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Home Stechiometria

Esercizi sull’equazione di Henderson-Hasselbalch

di Chimicamo
17 Dicembre 2022
in Stechiometria
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esercizi sull'equazione di Henderson-Hasselbalch-chimicamo

esercizi sull'equazione di Henderson-Hasselbalch-chimicamo

Gli esercizi sull'equazione di Henderson-Hasselbalch sono tra i più svariati e quelli che presentano maggiori difficoltà sono relativi a soluzioni tampone contenenti acidi diprotici o poliprotici. Gli esercizi più semplici sono quelli in cui si conoscono già le moli dell'acido debole e della sua base coniugata.

Le soluzioni tampone sono costituite da un acido debole e dalla sua base coniugata o da una base debole e dal suo acido coniugato. Hanno la caratteristica di variare di poco il pH anche a seguito di aggiunta di piccole quantità di acido o di base forte.

Esercizi sull'equazione di Henderson-Hasselbalch 

  • Calcolare il pH di una soluzione tampone che è 0.100 M in NaHCO3 e 0.150 M in Na2CO3 

L'acido carbonico, essendo un acido diprotico, presenta due valori di Ka relative ai due equilibri di dissociazione dell'acido:

ADVERTISEMENTS

H2CO3 ⇌ HCO3– + H+ regolato da una Ka1

HCO3– ⇌ CO32- + H+ regolato da una Ka2

Nella soluzione sono presenti gli ioni  HCO3– e  CO32- pertanto la costante a cui ci si deve riferire è Ka2 il cui valore è pari a 5.60 ∙ 10-11 ovvero pKa2 = – log Ka2 = 10.3

Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa2 + log [CO32-]/[HCO3–] = 10.3 + log 0.150/0.100 = 10.5

  • Calcolare i grammi di lattato di sodio che bisogna aggiungere a 1.00 L di una soluzione 0.150 M di acido lattico per ottenere una soluzione a pH 2.90. Si trascuri ogni variazione di volume. Il valore di Ka dell'acido lattico è 1.40 ∙ 10-4

pKa = – log Ka = 3.85

Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch:

2.90 = 3.85 + log x/0.150

– 0.95 = log x/0.150

10-0.95 = x/0.150

0.112 = x/0.150

Da cui x = 0.0168 M = [lattato]

Moli di lattato di sodio = 0.0168 mol/L ∙ 1.00 L = 0.0168

Massa di lattato di sodio = 0.0168 mol ∙ 112.06 g/mol =1.88 g

  • Una soluzione tampone è preparata aggiungendo 25.0 g idrogenofosfato di potassio e 12.0 g di diidrogenofosfato di potassio e il volume della soluzione è portato a 250.0 mL. (Ka1 = 7.5 ∙ 10-3; la seconda costante è pari a Ka2 = 6.2 ∙ 10-8; Ka3 = 1.7 ∙ 10-12)
  • Calcolare il pH della soluzione:
  1.  risultante
  2.  quando sono aggiunti 2.00 mL di HCl 6.00 M
  3.  quando sono aggiunti 2.0 mL di NaOH 6.0 M 

Moli di K2HPO4 = 25.0 g/174.23 g/mol=0.143

L' idrogenofosfato di potassio si dissocia in 2 K+ e HPO42-

LEGGI ANCHE   Esercizi svolti sulle soluzioni tampone

[HPO42-] = 0.143 mol/ 0.250 L =0.572 M

Moli di KH2PO4 = 12.0 g/136.09 g/mol= 0.0882

Il diidrogenofosfato di potassio si dissocia il K+ e H2PO4–

[H2PO4–] = 0.0882 mol/0.250 L= 0.353 M

Considerando il secondo equilibrio di dissociazione H2PO4– ⇌ HPO42- + H+ la costante a cui ci si deve riferire è la Ka2.

pKa2 = – log 6.20 ∙ 10-8 = 7.21

Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa2 + log [HPO42-] / [H2PO4–] = 7.21 + log 0.572/0.353 = 7.42

b) moli di HCl aggiunte = 6.00 mol/L ∙ 2.00 ∙ 10-3 L = 0.0120

HCl reagisce con HPO42- per dare H2PO4–

HPO42- + H+ → H2PO4–

Moli di HPO42- = 0.143 – 0.0120=0.131

Moli di H2PO4– = 0.0882 + 0.0120 =0.100

Il volume totale della soluzione  è di 1.00 L + 2.00 ∙ 10-3 L = 1.00 L ( poiché si lavora con tre cifre significative)

[HPO42-] = 0.131/1.00 = 0.131 M

[H2PO4–] = 0.100/1.00 = 0.100 M

Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch:

pH = 7.21 + log 0.131/0.100 = 7.33

c) moli di NaOH aggiunte = 6.00 mol/L ∙ 2.00 ∙ 10-3 L = 0.0120

NaOH reagisce con H2PO4– per dare HPO42-

H2PO4– + OH– → HPO42-

Moli di H2PO4– = 0.0882 – 0.0120 =0.0762

Moli di HPO42- = 0.143 + 0.0120 = 0.155

[H2PO4–] = 0.0762/1.00 = 0.0762 M

[HPO42-] = 0.155 /1.00 L = 0.155 M

Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch:

pH = 7.21 + log 0.155/0.0762= 7.52

  • Si vogliono preparare 5.00 L di una soluzione tampone a pH = 8.50 disponendo di una soluzione di Na2HPO4200 M e di una soluzione di NaH2PO4 0.200 M. Calcolare il volume delle due soluzioni necessario.

La costante di dissociazione da considerare è la Ka2 = – log 6.20 ∙ 10-8

pKa2 = – log 6.20 ∙ 10-8 = 7.21

Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch:

8.50 = 7.21 + log [HPO42-]/ [H2PO4–]

8.50 – 7.21 =1.29

101.29 = 19.5 = [HPO42-]/ [H2PO4–]

Essendo uguali le concentrazioni si può dire che occorrono 19.5 L della soluzione di HPO42- per ogni litro della soluzione di H2PO4– con un volume complessivo di 19.5 + 1.00= 20.5 L

Poiché si devono preparare 5.00 L di questa soluzione:

19.5:20.5 = x:5.00

Da cui x = volume della soluzione di HPO42- = 4.76 L

Il volume della soluzione di H2PO4– dovrà essere di 5.00 – 4.76 =0.240 L

 

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Tags: acidi coniugatiacidi debolibasi coniugatebasi deboliequazione di HendersonpH

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Maurizia Gagliano, Dottore in Chimica e Docente. Massimiliano Balzano, Dottore in Scienza e Ingegneria dei Materiali.

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Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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