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Esercizi svolti sulle soluzioni tampone


1)    Qual è il pH di una soluzione che contiene HClO4 0.15 M e KClO4 0.15 M? E’ una soluzione tampone? L’acido perclorico è un acido forte e, poiché una soluzione tampone è costituita da un acido debole e dalla sua base coniugata o da una base debole e dal suo acido coniugato questa non è una soluzione tampone. Essendo il perclorato di potassio un sale neutro in quanto deriva da acido forte HClO4 e base forte KOH la concentrazione degli ioni H+ in  soluzione è pari a 0.15 M. pertanto il pH è pari a:

pH = – log 0.15 =0.82

2)     Un litro di soluzione di NH3 0.400 M contiene 12.78 g di NH4Cl. Di quanto varierà il pH di questa soluzione se facciamo gorgogliare in essa 0.0500 moli di HCl gassoso? Kb di NH3 = 1.8 x 10-5

Le moli di NH4Cl sono pari a 12.78 g/ 53.4917 g/mol=0.239

Le moli di NH3 sono pari a 0.400 mol/L x 1 L = 0.400

Essendo il volume della soluzione pari a 1 L la concentrazione di NH4+ è pari a 0.239 mol/ 1 L = 0.239 M

pKb = – log 1.8 x 10-5 = 4.74

applichiamo l’equazione di Handerson-Hasselbalch:

pOH = pKb + log [NH4+]/ [NH3] = 4.74 + log 0.239/0.400=4.52

pH = 14 – pOH = 14 – 4.52 = 9.48

L’aggiunta di HCl converte NH3 in NH4+ secondo la reazione:

NH3 + H+→ NH4+

Pertanto le moli di NH3 che rimarranno a seguito della reazione sono pari a 0.400 – 0.0500= 0.350 mentre quelle di NH4+ diverranno 0.239 + 0.0500= 0.289. essendo il volume totale pari a 1 L le concentrazioni  di NH3 e NH4+ saranno rispettivamente pari a 0.350 mol/ 1 L = 0.350 M e 0.289 mol/ 1 L = 0.289 M

pKb = – log 1.8 x 10-5 = 4.74

applichiamo l’equazione di Handerson-Hasselbalch:

pOH = pKb + log [NH4+]/ [NH3] = 4.74 + log 0.289/ 0.350=4.66

da cui pH = 14 – pOH = 14 – 4.66 =9.34

il pH varierà di 0.14 unità ( 9.48 – 9.34)

3)     Una soluzione viene preparata aggiungendo NaOH ad acqua pura per dare un pH di 9.34. Trovare il pH della soluzione dopo che 0.10 moli di HCl sono aggiunte ad essa.

Poiché il pOH è pari a pOH = 14 – pH = 14 – 9.34 = 4.66 ciò implica che la concentrazione dello ione OH- è pari a 10- 4.66 = 2.19 x 10-5 M

Supponendo 1 L di tale soluzione le moli di OH- sono pari a 2.19 x 10-5. Dopo l’aggiunta di 0.10 moli di HCl si avrà la neutralizzazione di tutto lo ione OH- e lo ione H+ eccedente sarà pari a 0.10 – 2.19 x 10-5 = 0.100 . La concentrazione di H+ è pari a 0.100 mol/ 1 L = 0.100 M da cui il valore del pH è pari a:

pH = – log 0.100= 1.00

4)      Una soluzione di acido bromo acetico BrCH2COOH e bromo acetato di sodio  BrCH2COONa con concentrazioni dell’acido e del sale la cui somma è pari a 0.300 M. Se il pH della soluzione è 3.10, calcolare le concentrazioni dell’acido e del sale.

 Ka = 2.0 x 10-3

Iniziamo a calcolare il pKa = – log 2.0 x 10-3 = 2.70

Chiamiamo x = [BrCH2COOH]

Chiamiamo y = [BrCH2COO-]

Applicando l’equazione di Handerson-Hasselbalch si ha:

pH = pKa + log [BrCH2COO-]/[ BrCH2COOH] sostituendo i valori si ha:

3.10 = 2.70 + log y/x  (1)

Poiché la somma delle concentrazioni dell’acido e della sua base coniugata è pari a 0.30 M si ha: x + y = 0.30  (2)

Facciamo sistema tra la (1) e la (2) e abbiamo:

3.10 = 2.70 + log y/x

x + y = 0.30

3.10 – 2.70 = 0.400 = log y/x

Da cui 100.400 = y/x = 2.51

Si tratta allore di risolvere il più semplice sistema

y/x = 2.51

x + y = 0.30

da cui: y = 0.30 –x

sostituendo

0.30 – x / x = 2.51

Ovvero: 0.30 – x = 2.51 x

0.30 = 3.51 x

x = 0.30/ 3.51 =0.085 M = [BrCH2COOH] e quindi y = 0.30 – x = 0.30 – 0.085=0.22 M

5)     Occorre preparare una soluzione tampone a pH 5.30 usando acido propionico e propionato di sodio. La concentrazione del propinato di sodio è 0.6 M. quale deve essere la concentrazione dell’acido? Ka = 1.3 x 10-5

pKa = – log 1.3 x 10-5 =489

applichiamo l’equazione di Handerson-Hasselbalch e, sostituendo i valori si ha:

5.30 = 4.89 + log 0.6/x

5.30 – 4.89= 0.41 = log 0.6/x

100.41 = 0.6/x

2.57 =  0.6/x

x = 0.23 M

6)     Un litro di soluzione tampone viene preparato mescolando 500 mL di una soluzione di acido acetico 1.25 M con 500 mL di una soluzione di acetato di calcio 0.600 M. Qual è la concentrazione di ciascuna delle seguenti specie in soluzione: (a) CH3COOH; (b) Ca2+; (c) CH3COO-; (d) H3O+. Calcolare inoltre il pH della soluzione risultante

Le moli di acido acetico sono pari a 0.500 L x 1.25 mol/L = 0.625

L’acetato di calcio ha formula Ca(CH3COO)2 pertanto dalla sua dissoluzione otterremo:

moli di Ca2+ = 0.500 L x 0.600 M= 0.300

mentre le moli di CH3COO- saranno pari a 2 x 0.500 x 0.600 = 0.600

poiché il volume totale della soluzione è 500 + 500 = 1000 mL = 1 L

[CH3COOH] = 0.625 / 1 = 0.625 M

[Ca2+] = 0.300/ 1 = 0.300 M

[CH3COO-] = 0.600/ 1 = 0.600 M

Essendo il pKa pari a – log 1.8 x 10-5 = 4.74

pH = 4.74 + log 0.625/ 0.600 = 4.76

da cui [H+] = 10- 4.76 = 1.75 x 10-5 M

7)      Si calcoli la proporzione tra le molarità degli ioni CO32- e HCO3- necessaria ad assicurare un tampone a pH = 9.50. pKa2 di H2CO3 = 10.25

Innanzi tutto dobbiamo individuare l’acido e la sua base coniugata:

stante la reazione di equilibrio:

HCO3- ⇌ H+ + CO32-

Lo ione idrogeno carbonato si comporta da acido e lo ione carbonato è la sua base coniugata.

Sostituendo i valori noti nell’equazione di Handerson-Hasselbalch si ha:

9.50 = 10.25 + log [CO32-]/ [HCO3-]

Da cui: 9.50 – 10.25 = – 0.75 = log [CO32-]/ [HCO3-]

Il rapporto tra  [CO32-] e [HCO3-] vale 10-0.75 = 0.18 il che significa che la soluzione agirà da tampone con pH prossimo a 9.50 se la si sarà preparata mescolando i soluti nel rapporto di 0.18 moli di CO32- a 1.0 mol di CO32-

8)     L’aspirina è un derivato dell’acido acetilsalicilico che ha Ka = 1.1 x 10-3. Calcolare il rapporto delle concentrazioni di salicilato e acido acetilsalicilico in una soluzione di pH regolato a 2,50

Poiché il pKa è pari a – log Ka = – log 1.1 x 10-3 = 2.96

Si ha:

2.50 = 2.96 + log [acido]/[sale]

- 0.46 = log [acido]/[sale]

Da cui  [acido]/[sale] = 10- 0.46=0.35

9)     Quanti grammi di NH4Cl sono stati sciolti il 300 mL di NH3 0.20 M per avere un pH pari a 9.35? pKB= 4.75

Il pOH è pari a 14 – pH = 14 – 9.35 = 4.65

4.65 = 4.75 + log [NH4+]/[NH3]

- 0.10 = log [NH4+]/[NH3]

10-0.10 = 0.794 =  [NH4+]/[NH3] = [NH4+]/0.20

Da cui  [NH4+] = 0.159 M

Moli di NH4+ = 0.159 mol/L x 0.300 L=0.0477

Massa di NH4Cl = 0.0477 mol x 53.496 = 2.55 g

10)   Una soluzione tampone contiene 0.150 moli di HSO4- e 0.150 moli di SO42- in un volume di 0.250 L. Calcolare il pH sapendo che pKa = 1.90 relativo alla dissociazione HSO4- SO42- + H+

La concentrazione sia di HSO4- che di SO42- è pari a 0.150/ 0.250= 0.600

Applicando l’equazione di Handerson-Hasselbalch si ha:

pH = 1.90 + log 0.600/0.600 = 1.90

Autore: Chimicamo

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