Tracce esercizi con risultati e risoluzioni sul PH

1. Calcolare la massa espressa in grammi di acido nitrico necessaria per la preparazione di 3,5 litri di una soluzione acquosa di HNO₃ che abbia un pH = 3,00.

2. Si mescolano 0,3 litri di una soluzione 0,1 molare di HCl con 50 ml di una soluzione 0,44 molare dello stesso soluto. Si determini il pH della soluzione risultante.

3. 100 ml di una soluzione di idrossido di bario Ba(OH)₂ di concentrazione molare 0,2 mol/l sono diluiti in un matraccio in modo da ottenere una soluzione a pH=12,00. Si determini il volume di acqua necessario.

4. Si determini il pH di una soluzione 0,450 M di acido acetico CH₃COOH, la cui costante di dissociazione è pari a 1,8 10^-5. Si determini anche la concentrazione di tutte le altre specie ioniche presenti in soluzione.

5. 10 litri di ammoniaca gassosa misurati a 20°C e 750 torr vengono fatti assorbire in 355 ml di acqua. Supponendo che l’assorbimento del gas non faccia variare il volume della soluzione acquosa si calcoli il pH della soluzione. Si assuma una Kb dell’ammoniaca Kb=1,75 10^-5

6. La costante di dissociazione dell’acido cloroacetico, un acido monoprotico di formula CH₂ClCOOH è pari a 1,6 10^-3. Calcolare il pH di una soluzione 0,312 M di tale acido. Si determini altresì il grado di dissociazione dell’acido cloroacetico a questa diluzione.

7. 125 ml di una soluzione acquosa 0,264 M di acido benzoico, un acido debole monoprotico di formula C₆H₅COOH di costante Ka=6,5 10^-5 mol/l vengono diluiti a 500 ml. Si calcoli il pH prima e dopo la diluizione con acqua.

8. Si determini la concentrazione di ioni idrossido in una soluzione acquosa nella quale [H₃O⁺] = 1,60 10^-5 mol/l

9. Una soluzione acquosa di un generico acido presenta un pH=3,60. Si determini la concentrazione degli ioni idrossido nella soluzione.

10. Si determini il pOH di una soluzione nella quale [H₃O⁺] = 1,25 10^-6 mol/l

11. Si determini la concentrazione degli ioni H₃O⁺ in soluzioni acquose di pH rispettivamente: a) pH=5,60; b) pOH=3,70; c) [OH^-] = 4,6 10^-5 mol/l

La costante di dissociazione di una acido monoprotico è Ka=3,5 10^-6 mol/l. Si determini il grado di dissociazione di questo acido debole in una soluzione 0,1 M.

La costante di dissociazione dell’acido azotidrico HN₃ è pari a Ka=1,9 10^-3 mol/l. Si determini il grado di dissociazione a dell’acido in una soluzione 0,25 M.

La soluzione dell’esercizio precedente viene diluita con solvente fino ad una concentrazione pari a 0,015 mol/l. Si determini il grado di dissociazione α dell’acido alla nuova concentrazione.

Il grado di dissociazione di un acido debole monoprotico HA in una soluzione 2,5 10^-2 M è pari a 0,06. Si determini la costante di dissociazione Ka dell’acido debole.

R: 6 × 10^-5

L’acido formico HCOOH è un acido debole monoprotico. Una soluzione 0,1 M di acido formico è dissociato per il 4,5%. Prevedere a quale valore di concentrazione molare l’acido presenta un grado di dissociazione α=0,1

R: 1 × 10^-2

Il valore di pH di una soluzione acquosa 0,15 M di acido acetico è pari a 2,78. Si determini la costante Ka dell’acido ed il suo grado di dissociazione alla diluizione considerata.

R: 1,8 × 10^-5 mol/e

Il pH di una soluzione di acido perclorico HClO 4 è pari a 3,47. Si determini la molarità della soluzione

R: 3,4 × 10^-4

Dovendo preparare una soluzione di HNO 3 a pH=2,50 si preleva una certa massa di HNO 3 (da una sua opportuna soluzione) e si porta il volume a 1,47 litri con acqua. Determinare la massa di HNO 3 prelevata.

R: 0,283 g

In una soluzione 0,100 M di acido acetico si registra un grado di dissociazione dell’acido acetico pari ad α=0,00134. Si determini la concentrazione di tutte le specie presenti nella soluzione acquosa. Per l’acido acetico si assuma Ka=1,8·10^-5 mol/l.

L a costante di dissociazione di una generico acido debole monoprotico HA è pari a Ka=7,0 10^-10 mol/l. Si determini il pH di una soluzione 0,20 molare di questo acido ed il suo grado di dissociazione. Determinare inoltre a quale valore di molarità l’acido risulta dissociato per lo 0,01%

R: 4,53; 5 × 10^-5; 7 × 10^-2 mol/

6) K_a = 1,6 · 10^-3

[HA] = 0,312 M

pH?

α?

HA ⇌ H⁺ + A^-

0,312             x            0,312 - x

K_a = [H⁺][A^-] / [HA] = x · x / 0,312 - x = 1,6 · 10^-3

c/K = 195        si risolve l'equazione di secondo grado completa

x² ≈ 1,6 · 10^-3(0,312 - x) ⇒ x² + 1,6 · 10^-3x - 1,6 · 10^-30,312 = 0

x² + 0,0016x - 0,0004992 = 0

x = 0,02

[H⁺] = 0,02 M        ⇒ pH = -log 0,02 = 1,7

[HA^-] = 0,312 - 0,02 = 0,310 M

α = x / 0,312        rapporto tra le concentrazioni

α = 0,02 / 0,312 ≈ 0,06

Esp. proposti da lui:

16) [HA] = 0,1M 4,5% ⇒ α = 0,045

HA ⇌ H⁺ + A^-

0,1 ^iniz. -

0,1-x x x

α = 0,045 ⇒ α = ^x/_[HA] ⇒ x = 0,045 * 0,1 = 0,0045

0,0555 0,0045 0,0045

k_a = ^[H+][A-]/_[HA] = ^{0,0045 * 0,0045}/_0,0555 ≈ 0,021

Determinare la nuova concentrazione di HA, sapendo che k_a rimane lo stesso, la [HA] iniziale di HA non è calcolata ma conosciuta ... il grado di dissociazione.

HA ⇋ H⁺ + A^-

C ^iniz. -

C-x x x

C-αC αC αC

k_a = ^[A-][H+]/_[HA] = αC * αC / C(1-α) = 0,021

^{α2 C}/_1-α = 0,021 ⇒ C = ^{0,021 (1-α)}/_α² ≈ ^{0,021 * 0,1}/_0,1² ≈ 1,83

[HA] = 1,83 M.