Esercizi sull'equilibrio acido-base

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. 

1

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 + H 2O Cl - + H 3O + 

C M iniziali: 0.0182 - 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0 - 0.0182 0.0182 

pH = -log [ H 3O + ] = -log (0.0182) = 1.74 

RISULTATO: pH = 1.74 

2

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 - 

C M iniziali: 3.12 • 10 -4 0 0 

C M 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 


3

SISTEMA: 2 acidi forti in acqua. 

ESERCIZIO: 2.5 g di acido cloridrico (HCl) e 6.5 g di acido perclorico (HClO 4) 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 HClO 4: 100.45 g/mol 

Si calcolano quindi le concentrazioni molari dei due acidi 

[HCl] = 0.0137 M 

[HClO 4] = 0.0129 M 

HCl e HClO 4 sono due acidi forti e di conseguenza non reagiscono tra di loro. Tuttavia reagiscono 

entrambi con acqua dando reazioni separate e quantitiative: 

HCl + H 2O Cl - + H 3O + 

C M iniziali: 0.0137 - 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0 - 0.0137 0.0137 

- 

HClO4 + H2O HClO4 + H3O + 

C M iniziali: 0.0129 - 0 0.0137 

C M finali: 0 - 0.0129 0.0137+0.0129=0.0266 

Entrambi le reazioni producono H 3O + . Nella seconda reazione la concentrazione iniziale di H 3O + è 

presa uguale a 0.0137 M perché si considera che sia già avvenuta la reazione di HCl con H 2O che 

appunto ha prodotto 0.0137 M di H 3O + . Nella seconda reazione un ulteriore concentrazione di H 3O + 

uguale a 0.0129 M è prodotta da HClO 4. La concentrazione finale di H 3O + è quindi uguale alla 

somma di queste due concentrazioni (0.0137 + 0.0129 = 0.0266 M). 

pH = -log [ H 3O + ] = -log (0.0266) = 1.57 


4

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 - 

C M iniziali: 0.0364 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0 0.0364 0.0364 • 2 = 0.0728 

KH + H 2O K + + H 2 + OH - 

C M iniziali: 0.127 - 0 0 0.0728 

C M 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 H 2O 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 


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. 

5

SISTEMA: acido forte + base forte. 

ESERCIZIO: 200 mg di acido cloridrico (HCl) e 300 mg di CaH 2 sono sciolti in 300 ml di acqua. 

Calcolare il pH. 

Si calcolano il peso molecolare di HCl (36.45 g/mol) e di CaH 2 (42.1 g/mol). 

Si calcolano quindi le concentrazioni molari 

[HCl] = 0.0183 M [CaH 2] = 0.0237 M 

HCl è un acido forte, mentre CaH 2 è una base forte e quindi reagiscono entrambi con H 2O fino ad 

esaurimento: 

HCl + H 2O Cl - + H 3O + 

C M iniziali: 0.0183 - 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0 - 0.0183 0.0183 

CaH 2 + H 2O Ca 2+ + 2H2 + 2OH - 

C M iniziali: 0.0237 - 0 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0 - 0.0237 0.0237 • 2 0.0237 • 2 

(0.0474) (0.0474) 

Gli ioni Cl - e Ca 2+ 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 H 2 non 

ha proprietà acido-base. Invece gli ioni H 3O + e OH - hanno forti proprietà acido base e reagiscono 

tra di loro secondo la reazione scritta sotto. Da notare che la C M finale di OH - è 0.0237 • 2 = 

0.0474. Infatti la stechiometria di reazione stabilisce che il rapporto tra CaH 2 e OH - è di 1:2 e 

quindi per ogni mole di CaH 2 che reagisce si formano 2 moli di OH - . 

H 3O + + OH - H 2O 

C M iniziali: 0.0183 0.0474 - 

C M finali: 0 0.0291 - 

In questa reazione le C M iniziali di H 3O + e OH - corrispondono a quelle finali delle due reazioni 

precedenti. H 3O + è il reagente in difetto in quanto la sua C M iniziale è inferiore a quella di OH - . La 

reazione si arresta quando tale reagente in difetto si esaurisce. La sua C M finale è quindi 0. La C M 

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 


NOTA: il sistema qui trattato equivale a quello di una titolazione acido forte e base forte al punto 

equivalente, se le C M di acido e base sono ovviamente uguali. In tal caso le C M finali sono 0 sia per 

H 3O + che OH - e pH = 7 in quanto è governato dal prodotto ionico dell’acqua K W. 

6

SISTEMA: acido debole in acqua. 

ESERCIZIO: 100 mg di acido acetico (CH 3COOH) sono sciolti in 150 ml di acqua. Calcolare il pH 

(K a = 1.8 • 10 -5 ). 

Si calcola il peso molecolare di CH 3COOH: 60 g/mol 

Si calcola quindi la concentrazione molare di CH 3COOH: 0.0111 M 

CH 3COOH è un acido debole e quindi reagisce in maniera parziale con acqua. Definendo x la 

quantità di CH 3COOH che reagisce la reazione in gioco è: 

CH 3COOH + H 2O CH 3COO - + H 3O + 

C M iniziali: 0.0111 - 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0.0111 - x - x x 

Tale reazione è governata dalla costante di dissociazione acida dell’acido acetico (K a): 

K a = 

[H3O + [CH3COO ] 

- ] 

[CH 3COOH] 

La risoluzione di questa equazione conduce a x = 4.47 • 10 -4 

pH = -log [ H 3O + ] = -log (4.47 • 10 -4 ) = 3.35 


1.8 • 10 -5 = 

x 2 

0.0111 - x 

7

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 (K b = 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 - + H 2O HClO + OH - 

C M iniziali: 0.245 - 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0.245 - x - x x 

Tale reazione è governata dalla costante di dissociazione basica di ClO - (K b): 

K b = 

[HClO] 

[ClO - ] 

[OH - ] 

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 


3.4 • 10 -7 = 

x 2 

0.245 - x 

8

SISTEMA: acido debole poliprotico in acqua. 

ESERCIZIO: 100 mg di acido ossalico (H 2C 2O 4) sono sciolti in 400 ml di acqua. Calcolare il pH 

(K a1 = 5.6 • 10 -2 , K a2 = 5.4 • 10 -5 ). 

Si calcola il peso molecolare di H 2C 2O 4: 90 g/mol 

Si calcola quindi la concentrazione molare di H 2C 2O 4: 0.00278 M 

H 2C 2O 4 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 + 

C M iniziali: 0.00278 - 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0.00278 - x - x x 

- 2- 

HC2O4 + H2O C2O4 + H3O + 

C M iniziali: x - 0 x 

C M finali: x - y - y x + y 

Tali reazioni sono governate dalle costanti di dissociazione acida (K a1 e K a2): 

K a1 = 

K a2 = 

- 

[HC2O4 ] 

2- 

[C2O4 ] 

[H 2C 2O 4] 

- 

[HC2O4 ] 

[H 3O + ] 

[H 3O + ] 

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 H 3O + è data dalla somma di questi due contributi e quindi: 

[ H 3O + ] = 2.66 • 10 -3 + 5.21 • 10 -5 = 2.71 • 10 -3 . 

pH = -log [ H 3O + ] = -log (2.71 • 10 -3 ) = 2.56 


5.6 • 10 -2 = 

5.4 • 10 -5 = 

NOTA: quando c’è una differenza di oltre 10 -3 tra K a1 e K a2, l’acido poliprotico può essere trattato 

come un acido monoprotico in cui si prende in considerazione solo la K a1. La K a3 di un eventuale 

acido triprotico può essere sempre trascurabile rispetto alla K a1. 

x 2 

0.00278 - x 

y (x+y) 

x - y 

9

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 (K a = 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 


[HF] = 0.421 M [KF] = 0.103 M 

HF è un acido debole con K a = 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 (K a): 

K a = 

[F - ] 

[HF] 

[H 3O + ] 

In questa equazione [H 3O + ] costituisce l’unica incognita e quindi viene definita x. La risoluzione di 

questa semplice equazione conduce a x = 1.43 • 10 -3 . 

pH = -log [ H 3O + ] = -log (1.43 • 10 -3 ) = 2.84 


3.5 • 10 -4 = 

0.103 • x 

0.421 

10

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. 





[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 - + H 2O 

C M iniziali: 0.524 0.103 0 - 

C M 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 K a di HF. Analogamente al caso precedente: 

K a = 

[F - ] 

[HF] 

[H 3O + ] 

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


3.5 • 10 -4 = 

0.103 • x 

0.421 

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. 

11

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. 


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. 




[HF] = 0.524 M [NaOH] = 0.750 M 

Analogamente al caso di pagina precedente, la reazione in gioco è: 

HF + OH - F - + H 2O 

C M iniziali: 0.524 0.750 0 - 

C M 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 


12

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 (K b = 2.9 • 10 -11 ). 

Anche questo esercizio è simile ai due precedenti (pagine 11 e 12), ma si tratta di una situazione 

ancora diversa. 




[HF] = 0.750 M [NaOH] = 0.750 M 

La reazione in gioco è: 

HF + OH - F - + H 2O 

C M iniziali: 0.750 0.750 0 - 

C M 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 - + H 2O HF + OH - 

C M iniziali: 0.750 - 0 1 • 10 -7 

C M finali: 0.750 - x - x x 

Tale reazione è governata dalla costante di dissociazione basica di F - (K b): 

K b = 

[HF] 

[F - ] 

[OH - ] 

che conduce a x = 4.66 • 10 -6 

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

pH = 14 – 5.33 = 8.67 


2.9 • 10 -11 = 

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. 

x 2 

0.750 - x 

13

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 (H 2SO 3) e x M di NaOH. 

Calcolare il pH (K a1 = 1.4 • 10 -2 , K a2 = 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 

- 2- 

stabilisce quindi una soluzione tampone tra HSO3 e SO3 . 

- 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. 

14

SISTEMA: diluizione di una soluzione contenente un acido debole. 

ESERCIZIO: Una soluzione di 100 ml di acido solfidrico (H 2S) a pH 4.5 è diluita con acqua fino a 

raggiungere un volume di 500 ml. Calcolare il pH (K a1 = 9.1 • 10 -8 ). 

H 2S è un acido biprotico. Tuttavia la seconda dissociazione acida è molto più piccola della prima 

(K a1 = 9.1 • 10 -8 mentre K a2 = 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 

H 3O + prima della diluizione. 

[H 3O + ] = 10 -4.5 = 3.16 • 10 -5 . 

La reazione nella soluzione iniziale è: 

H 2S + H 2O HS - + H 3O + 

C M iniziali: x - 0 1 • 10 -7 

C M finali: x–3.16 • 10 -5 - 3.16 • 10 -5 3.16 • 10 -5 

Si noti che in questa reazione con il termine “C M 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 H 2S, ma si 

conoscono le concentrazioni finali di HS - e H 3O + che sono ovviamente uguali perché il loro 

rapporto stechiometrico è 1:1. Si indica quindi con x la concentrazione iniziale di H 2S. La 

concentrazione finale di H 2S è quella iniziale (x) meno la quota che ha reagito (3.16 • 10 -5 ). 

Conoscendo la costante di dissociazione acida (K a1 = 9.1 • 10 -8 ): 

K a = 

[HS - ] 

[H 2S] 

da cui x = 0.0110 M. 

[H 3O + ] 

In seguito alla diluizione la concentrazione molare iniziale di H 2S diventa: 

[H 2S] = (0.0110 M • 0.1 l) / 0.5 l = 0.00220 M 

A questo punto si imposta di nuovo la reazione tra H 2S e H 2O (come sopra) e si risolve in maniera 

analoga al caso visto a pagina 7. 

pH = -log [ H 3O + ] = -log (1.41 • 10 -5 ) = 4.85 


9.1 • 10 -8 = 

(3.16 • 10 -5 ) 2 

x - 3.16 • 10 -5 

15

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. 

16

Esercizi introduttivi più semplici  

Esercizi sul pH 

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 HClO 4 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? 

Esercizi di tipo regolare  

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 (CH 3COOH). (K a = 1.8 • 10 -5 ) 

9) Calcolare il pH di una soluzione di 0.5 l contenente 5 g di NH 3 e 10 g di NH 4Cl (K b = 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 CH 3COOH e 10 g di NaCH 3COO. Calcolare il pH 

risultante. (K a = 1.8 • 10 -5 ) 

13) Una quantità incognita di NH 4Cl è disciolta in 3 l di acqua. Determinare quanti grammi di 

NH 4Cl sono presenti nella soluzione sapendo che il suo pH è 4.50. (K a = 5.5 • 10 -10 ). 

14) Una soluzione tampone di CH 3COOH e NaCH 3COO contiene l’acido ad una concentrazione 0.1 

M ed ha un pH di 4.5. Qual è la concentrazione di CH 3COO - nella soluzione? (K a = 1.8 • 10 -5 ) 

15) Calcolare il pH di una soluz. 1 • 10 -3 M di H 3PO 4 (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 HNO 3 e 0.17 M NaOH 

sono mescolate insieme. Calcolare il pH della soluzione risultante. 

17) 4 g di CaH 2 sono sciolti in 1 l di una soluzione 0.5 M di HNO 2. Calcolare il pH risultante. (K a = 

4.6 • 10 -4 ) 

18) Quanti grammi di NH 3 devono essere sciolti in una soluzione di 1 litro di NH 4Br 0.1 M per 

avere un pH = 9.00? (K b = 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 (K b = 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 HNO 3? 

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

3.5 • 10 -4 ) 

23) 25 mg di acido ossalico (H 2C 2O 4) sono sciolti in 100 ml di acqua. Calcolare il pH (K a1 = 5.6 • 

10 -2 , K a2 = 5.4 • 10 -5 ). 

24) 25 g di HNO 3 e 20 g di HI sono sciolti in 2 l di acqua. Calcolare il pH risultante. 

25) Una soluzione contiene CaH 2 e NaOH. La concentrazione di NaOH è 0.01 M, ma quella di 

CaH 2 non è nota. Calcolare tale concentrazione sapendo che il pH della soluzione è 12.60. 

17

26) Ad una soluzione di 1 litro di CH 3COOH 0.1 M sono aggiunti 10 g di MgO. Calcolare il pH. (K a 

= 1.85 • 10 -5 ) 

27) 15 mg di NH 3 e 100 mg di HBr sono sciolti in 100 ml di acqua. Calcolare il pH (K b = 5.5 • 10 -10 ) 

28) 100 ml di HNO 2 0.05 M e 100 ml di KOH 0.05 M sono mescolati insieme. Calcolare il pH 

risultante. (K b = 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. 

18

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 ). 

19

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 

Soluzioni 

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 

20

Esercizi sull'equilibrio acido-base

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