (0.524 M), vale a dire 0.226 M. Al termine della reazione sono presenti OH- e F-. Queste ultime sono rispettivamente una base forte e una base debole. In una soluzione di questo tipo il contributo della base debole è trascurabile rispetto a quello della base forte e quindi non si considera. E quindi:

pOH = -log [OH-] = -log (0.226) = 0.64

pH = 14 – 0.64 = 13.36 RISULTATO: pH = 13.36

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SISTEMA: acido debole + base forte (in quantità uguali). ESERCIZIO: 7.125 g di acido fluoridrico (HF) e 15 g di NaOH sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare il pH (Kb = 2.9 • 10-11).

Anche questo esercizio è simile ai due precedenti (pagine 11 e 12), ma si tratta di una situazione ancora diversa. Si calcola il peso molecolare di HF: 19 g/mol Si calcola il peso formula di NaOH: 40 g/mol Si calcolano quindi le concentrazioni molari [HF] = 0.750 M [NaOH] = 0.750 M La reazione in gioco è:

HF + OH- F- + H2O

CM iniziali: 0.750 0.750 0 -

CM finali: 0 0 0.750 - Entrambi i reagenti si esauriscono e l’unica sostanza con proprietà acido-base che è presente al termine della reazione è il prodotto F-. F- è la base coniugata di un acido debole e quindi reagisce come base debole con acqua in maniera analoga al caso analizzato in precedenza (pagina 8):

F- + H2O HF + OH-

CM iniziali: 0.750 - 0 1 • 10-7

CM finali: 0.750 - x - x x Tale reazione è governata dalla costante di dissociazione basica di F-

(Kb): che conduce a x = 4.66 • 10-6

pOH = -log [OH-] = -log (4.66 • 10-6) = 5.33

pH = 14 – 5.33 = 8.67 RISULTATO: pH = 8.67 NOTA: il sistema qui trattato equivale a quello di una titolazione acido debole e base forte al punto equivalente per cui un esercizio di una titolazione con acido debole e base forte (oppure il caso speculare base debole e acido forte) deve essere così risolto.

Kb = [OH-] [HF]

[F-] 2.9 • 10-11 =

x2

0.750 - x

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SISTEMA: acido debole poliprotico + base forte (quest’ultima in difetto o eccesso). ESERCIZIO: una soluzione di 1 litro contiene 0.1 M di acido solforoso (H2SO3) e x M di NaOH. Calcolare il pH (Ka1 = 1.4 • 10-2, Ka2 = 6.5 • 10-8).

Questo esercizio non è banale, ma lo studente dovrebbe adesso avere la padronanza per trattarlo a seconda della quantità di base forte (x M) che si presentano:

- se la base forte è in difetto (ad esempio 0.03 M), si stabilisce una soluzione tampone tra H2SO3 e HSO3

- e si ricade nel caso trattato a pagina 11.

- se la base forte è in eccesso, ma meno del doppio (ad esempio 0.16 M), l’acido reagisce completamente alla prima dissociazione e in maniera incompleta alla seconda dissociazione. Si stabilisce quindi una soluzione tampone tra HSO3

- e SO32-.

- se la base forte è in eccesso più del doppio (ad esempio 0.24 M), l’acido reagisce completamente alla prima e seconda dissociazione e si crea un eccesso di ione OH-. Si ricade quindi nel caso trattato a pagina 12.

- se la base forte è in eccesso del doppio esatto (0.2 M), l’acido reagisce completamente alla prima e seconda dissociazione. Si ricade quindi nel caso trattato a pagina 13.

- se la base forte è uguale in concentrazione all’acido (0.1 M), l’acido reagisce completamente alla prima dissociazione. Si forma 0.1 M HSO3

- e le quantità residue di H2SO3 e OH- sono entrambi 0 M. Questo è un caso complesso in quanto HSO3

- è una sostanza anfotera che da una reazione sia basica che acida con acqua. Il pH si può calcolare, dopo le debite approssimazioni, con l’equazione 10.24 a pag. 279 del libro di testo.

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SISTEMA: diluizione di una soluzione contenente un acido debole. ESERCIZIO: Una soluzione di 100 ml di acido solfidrico (H2S) a pH 4.5 è diluita con acqua fino a raggiungere un volume di 500 ml. Calcolare il pH (Ka1 = 9.1 • 10-8).

H2S è un acido biprotico. Tuttavia la seconda dissociazione acida è molto più piccola della prima (Ka1 = 9.1 • 10-8 mentre Ka2 = 1.1 • 10-13) per cui solo la prima dissociazione può essere considerata (vedi anche nota a pagina 9). Sapendo che il pH prima della diluizione è 4.5, si calcola la concentrazione molare all’equilibrio di H3O

+ prima della diluizione. [H3O

+] = 10-4.5 = 3.16 • 10-5.

La reazione nella soluzione iniziale è:

H2S + H2O HS- + H3O+

CM iniziali: x - 0 1 • 10-7

CM finali: x–3.16 • 10-5 - 3.16 • 10-5 3.16 • 10-5 Si noti che in questa reazione con il termine “CM finali” si intende le concentrazioni molari al termine della reazione, ma nella soluzione iniziale prima della diluizione. Di questa soluzione iniziale non si conosce la concentrazione molare iniziale di H2S, ma si conoscono le concentrazioni finali di HS- e H3O

+ che sono ovviamente uguali perché il loro rapporto stechiometrico è 1:1. Si indica quindi con x la concentrazione iniziale di H2S. La concentrazione finale di H2S è quella iniziale (x) meno la quota che ha reagito (3.16 • 10-5). Conoscendo la costante di dissociazione acida (Ka1 = 9.1 • 10-8):

da cui x = 0.0110 M. In seguito alla diluizione la concentrazione molare iniziale di H2S diventa: [H2S] = (0.0110 M • 0.1 l) / 0.5 l = 0.00220 M A questo punto si imposta di nuovo la reazione tra H2S e H2O (come sopra) e si risolve in maniera analoga al caso visto a pagina 7. pH = -log [ H3O

+] = -log (1.41 • 10-5) = 4.85 RISULTATO: pH = 4.85

Ka = [H3O

+] [HS-]

[H2S] 9.1 • 10-8 =

(3.16 • 10-5)2

x - 3.16 • 10-5

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ALTRI SISTEMI C’è una serie di altri sistemi che dovrebbero essere presi in considerazione dallo studente, ma che non sono qui trattati perché analoghi ad altri casi visti nelle pagine precedenti. Si tratta di casi in cui acido e base hanno ruolo opposto, e quindi speculari ad altri già visti. A pagina 11, per esempio, si è visto il caso in cui sono presenti un acido debole e una base forte, quest’ultima in difetto. Questo caso è analogo a quello in cui sono presenti una base debole e un acido forte, quest’ultimo in difetto. SISTEMI NON TRATTATI Ci sono una serie di sistemi sugli equilibri acido-base più complessi di quelli trattati in queste pagine: - acido debole + base debole - 2 acidi deboli (o due basi deboli) - equilibri coinvolgenti più di tre sostanze con proprietà acido-base - equilibri in cui la base è l’anione di un sale poco solubile A causa della loro complessità, questi non saranno presi in considerazione durante il corso. La loro conoscenza e la risoluzione di esercizi relativi a questi casi non è richiesta agli studenti.

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Esercizi sul pH

Eserciziintroduttivipiùsemplici 1) In 3 litri di acqua sono disciolti 5 g di HBr. Calcolare il pH. 2) Calcolare il pH di una soluzione di 100 ml contenente 0.5 g di Ba(OH)2. 3) 8 mg di MgO sono disciolti in 0.8 l di acqua. Calcolare il pH. 4) Calcolare il pOH di una soluzione di 2 l in cui sono sciolti 1 g di NaH. 5) Sapendo che una soluzione di HClO4 ha un pH = 1.56, calcolare quanti sono i grammi di acido

disciolti in 5 l di soluzione. 6) Una soluzione contente NaOH ha un pH = 13.40. Qual è la concentrazione molare di NaOH

nella soluzione?

Eserciziditiporegolare 7) In 100 ml di acqua sono disciolti 3 g di NaOH e 2 g di HCl. Qual è il pH finale? 8) Calcolare il pH di una soluzione 0.1 M di acido acetico (CH3COOH). (Ka = 1.8 • 10-5) 9) Calcolare il pH di una soluzione di 0.5 l contenente 5 g di NH3 e 10 g di NH4Cl (Kb = 1.8 • 10-5) 10) 100 ml di una soluzione 0.1 M di LiH sono mescolati con 150 ml di una soluzione 0.2 M di

KOH. Qual è il pH risultante? 11) In una soluzione di 1 l contenente 0.3 M di NaOH è aggiunto dell’acido HI. Il pH finale è 13.00.

Qual è la massa di acido HI aggiunto per arrivare a tale pH? 12) In 300 ml di acqua sono disciolti 5 g di CH3COOH e 10 g di NaCH3COO. Calcolare il pH

risultante. (Ka = 1.8 • 10-5) 13) Una quantità incognita di NH4Cl è disciolta in 3 l di acqua. Determinare quanti grammi di

NH4Cl sono presenti nella soluzione sapendo che il suo pH è 4.50. (Ka = 5.5 • 10-10). 14) Una soluzione tampone di CH3COOH e NaCH3COO contiene l’acido ad una concentrazione 0.1

M ed ha un pH di 4.5. Qual è la concentrazione di CH3COO- nella soluzione? (Ka = 1.8 • 10-5) 15) Calcolare il pH di una soluz. 1 • 10-3 M di H3PO4 (Ka1 = 7.1 10-3, Ka2 = 6.3 10-8, Ka3 = 4.2 10-13) 16) Due soluzioni di 450 ml ciascuna e contenenti, rispettivamente, 0.25 M HNO3 e 0.17 M NaOH

sono mescolate insieme. Calcolare il pH della soluzione risultante. 17) 4 g di CaH2 sono sciolti in 1 l di una soluzione 0.5 M di HNO2. Calcolare il pH risultante. (Ka =

4.6 • 10-4) 18) Quanti grammi di NH3 devono essere sciolti in una soluzione di 1 litro di NH4Br 0.1 M per

avere un pH = 9.00? (Kb = 1.8 • 10-5) 19) Calcolare il pH di una soluzione di NaClO al 5% (peso/peso) sapendo che la densità della

soluzione è 1.05 Kg/l (Kb = 3.4 • 10-7) 20) Ad una soluzione di 150 ml contenenti 1 • 10-3 M HBr è aggiunto del KOH solido fino ad

ottenere un pH di 11.00. Quanto KOH è stato aggiunto? 21) Quanti grammi di LiOH sono necessari per neutralizzare una soluzione di 150 ml contenente 0.2

M HNO3? 22) Ad una soluzione di 2 litri di 0.1 M HF sono aggiunti 2 g di NaOH. Calcolare il pH finale. (Ka =

3.5 • 10-4) 23) 25 mg di acido ossalico (H2C2O4) sono sciolti in 100 ml di acqua. Calcolare il pH (Ka1 = 5.6 •

10-2, Ka2 = 5.4 • 10-5). 24) 25 g di HNO3 e 20 g di HI sono sciolti in 2 l di acqua. Calcolare il pH risultante. 25) Una soluzione contiene CaH2 e NaOH. La concentrazione di NaOH è 0.01 M, ma quella di

CaH2 non è nota. Calcolare tale concentrazione sapendo che il pH della soluzione è 12.60.

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26) Ad una soluzione di 1 litro di CH3COOH 0.1 M sono aggiunti 10 g di MgO. Calcolare il pH. (Ka = 1.85 • 10-5)

27) 15 mg di NH3 e 100 mg di HBr sono sciolti in 100 ml di acqua. Calcolare il pH (Kb = 5.5 • 10-10) 28) 100 ml di HNO2 0.05 M e 100 ml di KOH 0.05 M sono mescolati insieme. Calcolare il pH

risultante. (Kb = 2.2 • 10-11). 29) In 0.3 l di soluzione sono sciolti 8 g di NaClO e 3 g di HCl. Calcolare il pH risultante. (Kb = 3.4

10-7). 30) 200 ml di una soluzione contenente 0.1 M HBr sono mescolati con 700 ml di un’altra soluzione

contenente 0.01 M MgO. Calcolare il pH risultante. 31) In 1 litro di una soluzione sono disciolti 6 g di CH3COOH e 12 g di NaOH. Calcolare il pH

risultante. 32) In 0.5 l di soluzione sono sciolti 5 g di NaClO. Quanti grammi di HClO e' necessario sciogliere

in questa soluzione per ottenere un pH = 7.70? (Kb = 3.4 10-7). 33) Una soluzione di 100 ml e contenente HCl ha un pH = 1.80. Quanto HClO4 solido occorre

aggiungere per portare il pH a 1.40? 34) Una soluzione contiene H3PO4 al 6% (p/p) e una densità di 1.1 Kg/l. Quale è il suo pH? (Ka1 =

7.1 10-3, Ka2 = 6.3 10-8, Ka3 = 4.2 10-13). 35) In 1 litro di soluzione vengono sciolti 5 g di HNO2 e 1 g di CaH2. Calcolare il pH risultante.

(Ka = 4.6 10-4). 36) Una soluzione di 1 litro contenente solo acido acetico (CH3COOH) ha un pH di 2.40. Questa

soluzione è diluita con acqua fino a raggiungere un volume finale di 5 litri. Calcolare il pH finale. (Ka = 1.85 10-5).

37) Ad 1 litro di soluzione contenente HCl 0.1 M e' aggiunto NaOH solido. Il pH finale e' 12.80. Quanto NaOH solido e' stato aggiunto?

38) Calcolare il pH di una soluzione contenente 0.05 M di CH3COOH e 0.02 M di LiH. (Ka = 1.85 10-5).

39) 120 ml di una soluzione contenente acido acetico (CH3COOH) ad una concentrazione di 0.1 M sono mescolati con 80 ml di un'altra soluzione contenente acetato di sodio (NaCH3COO) ad una concentrazione di 0.3 M. Calcolare il pH risultante (Ka = 1.85 10-5).

40) Una soluzione contiene NH3 e HCl, entrambi ad una concentrazione di 0.5 M. Calcolare il pH della soluzione (Ka = 5.5 10-10).

41) In 1 litro di soluzione sono sciolti 8 g di BaO. Calcolare la quantità di HCl che occorre sciogliere per portare il pH a 12.55.

42) 0.2 l di soluzione contengono 0.3 g di NH3 e 0.5 g di NH4Cl. Calcolare il pH risultante. KB = 1.8 • 10-5

43) A 100 ml di una soluzione di HNO2 0.25 M è aggiunto KOH solido fino ad un pH finale di 13.20. Quanti grammi di KOH sono stati aggiunti?

44) Una soluzione ha un volume di 1 l e contiene NaOH e NH4Cl, entrambi ad una concentrazione di 0.1 M. Qual è il pH della soluzione? KB = 1.8 • 10-5

45) 0.4 g di CaH2 e 0.9 g di HClO4 sono sciolti in 200 ml di acqua. Calcolare il pH risultante. 46) Una soluzione di 0.250 l contiene Li2O ed ha un pH di 13.50. Quanti grammi di Li2O sono

presenti in soluzione? 47) 50 ml di una soluzione contenente 0.03 M H2SO3 sono miscelati con 40 ml di un’altra soluzione

contente 0.2 M LiH. Calcolare il pH risultante. (Ka1 = 1.4 10-2, Ka2 = 6.5 10-8). 48) In 0.3 l vengono aggiunti 3 g di NH3 e 3 g di HBr. Calcolare il pH risultante. KB = 1.8 10-5. 49) 200 ml di una soluzione 0.5 M di acido acetico (CH3COOH) è diluita con acqua fino ad un

volume finale di 0.5 litri. Calcolare il pH risultante. KA = 1.8 • 10-5. 50) Una soluzione di acido carbonico (H2CO3) ha un pH di 3.7 e un volume di 0.7 l. Calcolare la

massa di acido presente inizialmente in soluzione. (Ka1 = 4.2 10-7, Ka2 = 5.6 10-11) 51) Una soluzione di 500 ml contenente NH3 ha un pH di 11.63. Questa soluzione viene diluita con

acqua fino ad un volume finale di 5 l. Calcolare il pH risultante. (Kb = 1.8 • 10-5). 52) 0.2 l di soluzione contengono 2 g di Na2O e 0.5 g di HNO3. Calcolare il pH risultante.

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53) 500 ml di una soluzione contengono acido acetico (CH3COOH) ad una concentrazione di 0.2 M. Quanti grammi di acetato di sodio (NaCH3COO) occorre aggiungere per avere un pH di 5.00? KA = 1.8 • 10-5.

54) 70 ml di una soluzione contengono 0.3 g di acido nitrico (HNO3) e 0.1 g di Na2O. Calcolare il pH risultante.

55) Quanti grammi di HCl occorre aggiungere a 2.5 l di Na2CO3 0.15 M per creare una soluzione tampone a pH 6.20? (Kb1 = 2.1 10-4, Kb2 = 2.2 10-8).

56) A 100 ml di una soluzione di HClO4 0.25 M è aggiunto KOH solido fino ad un pH finale di 13.00. Quanti grammi di KOH sono stati aggiunti?

57) Una soluzione ha un volume di 1 l e contiene NaOH 0.15 M e HNO2 0.2 M. Qual è il pH della soluzione? KA = 4.6 • 10-4.

58) Quanti g di HNO3 occorre sciogliere in una soluzione di 120 ml contenente HI ad una concentrazione 0.3 M affinché il pH sia 0.30?

59) Una soluzione di 1 litro contiene 0.3 M acido ipocloroso (HClO) e 0.3 M idruro di potassio (KH). Calcolare il pH risultante. (KA di HClO = 3.2 X 10-8; KB di ClO- = 3.1 X 10-7)

60) Una soluzione di 200 ml contiene acido bromidrico (HBr) ad una concentrazione di 0.158 M. Calcolare la quantità di ossido di sodio (Na2O) che occorre aggiungere per portare il pH a 13.40.

61) Una soluzione di 50 ml contiene KH ed ha un pH di 12.70. Calcolare i grammi di ossido di sodio (Na2O) che occorre aggiungere per portare il pH a 13.10.

62) In una soluzione di 0.7 litri sono presenti 13 g di HIO e 3 g di KOH. Calcolare il pH della soluzione (KA di HIO è 2.3 • 10–11).

63) Una soluzione di 0.2 litri contiene acido acetico (CH3COOH) ad una concentrazione di 0.05 M. A questa soluzione sono aggiunti 0.4 g di NaOH. Calcolare il pH risultante. Ka = 1.8 •10-5 per acido acetico e Kb = 5.5 • 10-10 per ione acetato.

64) Una soluzione di 1 litro contiene 50 mg di acido solfidrico (H2S). Quanti grammi di LiOH occorre aggiungere.per ottenere una soluzione tampone con pH = 7.36? (KA di H2S è 9.1 • 10–8). Per semplicità assumere che H2S sia un acido monoprotico e quindi considerare solo la prima dissociazione acida.

65) Ad una soluzione di 0.2 l contenente H3PO4 0.2 M si aggiungono 5.5 g di KOH. Calcolare il pH risultante (Ka1 = 7.1 10-3, Ka2 = 6.3 10-8, Ka3 = 4.2 10-13).

66) Ad una soluzione di 0.2 l contenente NaH2PO4 0.2 M e Na2HPO4 0.1 M si aggiungono 0.3 g di KOH. Calcolare il pH finale (Ka1 = 7.1 10-3, Ka2 = 6.3 10-8, Ka3 = 4.2 10-13).

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Soluzioni 1) pH = 1.69 2) pH = 12.77 3) pH = 10.70 4) pOH = 1.68 5) 13.8 g 6) [NaOH] = 0.251 M 7) pH = 13.30 8) pH = 2.88 9) pH = 9.45 10) pH = 13.20 11) 25.58 g 12) pH = 4.91 13) 291 g 14) 0.057 M 15) pH = 3.05 16) pH = 1.40 17) pH = 3.12 18) 0.935 g 19) pH = 10.69 20) 16.8 mg 21) 0.72 g 22) pH = 2.98 23) pH = 2.56 24) pH = 0.56

25) 0.0149 M 26) pH = 13.59 27) pH = 2.45 28) pH = 7.87 29) pH = 7.02 30) pH = 2.18 31) pH = 13.30 32) 2.38 g 33) 241 mg 34) pH 1.16 35) pH = 3.24 36) pH = 2.75 37) 6.52 g 38) pH = 4.56 39) pH = 5.03 40) pH 4.78 41) 2.51 g 42) pH = 9.53 43) 2.29 g 44) pH = 11.13 45) pH 12.70 46) 1.18 g

47) pH 12.74 48) pH = 9.83 49) pH = 2.72 50) 4.12 g 51) pH = 11.13 52) pH 13.45 53) 14.76 g 54) pH 1.66 55) 21.6 g 56) 1.96 g 57) pH = 3.81 58) 1.52 g 59) pH = 10.48 60) 2.53 g 61) 0.117 g 62) pH = 10.48 63) pH = 8.72 64) 23.6 mg 65) pH 12.29 66) pH 7.06