8 esercizi risolti su pH con commenti esperti
Desideri comprendere meglio come risolvere esercizi riguardanti il pH? Qui troverai 8 esempi svolti, commentati da esperti, che coprono acidi forti, basi forti, acidi deboli, basi deboli, soluzioni tampone e idrolisi dei sali.
Calcolo del pH di HNO3 0.10 M
L’acido nitrico è un acido forte completamente dissociato: HNO3 → H+ + NO3–. La concentrazione dell’ione H+ in soluzione è 0.10 M e il pH corrispondente è 1.0.
Calcolo del pH di HCl 12.0 M
L’acido cloridrico è un acido forte completamente dissociato: HCl → H+ + Cl–. Con una concentrazione di 12.0 M, il pH risulta essere – 1.08, che può essere inferiore a zero o superiore a 14.
Calcolo del pH di NaOH 0.10 M
L’idrossido di sodio è una base forte completamente dissociata: NaOH → Na+ + OH–. Con una concentrazione di 0.10 M, il pOH è 1.0, e il pH corrispondente è 13.0.
Calcolo del pH di HF 0.10 M con Ka 7.2 10-4
L’acido fluoridrico è un acido debole che si dissocia secondo l’equilibrio: HF ⇄ H+ + F–. Con una concentrazione di 0.10 M e un Ka di 7.2 10-4, il pH corrispondente è 2.1.
Calcolo del pH di NH3 0.10 M con Kb 1.8. · 10-5
L’ammoniaca è una base debole che si dissocia secondo l’equilibrio: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–. Con una concentrazione di 0.10 M e un Kb di 1.8 · 10-5, il pH corrispondente è 8.1.
Calcolo del pH a seguito della miscelazione di HCl 0.10 M e NaOH 0.12 M
Questo esercizio coinvolge la miscelazione di 250 mL di HCl 0.10 M con 300 mL di NaOH 0.12 M. Dopo il calcolo delle moli di ciascuna sostanza e l’identificazione di quella in eccesso, è possibile procedere al calcolo del pH.
Speriamo che questi esercizi ti siano di aiuto e chiarimento. Se desideri ulteriori approfondimenti, non esitare a contattarci.Come calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando HF e NaF
Per calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 250 mL di HF 0.10 M con 300 mL di NaF 0.12 M, possiamo utilizzare l’equazione di Henderson-Hasselbalch. Sapendo che Ka= 7.2 x 10-4 e considerando i volumi additivi, possiamo procedere nel seguente modo:
Calcoliamo le moli di HF e F–. Le moli di HF sono pari a 0.250 L × 0.10 mol/L = 0.025, mentre le moli di F– sono pari a 0.300 L × 0.12 mol/L = 0.036.
Successivamente, calcoliamo il volume totale, che risulta essere 0.250 + 0.300 = 0.550 L.
Utilizzando questi dati, calcoliamo le concentrazioni di HF e F–: [HF] = 0.025/0.550 L = 0.045 e [F–] = 0.036/0.550 L = 0.065.
Applichiamo la formula per il calcolo del pH utilizzando il valore di Ka: pH = 3.1 + log (0.065/0.045) = 4.7.
Dunque, il pH della soluzione ottenuta mescolando HF e NaF è 4.7.
Calcolare il pH di una soluzione di NaF 0.12 M sapendo che Ka= 7.2 x 10-4
Considerando che NaF è un elettrolita forte che si dissocia in Na+ ed F– e sapendo che la concentrazione di F– è 1.0 M, possiamo procedere come segue.
L’ione fluoruro si idrolizza secondo l’equilibrio: F – + H2O ⇄ HF + OH–. La costante relativa a questo equilibrio è pari a Kb = Kw/Ka, dove Kw è il prodotto ionico dell’acqua (1.00 x 10-14 a 25°C) e Ka è 7.2 x 10-4. Quindi, Kb = 1.00 x 10-14/ 7.2 x 10-4= 1.4 x 10-11.
Per calcolare le concentrazioni delle specie all’equilibrio, possiamo costruire un I.C.E. chart:
F– ⇄ HF + OH–
Stato iniziale 1.0
Variazione -x +x +x
Equilibrio 1.0-x x x
Sostituendo questi valori nell’espressione di Kb, otteniamo: Kb = 1.4 x 10-11 =(x)(x)/1.0-x = x2/1.0-x. Trascurando la x sottrattiva al denominatore, otteniamo: 1.4 x 10-11 = x2/1.0. Da cui x = [OH–] = √(1.4 x 10-11)= 3.7 x 10-6.
Pertanto, pOH = – log 3.7 x 10-6 = 5.4 e pH = 14 – 5.4 = 8.6. Quindi, il pH della soluzione di NaF 0.12 M è 8.6.
Questi calcoli ci permettono di determinare il pH delle soluzioni in base alle loro composizioni chimiche, consentendo una valutazione accurata del livello di acidità o basicità.