Acidi basi e soluzioni tampone - DISAT

Acidi basi e soluzioni tampone
1) Una soluzione tampone viene preparata aggiungendo a 400 mL di una soluzione di
CH3COOH (Ka =1.8·10 -5 ) 0.10 M, 200 mL di una soluzione di CH3COONa 0.20 M.
Calcolare la variazione di pH quando a questa soluzione tampone vengono aggiunti:
a) 10 mL di una soluzione di HCl 1 M
b) 10 mL di una soluzione di NaOH 1 M
c) 100 mL di una soluzione di NaOH 1 M.
2) Una soluzione tampone viene preparata aggiungendo a 100 mL di una soluzione di NH3 (Kb
=1.8·10 -5 ) 0.15 M, 50 mL di una soluzione di NH4Cl 0.30 M. Calcolare la variazione di pH
quando a questa soluzione tampone vengono aggiunti:
a) 5 mL di una soluzione di HCl 0.5 M
b) 5 mL di una soluzione di NaOH 0.5 M
c) 50 mL di una soluzione di HCl 0.5 M.
3) Determinare il pH delle seguenti soluzioni:
a) 200 mL di un acido debole HA 0.2 M (Ka=10 -4 )
b) 200 mL dell’acido debole HA 0.2 M a cui vengono aggiunti 200 mL di HNO3 0.1 M.
c) 200 mL dell’acido debole HA 0.2 M a cui vengono aggiunti 300 mL di NaOH 0.1 M.
d) 200 mL dell’acido debole HA 0.2 M a cui vengono aggiunti 400 mL di NaOH 0.1 M.
e) 200 mL dell’acido debole HA 0.2 M a cui vengono aggiunti 600 mL di NaOH 0.1 M.
4) Determinare il pH delle seguenti soluzioni:
a) 100 mL della base B - 0.3 M (Kb=3x10 -3 )
b) 100 mL di B - 0.3 M a cui vengono aggiunti 200 mL di HCl 0.1 M.
c) 100 mL di B - 0.3 M a cui vengono aggiunti 300 mL di HCl 0.1 M.
d) 100 mL di B - 0.3 M a cui vengono aggiunti 600 mL di HCl 0.1 M.
5) Si vuole preparare una soluzione tampone che abbia un pH di 5 avendo a disposizione 300
mL di soluzione di CH3COOH 0.01 M. Calcolare la quantità di CH3COONa (in grammi)
che deve essere aggiunta alla soluzione per ottenere la soluzione tampone al pH desiderato.
[ Ka (CH3COOH) = 1.8 x 10 -5 ]
(si consideri trascurabile la variazione del volume della soluzione all’aggiunta del
CH3COONa)
A questa soluzione tampone vengono successivamente aggiunti 10 mL di HCl 0.1 M.
Calcolare la variazione del pH rispetto a quello della soluzione iniziale.
6) Si vuole preparare una soluzione tampone costituita da H2CO3 e NaHCO3 avente un PH di
6.5. Determinare la quantità in grammi di NaHCO3 da aggiungere a 500 mL di una
soluzione di H2CO3 0.05 M per ottenere tale soluzione.
Determinare inoltre il pH iniziale della soluzione di CH3COOH.
[ Ka (H2CO3) = 4.0 x 10 -7 ]
7) Calcolare il pH di 100 mL di una soluzione di CH3COONa 0.5 M ( Ka[CH3COOH] =
1.8x10 -5 ). A questa soluzione vengono aggiunti 200 mL di una soluzione di CH3COOH 0.3
M. Determinare il pH della soluzione risultante.

8) Determinare il pH delle seguenti soluzioni:
a) 200 mL di un acido fluoridrico HF 0.1 M (Ka=7.5 x 10 -4 )
b) 200 mL dell’acido HF 0.1 M a cui vengono aggiunti 200 mL di HNO3 0.0.5 M.
c) 200 mL dell’acido HF 0.1 M a cui vengono aggiunti 300 mL di NaOH 0.0.5 M.
d) 200 mL dell’acido HF 0.1 M a cui vengono aggiunti 400 mL di NaOH 0.0.5 M.
Calcoli ponderali e bilanciamento di reazioni
1) Calcolare il volume di CO2 gassosa (misurato a 30°C e 1 Atm) che si libera quando 6.70 g di
Na2C2O4 vengono fatti reagire con 1.58 g di KMnO4 in un eccesso di HCl secondo la
reazione:
MnO4 - + C2O4 2- + H + → Mn 2+ + CO2 + H2O
2) Completare e bilanciare la reazione:
NH4 + +Cr2O7 2- + H + → N2 + Cr 3+ + H2O
Calcolare quale volume di N2 gassoso (misurato a 0°C e 1 Atm) si libera quando 2.95 g di
(NH4)2SO4 vengono fatti reagire con 7.18 g di K2Cr2O7 in 100 mL di HCl 2 M secondo la
reazione:
NH4 + +Cr2O7 2- + H + → N2 + Cr 3+ + H2O
Calcolare inoltre il pH della soluzione alla fine della reazione.
PS il volume della soluzione è uguale a 100 mL e si suppone costante durante il corso della
reazione.
3) 0.334 g di KBrO3 vengono fatti reagire con 0.498 g di KI in un eccesso di acido secondo la
reazione (scritta in forma ionica):
BrO3 - + I - + H + → Br - + I2 + H2O
Determinare la quantità in grammi di I2 che si ottiene alla fine della reazione.
4) Si preparano 2.5 L di soluzione acquosa contenenti 51.50 g di HClO4 (acido forte), 15.30 g
di MnSO4 e 35.00 g di NaBiO3. Avviene la reazione (da bilanciare):
Mn 2+ + BiO3 - + H + → Bi 3+ + MnO4 - + H2O
Calcolare il pH della soluzione alla fine della reazione e la concentrazione molare di MnO4 - .
5) Una miscela solida contiene solo CaI2 e NaNO3. 1.733 g di tale miscela vengono sciolti in
acqua e lo ione I - reagisce completamente con 26.20 mL di Cr2O7 2- secondo la reazione (da
bilanciare):

I - + Cr2O7 2- + H + → I2 + Cr 3+ + H2O
Calcolare la composizione iniziale della miscela.
6) 10 mL di una soluzione 0.1 M di KBrO3 vengono fatti reagire con 20 mL una soluzione di
KI 0.2 M in un eccesso di acido secondo la reazione (scritta in forma ionica):
BrO3 - + I - + H + → Br - + I2 + H2O
Determinare la quantità in grammi di I2 che si ottiene alla fine della reazione.
7) L’O2 disciolto in 1 L di soluzione acquosa reagisce completamente (in rapporto
stechiometrico) con 67.6 mg di MnCl2 secondo la reazione (da bilanciare):
Mn 2+ +O2 +H + → MnO2 +H2O
Determinare la concentrazione in mg/L di O2 contenuto nella soluzione.
8) 10 L di O2 (misurati a T = 0°C e a P = 0.5 Atm) vengono fatti reagire con 50.0 g di FeCl2 in
un eccesso di acido secondo la reazione (scritta in forma ionica):
O2 + Fe 2+ + H + → Fe 3+ + H2O
Determinare la quantità in grammi di FeCl3 che si ottiene alla fine della reazione.
9) Il Cu reagisce con HNO3 secondo la reazione:
Cu + NO3 - + H + → NO + Cu 2+ + H2O
Quanti grammi di Cu(NO3)2 si ottengono dalla reazione di 0.052 g di HNO3 e 1.946 g di un
campione di Cu contenente il 2.2 % di impurezze (inerti nei confronti di HNO3) ?
10) 100 mL di una soluzione di K2CrO7 0.1 M vengono fatti reagire con 100 di una soluzione di
Na2C2O40.5 M e una quantità di acido in eccesso, secondo la reazione;
Cr2O7 2- + C2O4 2- + H + → CO2 + Cr 3+ + H2O
Calcolare il volume di CO2 sviluppata alla temperatura di 300 K e alla pressione di 1 Atm.
PS si consideri la CO2 un gas ideale

Reazioni in condizioni di equilibrio
1) Un composto A si trasforma in B secondo la reazione di equilibrio:
A ↔ 2B
La costante di equilibrio Kc è di 1.3. Calcolare la concentrazione di B in condizioni di
equilibrio quando 0.3 moli di A vengono fatte reagire in un reattore del volume di 1.5 L.
2) La reazione (in equilibrio) che trasforma l’acido fumarico C4H4O4 in acido malico C4H6O5
avviene in acqua (ed in presenza dell’enzima fumarasi):
C4H4O4 + H2O → C4H6O5.
La costante di equilibrio Kc è di 3.5. Calcolare la concentrazione di acido malico C4H6O5
presente in condizioni di equilibrio quando 60.0 g di acido fumarico vengono sciolti in 1.5 L
di acqua.
3) A 100 °C e 1 Atm la Kp della reazione C(s) + 2H2(g) → CH4(g) è di 0.0158. Sapendo che in
condizioni di equilibrio la pressione parziale di H2 è di 4 Atm, determinare la pressione
parziale di CH4 e la pressione totale.
4) In un pallone vuoto da 1.75 L vengono introdotte 1.00 moli ciascuno di CO e Cl2 e a 668 K
si instaura il seguente equilibrio:
CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g)
Sapendo che la costante di equilibrio della reazione è Kc = 13.0, calcolare la pressione
parziale di COCl2 e la pressione totale della miscela gassosa.
Composizone percentuale
5) Un composto organico ha dato all’analisi elementare la seguente composizione:
C = 70.59 %
H = 5.88 %
O = 23.53 %
Inoltre il peso molecolare del composto è di 136 u.m.a.. Determinare la formula minima e
molecolare del composto.
Formule di Lewis e geometria molecolare
1) Scrivere le formule di Lewis dei seguenti composti e indicare la corrispondente geometria e
l’ibridizzazione dell’atomo centrale.

CO, SiCl4, NO3 - , BF3, NO2 + , BrO3 - , SF4, COCl2, CS2, BrO3 - , COCl2, PCl3, XeF2, NO2·,
CO3 2- , H2SO4, SF6, IF3, SO2, NO3 - , H3PO3
Nomeclatura e formule chimiche
3) Nominare i seguenti composti:
Al2O3
Ca(NO3)2
CaBr2
PCl5
XeF2
Al2(SO3)3
NaCN
NaH2PO4
KHSO4
CaS
Fe2O3
SiO2
Zn(OH)2
e indicare la formula dei seguenti composti:
solfito di calcio
pentossido di diazoto
tricloruro di alluminio
solfuro di cadmio
nitrato di alluminio
triossido di zolfo
idrossido ferroso
tetracloruro di stagno
acido perclorico
periodato di potassio
ossido di diazoto
idrossido di magnesio
Esercizi vari
1) Nella reazione di combustione di CH4 vengono bruciati 32 g di tale sostanza. Calcolare il
volume di CO2 in condizioni normali (0°C e 1 Atm) sviluppato dalla reazione:
CH4 + O2 → CO2 + H2O
2) Si introducono in un recipiente di 0.75 L e alla temperatura di 18 °C 230 mL di O2 misurati
a 27 °C e a 0.9 Atm, 150 mL di propano misurati a 10°C e a 0.98 Atm, 70 mL di N2 misurati
a 23 °C e 0.85 Atm. Calcolare la pressione totale nel recipiente e le pressioni parziali dei
gas.

3) Applicare la legge di Hess e i seguenti dati
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O ΔH° = -802 kJ
CH4(g) + CO2(g) → 2 CO(g) + 2 H2(g) ΔH° = +247 kJ
CH4(g) + 2 H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) ΔH° = +206 kJ
Per determinare il ΔH° della seguente reazione di importanza industriale
CH4 + ½ O2(g) → CO(g) + 2 H2(g)