Esercizi svolti sul pH di livello semplice

1)       Calcolare il pH di una soluzione di Ba(OH)2 avente concentrazione 1.00 x 10-2 M

L’idrossido di bario è una base forte per la quale si può considerare una dissociazione del 100%:

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2 OH

La concentrazione dello ione OH è 1.00 x 10-2 x 2 = 2.00 x 10-2 M

Il pOH è pari a pOH = – log [OH]= – log 2.00 x 10-2 = 1.70

Poiché pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH = 14 – 1.40 = 12.3

2)     Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 50.0 mL di Ba(OH)2  0.250 M e 50.0 mL di Ba(OH)2 2.50 x 10-2M.

Calcoliamo le moli di Ba(OH)2 contenute in ciascuna soluzione:

prima soluzione: moli di Ba(OH)2 = 0.0500 L x 0.250 M = 0.0125 da cui moli di OH = 0.0125 x 2 = 0.0250

seconda soluzione: moli di Ba(OH)2 = 0.0500 L x 2.50 x 10-2 =0.00125 da cui moli di OH = 0.00125 x 2 = 0.00250

moli totali di OH = 0.00250 + 0.0250 = 0.0275

il volume totale della soluzione è 50.0 + 50.0 = 100.0 mL = 0.100 L

la concentrazione dello ione OH è pari a 0.0275/ 0.100 = 0.275 M

da cui pOH = – log 0.275 = 0.561

pH = 14 – 0.561 = 13.4

3)     Calcolare quanti mL di una soluzione 0.200 M di HClO4 occorrono per preparare 0.500 L di una soluzione a pH = 1.65 considerando HClO4 completamente dissociato.

Dobbiamo innanzi tutto calcolare la concentrazione dello ione H+.

Poiché pH = – log [H+] si ha 10-pH = [H+] da cui [H+] = 10-1.65 =0.0224 M

A questo punto si può usare la formula M1V1 = M2V2 dove:

M1 e M2 sono rispettivamente le concentrazioni della soluzione 1 e della soluzione 2

V1  e V2 sono rispettivamente i volumi della soluzione 1 e della soluzione 2

0.0224 x 0.500 = 0.200 V2

V2 = 0.0224 x 0.500/ 0.200=0.0560 L = 56.0 mL

4)     Una soluzione di KOH ha un pH = 10.0. calcolare la massa in grammi contenuta in 200 mL di soluzione.

Il pOH di tale soluzione è pari a 14.0 – 10.0 = 4.0 da cui [OH]= 1.00 x 10-4 M

Le moli di OH e quindi di KOH sono pari a 1.00 x 10-4 M x 0.200 L=2.00 x 10-5

La massa di KOH è pari a 2.00 x 10-5 x 56.10 g/mol=0.00112 g

5)     Una soluzione è stata preparata addizionando 20.0 mL di HCl 0.100 M a 300 mL di acqua. Calcolare: a) la massa di HCl presente nella soluzione; b) il pH della soluzione tenendo presente che HCl è completamente dissociato

a)     Le moli di HCl presenti nella soluzione sono pari a 0.0200 L x 0.100 M = 0.00200 e quindi la massa di HCl è pari a 0.00200 mol x 36.46 g/mol=0.0729 g

b)     Il volume totale dopo la diluizione è pari a 20.0 + 300 = 320 mL = 0.320 L quindi la concentrazione di HCl è pari a 0.00200 mol/ 0.320 L=0.00625 M da cui

pH = – log 0.00625 = 2.20

6)     Calcolare il pH di una soluzione di una soluzione di acido ipocloroso HClO che contiene 0.0150 g di acido in 150 mL sapendo che la costante di dissociazione dell’acido Ka= 3.20 x 10-8

Le moli di HClO sono pari a 0.0150 g/ 52.46 g/mol= 0.000286;

la concentrazione iniziale di HClO è pari a 0.000286 mol/ 0.150 L= ‘-‘’191 M

L’acido ipocloroso è un acido debole che si dissocia secondo il seguente equilibrio:

HClO ⇌ H+ + ClO

la concentrazione di HClO all’equilibrio è 0.00191 – x, quella di H+ e ClO è pari a x.

Poiché Ka = 3.20 x 10-8=  [H+][ClO]/ [HClO] = (x)(x) / 0.00191 – x

Risolvendo rispetto a x si ha: x = 7.81 x 10-6 M da cui pH = – log 7.81 x 10-6 =5.11

7)      Calcolare a)il pH di una soluzione 1.00 M di CuOH sapendo che è un elettrolita piuttosto debole che si dissocia solo al 10.0% e b) la costante di dissociazione Kb

La reazione di equilibrio è:

CuOH ⇌ Cu+ + OH

a)     Poiché solo il 10.0% si è dissociato all’equilibrio [Cu+] = [OH]= 10 x 1.00/100 = 0.100 M e la concentrazione di CuOH è pari a 1.00 – 0.100= 0.900 M

Il pOH della soluzione è pari a – log 0.100 = 1.00 e quindi pH = 14.0 – 1.00= 13.0

b)     Poiché Kb = [OH][Cu+]/ [CuOH] si ha: Kb = (0.1)(0.1)/ 0.900=0.0111

8)     Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 5.15 g di HClO4 a 250 mL di una soluzione 0.150 M di HClO4 assumendo che non vi sia variazione di volume

Le moli di HClO4 sono pari a 5.15 g / 100.46 g/mol=0.0513

Le moli di HClO4 presenti nella soluzione sono pari a 0.250 L x 0.150 M= 0.0375

Le moli totali di HClO4 e quindi di H+ presenti, essendo HClO4 un acido forte sono pari a 0.0375 + 0.0513 = 0.0888 e quindi la concentrazione di H+ è pari a 0.0888 mol/ 0.250 L= 0.355 M da cui pH = – log 0.355 = 0.449

9)     Calcolare a) il pH e b) il grado di dissociazione di una soluzione di acido acetico 0.0100 M sapendo che Ka = 1.76 x 10-5

a)     All’equilibrio la concentrazione di acido acetico è pari a 0.0100-x mentre quella di H+ e dello ione acetato è pari a x. Sostituendo tali valori nella costante di equilibrio si ha:

1.76 x 10-5 = (x)(x) / 0.0100-x

Risolvendo rispetto a x si ha x = [H+] = 4.20 x 10-4 M da cui pH = – log 4.20 x 10-4 = 3.38

b)     Il grado di dissociazione α è pari a 4.20 x 10-4 / 0.0100 =4.20 x 10-2

10)   L’ammoniaca è una base debole ( Kb = 1.8 x 10-5). Calcolare quale concentrazione molare deve avere una soluzione di ammoniaca perché il suo pH sia 10.04.

La reazione di equilibrio è:

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH

All’equilibrio: [NH4+] = [OH]

Il pOH della soluzione è pari a 14 – 10.04= 3.96 da cui [OH] = 10-3.96 = 1.10 x 10-4 M

Sostituendo tali valori nella Kb si ha:

1.8 x 10-5 = (1.10 x 10-4)(1.10 x 10-4) / [NH3]

Da cui [NH3] all’equilibrio  =1.20 x 10-8/ 1.8 x 10-5= 0.000672 M

[NH3] iniziale deve essere pari a 0.000672 + 1.10  x10-4= 7.82 x 10-4M

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Author: Chimicamo

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