Che materia stai cercando?

pH esercizi

Il corso di Chimica Medica è tenuto dal prof. Massimiliano Coletta
CENNI INTRODUTTIVI - Tabella periodica degli elementi e nomenclatura inorganica.
COSTITUZIONE DELL 'ATOMO - Particelle elementari: protone, neutrone, elettrone. Isotopi. Elettroni e configurazione elettronica degli atomi. Numeri quantici ed orbitali. Auf-bau. Il legame chimico.
IBRIDIZZAZIONE DELL'ATOMO DI CARBONIO... Vedi di più

Esame di CHIMICA MEDICA docente Prof. M. Coletta

Anteprima

ESTRATTO DOCUMENTO

− 14

K 1

*

10

+ −

= = = 13

w

[ H ] 5 *

10 M

− −

1

[ OH ] 2 *

10

+ -13

Quindi la .

[H ] = 5 * 10 M 4

Calcolo del pH di un acido forte o di una base forte

1.

Calcola il pH di una soluzione contenente in 1 litro 0,365 g di HCl.

La massa molecolare dell’acido cloridrico è MM = 36,5 u.m.a.

HCl

La molarità dell’acido sarà data da g

0

,

365 litro −

= = = 2

[ HCl

] 0

,

01 M 10 M

g

36

,

5 mole

Poiché l'acido cloridrico è un acido completamente dissociato, la sua concentrazione

+

], da cui:

corrisponde a quella degli ioni [H

+ -2 + -2

[H ] =10 quindi pH = - Log [H ] = -Log 10 = 2.

Avremo .

pH = 2

2.

Calcola il pH di una soluzione acquosa che contiene 0,1825 g di HC1 in 0,5 litri.

La massa molecolare dell’acido cloridrico è MM = 36,5 u.m.a.

HCl

Il numero di moli di soluto in un litro di soluzione, cioè la molarità M, è:

g *

1000 mL 0

,

1825 g * 1000 mL −

= = = 2

soluto 10

M g 36

,

5 * 500 mL

* V

disponibil

e

mole

Poiché l'acido cloridrico è un acido completamente dissociato, la sua concentrazione

+

], da cui:

corrisponde a quella degli ioni [H

+ -2 + -2

] =10 quindi pH = - Log [H ] = -Log 10 = 2.

[H .

Avremo pH = 2

3.

Calcola il pH di una soluzione acquosa che in 2 litri contiene 0,08 g di NaOH.

La massa molecolare dell’idrossido di sodio è MM = 40 u.m.a.

NaOH

Il numero di moli di soluto in un litro di soluzione, cioè la molarità M, è:

g *

1000 mL 0

,

08 g * 1000 mL −

= = = 3

soluto 10

M g 40 * 2000 mL

* V

disponibil

e

mole

Poiché NaOH è una base fortissima, all’equilibrio risulterà praticamente tutta dissociata:

→ +(aq) -(aq)

Na + OH

NaOH

(aq) ←

-3

inizio 10 M 0 0

-3 -3

equilibrio 0 10 M 10 M

- -3

All’equilibrio si ha [OH ] = 10 M.

E di conseguenza: 5 −

14

K 10

+ −

= = = 11

w

[ H ] 10

− − 3

[ OH ] 10

+ -11

] = - Log 10 = 11.

Quindi pH = -Log [H

Avremo .

pH = 11

4.

Calcola il pH di una soluzione acquosa che in 100 mL contiene 0,063 g di HNO .

3

La massa molecolare dell’acido nitrico è MM = 63,01 u.m.a.

Il numero di moli di soluto in un litro di soluzione, cioè la molarità M, è:

g *

1000 mL 0

,

063 g * 1000 mL −

= = = 2

soluto 10

M g 63

,

01 *

100 mL

* V

disponibil e

mole

Poiché l'acido cloridrico è un acido completamente dissociato, la sua concentrazione

+

], da cui:

corrisponde a quella degli ioni [H

+ -2 + -2

] =10 quindi pH = - Log [H ] = -Log 10 = 2.

[H .

Avremo pH = 2

5. -3

Calcola il pH di una soluzione di [NaOH] = 3,9 • 10 N.

-3 -3

E’ da notare che [NaOH] = 3,9 • 10 N = 3,9 • 10 M.

Poiché NaOH è una base fortissima, all’equilibrio risulterà praticamente tutta dissociata:

→ +(aq) -(aq)

Na + OH

NaOH

(aq) ←

-3 M 0 0

inizio 3,9 * 10 -3 -3

equilibrio 0 3,9 * 10 M 3,9 * 10 M

- -3

All’equilibrio si ha [OH ] = 3,9 * 10 M.

E di conseguenza: −

14

K 10

+ −

= = = 12

w

[ H ] 2

,

56 *

10

− − 3

[ OH ] 3

,

9 *

10

+ -12

] = - Log (2,56 * 10 ) = 11,59.

Quindi pH = -Log [H

.

Avremo pH = 11,59

6.

Calcola il pH di una soluzione 0,005 M di H SO .

2 4

La massa molecolare dell’acido solforico H SO è MM = 98,08 u.m.a.

2 4

Poiché l’acido solforico è un acido fortissimo, all’equilibrio risulterà praticamente tutto

dissociato secondo lo schema seguente. +

Bisogna fare attenzione che si tratta di un acido diprotico, cioè che fornisce due ioni H

per ogni molecola che si dissocia in soluzione acquosa.

→ 4-2(aq)

+(aq)

SO 2 H + SO

H

2 4(aq) ←

-3 M 0 0

inizio 5 * 10 -3 -3

equilibrio 0 2 * 5 * 10 M 5 * 10 M

6

+ -3 -2

All’equilibrio si ha [H ] = 2 * 5 * 10 = 10 M.

+ -2

Quindi pH = -Log [H ] = - Log 10 = 2.

Avremo .

pH = 2 7

Calcolo della quantità di acido o di base

contenuta in un volume di soluzione a concentrazione nota

1.

Calcola i mg di KOH contenuti in 100 mL di una soluzione acquosa a pH = 11.

Dalla definizione di pH si deduce che:

+ -pH -11

[H ] = 10 = 10

Dal prodotto ionico dell’acqua, si ricava: −

14

K 10

− −

= = = 3

w 10

[ OH ] + −

11

[ H ] 10

Poiché KOH è una base fortissima, all’equilibrio risulterà praticamente tutta dissociata:

→ +(aq) -(aq)

K + OH

KOH (aq) ←

-3

inizio 10 M 0 0

-3 -3

equilibrio 0 10 M 10 M

- -3

All’equilibrio si ha [OH ] = 10 M.

Ricordando che MM di KOH è 56 u.m.a. si ha: -3

= 10 * 100 * 56 = .

mg = M * V * MM 5,6 mg di KOH

soluto in mL disponibili soluto

2.

Calcola quanti mg di NaOH sono contenuti in 200 mL di una soluzione acquosa

che ha pH =11.

Dalla definizione di pH si deduce che:

+ -pH -11

[H ] = 10 = 10

Dal prodotto ionico dell’acqua, si ricava: −

14

K 10

− −

= = = 3

w 10

[ OH ] + −

11

[ H ] 10

Poiché KOH è una base fortissima, all’equilibrio risulterà praticamente tutta dissociata:

→ +(aq) -(aq)

Na + OH

NaOH

(aq) ←

-3

inizio 10 M 0 0

-3 -3

equilibrio 0 10 M 10 M

- -3

All’equilibrio si ha [OH ] = 10 M.

Ricordando che MM di NaOH è 40 u.m.a. si ha: -3

= 10 * 200 * 40 = .

mg = M * V * MM 8 mg di NaOH

soluto in mL disponibili soluto

3.

Calcola i grammi di Ca(OH) contenuti in 400 mL di una soluzione avente pH = 13.

2

Dalla definizione di pH si deduce che:

+ -pH -13

[H ] = 10 = 10

8

Dal prodotto ionico dell’acqua, si ricava: −

14

K 10

− −

= = = 1

w 10

[ OH ] + −

13

[ H ] 10

è una base fortissima , all’equilibrio risulterà praticamente

Poiché Ca(OH) bivalente

2

tutta dissociata: → +(aq) -(aq)

Ca + 2 OH

Ca(OH) 2 (aq) ←

inizio C = ? 0 0 -1 M

equilibrio 0 C = ? 2* C = 10

- -1

All’equilibrio si ha [OH ] = 10 M. − 1

10 −

= = = 2

Poiché la base è bivalente, si ottiene C [ Ca ( OH ) ] M 5 *

10 M

2 2

è 74,09 u.m.a. si ha:

Ricordando che MM di Ca(OH) 2

M * MM * V − 2

5 *

10 * 74

,

09 * 400

soluto in mL disponibil

i

= = = 1

, 482 g

g soluto 1000 mL 1000

Saranno presenti 1,482 grammi di Ca(OH) .

2

4.

Calcola quanti g di H S0 devono essere contenuti in 250 mL di soluzione perché il

2 4

risulti pH = 2.

Dalla definizione di pH si deduce che:

+ -pH -2

[H ] = 10 = 10

Poiché H SO è un acido fortissimo , all’equilibrio risulterà praticamente tutto

bivalente

2 4

dissociato: → 4-2(aq)

+(aq)

2 H

SO + SO

H

2 4 (aq) ←

inizio C = ? 0 0

-2 M C = ?

equilibrio 0 2* C = 10

+ -2

All’equilibrio si ha [H ] = 10 M. − 2

10 −

= = = 3

Poiché l’acido è bivalente, si ottiene C [ H SO ] M 5 *

10 M

2 4 2

SO è 98,08 u.m.a. si ha:

Ricordando che MM di H 2 4

M * MM * V − 3

5 *

10 * 98

,

08 * 250

soluto in mL disponibil

i

= = = 0

,

123 g

g soluto 1000 mL 1000

Saranno presenti 0,123 grammi di Ca(OH) .

2

9

Calcoli con soluzioni di acidi deboli o di basi deboli

1.

Calcola il pH di una soluzione 0,056 M di acido acetico CH COOH sapendo che è

3

-5

un acido debole e che la sua K = 1,8 * 10 .

a

Per gli acidi deboli come sappiamo, vale la relazione:

+ =

[ H ] K C

a a

sostituendo i valori dati, si ottiene:

+ − − − − − −

= = = = =

5 5 2 7 6 3

[ H ] 1

,

8 *

10 * 0

,

056 1

,

8 *

10 * 5

,

6 *

10 10 *

10 10 10

+ −

= − = − =

3

da cui pH Log [ H ] Log 10 3

La soluzione avrà quindi pH = 3.

2. -

Calcola la concentrazione degli ioni [OH ] di una soluzione 0,1 M di acido acetico

-5

CH COOH, sapendo che K = 1,8 * 10 .

3 a

Per gli acidi deboli come sappiamo, vale la relazione:

+ =

[ H ] K C

a a

sostituendo i valori dati, si ottiene:

+ − − − −

= = =

5 1 6 3

[ H ] 1

,

8 *

10 *

10 1

,

8 *

10 1

,

34 *

10

quindi: − 14

K 1

*

10

− −

= = = 12

w 7

, 45 *

10

[ OH ] + − 3

[ H ] 1

,

34 *

10

3.

Calcola il pH di una soluzione di acido cianidrico HCN sapendo che in un litro so-

a -10

no contenuti 0,27 g di questo acido debole, la cui K = 1 * 10 .

La massa molecolare dell’acido nitrico è 27,026 u.m.a.

Il numero di moli di soluto in un litro di soluzione, cioè la molarità M, è:

g *

1000 mL 0

, 27 g * 1000 mL −

= = = 2

soluto 10

M g 27

,

026 *

100 mL

* V

disponibil

e

mole

Per gli acidi deboli come sappiamo, vale la relazione:

+ =

[ H ] K C

a a

sostituendo i valori dati, si ottiene:

+ − − − −

= = =

10 2 12 6

[ H ] 1

*

10 *

10 1

*

10 1

*

10

+ −

= − = − =

6

da cui pH Log [ H ] Log

10 6

La soluzione avrà quindi pH = 6.

4.

Calcola il pH di una soluzione 0,01 M di acido fòrmico HCOOH, sapendo che la

-4

sua costante di equilibrio di dissociazione è K = 2 * 10 .

a

Per gli acidi deboli come sappiamo, vale la relazione:

10

+ =

[ H ] K C

a a

sostituendo i valori dati, si ottiene:

+ − − − −

= = =

2 4 6 3

[ H ] 1

*

10 * 2 *

10 2 *

10 1

, 41

*

10

+ −

= − = − =

3

da cui pH Log [ H ] Log (

1

, 41 *

10 ) 2

,

85

La soluzione avrà quindi pH = 2,85.

5.

Una soluzione di ammoniaca NH ha pH = 9. Sapendo che la sua costante di equili-

3 -5

brio di dissociazione è K = 1,8 * 10 , calcola la concentrazione della base espri-

b

mendola in moli/litro (cioè trova la molarità M).

Dalla relazione pOH = 14 – pH = 14 – 9 = 5

- -pOH -5

ricaviamo: [OH ] = 10 = 10 - 2

Nelle basi deboli, come l’ammoniaca, vale la relazione [OH ] = K C

b b

− − −

5 2 5

[ OH ] (

10 ) 10 −

= = = = 6

C 5

,

56 *

10 M

Da cui b − 5

K 1

,

8 *

10 1

,

8

b -6

La concentrazione dell’ammoniaca sarà 5,56 * 10 M.

6.

Calcola i grammi di acido acetico CH COOH contenuti in 1 litro di soluzione aven-

3 -5

te pH = 5, sapendo che la sua K = 1,8 * 10 .

a

La massa molecolare dell’acido acetico è 60,05 u.m.a.

+ -pH -5

Sussiste la relazione [H ] = 10 = 10 + 2

Negli acidi deboli, come l’acido acetico, si ha: [H ] = K C

a a

+ − −

5 2 5

[ H ] (

10 ) 10 −

= = = = 6

Da cui C 5

,

56 *

10 M

a − 5

K 1

,

8 *

10 1

,

8

a

I grammi di acido presenti saranno dati dalla relazione:

-5 -4

g = n * MM = 5,56 * 10 * 60,05 = 3,34 * 10 grammi

soluto moli soluto soluto 11

Calcolo del pH delle soluzioni saline

1.

Calcola il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 6,8 g di NH Cl in acqua fino al

4 -5

volume di 260 mL. La costante di dissociazione dell’ammoniaca è K = 1,8 * 10 .

b

Poiché NH C1 in soluzione acquosa è completamente dissociato:

4 4+(aq) -(aq)

NH Cl → NH + Cl

4 (aq)

inizio C 0 0

s

equilibrio 0 C C

s s

4+

la concentrazione degli ioni NH sarà:

g * 1000 mL 6

,

8 g *

1000

+ = = =

sale 0

, 49

[ NH ]

4 MM * V 53

, 49 * 260

sale soluzione in mL

− 14

K C 1

*

10 * 0

, 49 −

+ ≈ = = 5

w s

Quindi [ H ] 1

,

65 *

10

− 5

K 1

,

8 *

10

b + -5

da cui di ricava che pH = - log [H ] = - Log (1,65 * 10 ) = 4,78

10

Il pH della soluzione sarà 4,78.

2.

Calcola il pH di una soluzione che in 2 litri contiene 10,7 g di NH Cl. La costante di

4

-5

dissociazione dell'ammoniaca è K = 1,8 * 10 .

b

Poiché NH C1 in soluzione acquosa è completamente dissociato:

4 4+(aq) -(aq)

NH Cl → NH + Cl

4 (aq)

inizio C 0 0

s

equilibrio 0 C C

s s

4+

la concentrazione degli ioni NH sarà:

g *

1000 mL 10

,

7 g *

1000

+ −

= = = = 1

sale 0

,

1 10

[ NH ]

4 MM * V 53

, 49 * 2000

sale soluzione in mL

Quindi − − − −

14 1 15 10

K C 1

*

10 *

10 10 10

+ − −

≈ = = = = =

11 6

w s

[ H ] 5

,

55 *

10 7

, 454 *

10 M

− −

5 5

K 1

,

8

1

,

8 *

10 1

,

8 *

10

b + -6

da cui di ricava che pH = - log [H ] = - Log (7,454 * 10 ) = 5,128 ≈ 5,13

10

Il pH della soluzione sarà 5,13.

3.

Calcola la concentrazione di una soluzione di cloruro di ammonio NH C1 sapendo

4

che ha pH = 5,04.

Poiché NH C1 in soluzione acquosa è completamente dissociato:

4 12


PAGINE

21

PESO

171.39 KB

AUTORE

vipviper

PUBBLICATO

+1 anno fa


DESCRIZIONE ESERCITAZIONE

Il corso di Chimica Medica è tenuto dal prof. Massimiliano Coletta
CENNI INTRODUTTIVI - Tabella periodica degli elementi e nomenclatura inorganica.
COSTITUZIONE DELL 'ATOMO - Particelle elementari: protone, neutrone, elettrone. Isotopi. Elettroni e configurazione elettronica degli atomi. Numeri quantici ed orbitali. Auf-bau. Il legame chimico.
IBRIDIZZAZIONE DELL'ATOMO DI CARBONIO - Ibridizzazioni sp3, sp2, sp e loro geometria.
STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA - Gas: equazione di stato dei gas ideali. Temperatura assoluta e relazione con la velocità molecolare media. Miscele gassose; legge di Dalton. Liquidi: tensione di vapore di un liquido. Solidi: caratteristiche strutturali dei solidi covalenti, ionici, molecolari, metallici. Diagrammi di stato.
TERMODINAMICA CHIMICA – Potenziali termodinamici; entalpia e legge di Hess; entropia. Energia libera: correlazione con entalpia ed entropia.
SOLUZIONI - Concentrazione delle soluzioni. Diluizioni e mescolamenti di soluzioni. Tensione di vapore di una soluzione (legge di Raoult). Proprietà colligative. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry.
L'EQUILIBRIO CHIMICO - Equilibri in fase gassosa. Espressione della costante di equilibrio. Relazione tra Kc e Kp. Fattori che influenzano l'equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei.
SOLUZIONI DI ELETTROLITI - Elettroliti forti e deboli; grado di dissociazione. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti; binomio di Van't Hoff. Acidi e basi secondo Arrhenius, Bronsted e Lowry, Lewis. Acidi e basi forti e deboli. Legge di diluizione di Oswald. Il pH; calcolo del pH in soluzioni di acidi (e basi) forti e deboli. Idrolisi salina. Soluzioni tampone. Dissociazione degli acidi poliprotici (cenni). Titolazioni acido-base.
SISTEMI ETEROGENEI - Definizione di soluzione satura. Costante di solubilità ed effetto dello ione a comune.
CINETICA CHIMICA - Introduzione alla cinetica; teoria del complesso attivato; energia di attivazione. Equazioni cinetiche ed ordine di reazione. Relazione tra costante cinetica ed energia di attivazione (equazione di Arrhenius). Relazione tra costanti cinetiche e costante di equilibrio.
REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE E POTENZIALI ELETTROCHIMICI - Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Potenziali standard di riduzione. Equazione di Nernst. Forza elettromotrice di una pila. Semielementi. Pile chimiche e pile a concentrazione.


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in farmacia (Facoltà di Medicina e Chirurgia e di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali)
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher vipviper di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA MEDICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Tor Vergata - Uniroma2 o del prof Coletta Massimiliano.

Acquista con carta o conto PayPal

Scarica il file tutte le volte che vuoi

Paga con un conto PayPal per usufruire della garanzia Soddisfatto o rimborsato

Recensioni
Ti è piaciuto questo appunto? Valutalo!

Altri appunti di Chimica medica

Esercizi svolti chimica
Esercitazione
Stechiometria e formule chimiche
Esercitazione
Stechiometria, calcolo Ph, soluzioni tampone
Esercitazione
Soluzioni, bilanciamento delle reazioni, elettrochimica
Esercitazione