ESERCITAZIONI DI CHIMICA GENERALE - Titolazioni, idrolisi salina, soluzioni tampone PDF

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ESERCITAZIONI DI CHIMICA GENERALE - A.A. 2015/2016
Titolazioni, idrolisi salina, soluzioni tampone...

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ESERCITAZIONI DI CHIMICA GENERALE - A.A. 2015/2016 Titolazioni, idrolisi salina, soluzioni tampone

Esempi svolti: 1. Prevedere quale sarà il pH di una soluzione acquosa contenente: a) NaCl; b) NaCN; c) NH4Cl. a) NaCl → Na+ + ClNa+ e Cl- sono rispettivamente l’acido coniugato di una base forte (NaOH) e la base coniugata di un acido forte (HCl). Non danno quindi reazione di idrolisi in acqua e la soluzione è neutra: pH = 7. b) NaCN → Na+ + CNNa non dà reazioni di idrolisi in acqua; CN- (essendo base coniugata di un acido debole, HCN) reagisce con acqua secondo la reazione: CN- + H2O HCN + OHQuindi: pH > 7 (idrolisi basica). +

c) NH4Cl → NH4+ + ClCl non dà reazioni di idrolisi in acqua, invece NH4+ da idrolisi acida, essendo l’acido coniugato di una base debole (NH3): NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Quindi: pH < 7. -

2. Quali delle seguenti sostanze usereste per neutralizzare una soluzione acquosa di NaOH? a. CaBr2 b. HNO3 c. CaCO3 d. KBr e. SO3 f. NH4Cl (a) e (d) sono sali fra un acido forte (HBr) e una base forte (CaOH e KOH, rispettivamente). Non danno idrolisi, quindi non alterano il pH della soluzione e non hanno effetto neutralizzante. (b) è un acido forte e quindi può neutralizzare la base forte NaOH. (c ) è un sale che da idrolisi basica in quanto derivato da un acido debole (H2CO3) e una base forte (Ca(OH)2). Quindi non può neutralizzare una base forte. (e) reagisce con l’acqua formando un acido forte: SO3 + H2O ↔ H2SO4 quindi può servire a neutralizzare NaOH. (f) è un sale che da idrolisi acida in quanto derivato da una base debole (NH3) e un acido forte (HCl): quindi può servire a neutralizzare una base forte.

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3. L’aceto commerciale è una soluzione acquosa di CH3COOH. Per neutralizzare 1 L di aceto servono 0.64 mol di NaOH solido. Scrivere la reazione di neutralizzazione e calcolare il pH dell’acido acetico prima e dopo la neutralizzazione (Ka = 1.8 × 10-5). Avviene la seguente reazione di neutralizzazione: CH3COOH + NaOH → CH3COO- + Na+ + H2O Quindi, se vengono consumate 0.64 mol/L di NaOH, significa che la concentrazione iniziale di CH3COOH era pari a Ca = 0.64 M. Prima della neutralizzazione: CH3COOH è un acido debole e si dissocia secondo la reazione di equilibrio: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Conc. iniziali: 0.64 Conc. equilibrio: 0.64 - X X X Ka = (X2) / (0.64 -X) ~ (X2) / (0.64) X = [H3O+] = [Ka • 0.64]1/2 = 3.4 • 10-3 pH = 2.5 Dopo la neutralizzazione: [CH3COO-] = 0.64 M Avviene la reazione di idrolisi: CH3COO- + H2O Conc. iniziali: 0.64 Conc. equilibrio: 0.64 - X

CH3COOH + OHX

X

Kb = Kw/Ka = (X2) / (0.64 -X) ~ (X2) / (0.64) X = [OH-] = [Kb • 0.64]1/2 = 5.96 • 10-5 pOH = 4.22 pH = 9.78

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4. 40 mL di una soluzione di un acido monoprotico debole (Ka = 2.5 • 10-6) vengono fatti reagire con una quantità stechiometrica di NaOH 0.02 M, pari a 125 mL. a) Che tipo di reazione avviene? b) Calcolare la concentrazione dell’acido nella soluzione iniziale. c) Calcolare il pH nel punto di equivalenza. a) Avviene una reazione di neutralizzazione: HA + NaOH → Na+ + A- + H2O poi si ha idrolisi di A-: A- + H2O HA + OHb) mol acido presenti = mol NaOH reagite = (0.125 L) • (0.02 mol/L) = 2.5 • 10-3 mol [HA] = 2.5 • 10-3 mol / 0.04 L = 0.0625 M c) Poiché la reazione di neutralizzazione è totalmente spostata verso destra: [A-] = Cb = 2.5 • 10-3 / (0.04 + 0.125) L = 1.5 • 10-2 M A- dà la reazione di idrolisi: A- + H2O HA + OH-2 Conc. iniziali: 1.5 x 10 Conc. equilibrio: (1.5 x 10-2 - X) X X Kb = Kw / Ka = 10-14 / 2.5 • 10-6 = 4.0 • 10-9 [OH-] = X = [(Kw / Ka) • Cb]1/2 = [Kb • Cb]1/2 = [4.0 • 10-9 • 1.5 • 10-2]1/2 = 7.75 • 10-6 pOH = 5.11 pH = 8.89

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Esercizi da svolgere: 1. Una soluzione di HCl a pH = 3.50 deve essere portata a pH = 1.50 aggiungendo una soluzione di HClO4 al 71% in massa (d = 1680 g/L). Calcolare il volume di acido perclorico da aggiungere ad 1 L della soluzione iniziale di acido cloridrico. 2. A 250 mL di una soluzione 0.4 M di HCl si aggiungono 250 mL di una soluzione equimolare di ammoniaca (kb = 1.75 ∙ 10-5). Calcolare il pH della soluzione risultante. 3. Per ciascuna delle seguenti soluzioni saline acquose, prevedere qualitativamente quale sarà il pH ( o = 7): a) NaCl b) KCN c) NH4Br d) NaH e) CaO f) Ca(NO3)2 4. Calcolare il pH di una soluzione acquosa 0.66 M di cianuro di potassio, sapendo che ka (HCN) = 4 ∙ 10-10. 5. Quanti grammi di cianuro di sodio devono essere sciolti in 100 mL di una soluzione acquosa, in modo che il pH sia uguale a quello di una soluzione 0.25 M di ammoniaca? Si consideri ka (HCN) = 4 ∙ 10-10 e kb (NH3) = 1.75 ∙ 10-5. 6. Una soluzione di idrossido di magnesio del volume di 200 mL ha una pressione osmotica di 7 atm a 25°C. Tale soluzione viene trattata con 900 mL di cloruro di idrogeno gassoso (misurati a 0°C e 1 atm). Calcolare il pH della soluzione finale. 7. Calcolare il pH di una soluzione 0.05 M in acido acetico (CH3CO2H) e 0.075 M in acetato di sodio (CH3CO2Na), sapendo che per l’acido acetico ka = 1.8 ∙ 10-5. 8. In 1 L di soluzione acquosa vengono sciolte 0.1 mol di ammoniaca (kb = 1.8 ∙ 10-5) e 0.2 mol di cloruro di ammonio. Calcolare il pH della soluzione così ottenuta ed il pH che avrebbe dopo l’aggiunta, rispettivamente, di 0.01 mol di HCl o di NaOH. 9. Sapendo che per l’acido acetico pka = 4.74, stabilire quale dei due tamponi seguenti ha il maggior potere tamponante (si consideri, ad esempio, il caso in cui ad 1 L di ciascuna soluzione vengano aggiunte 0.01 mol di HNO3): a) CH3CO2H 0.1 M + CH3CO2Na 0.1 M b) CH3CO2H 0.2 M + CH3CO2Na 0.2 M 4

10. Quanti grammi di acetato di sodio solido è necessario aggiungere a 0.5 L di una soluzione 0.12 M di acido acetico (ka = 1.8 ∙ 10-5) per avere pH = 6? La soluzione così ottenuta può essere considerata un buon sistema tampone?

Soluzioni: 1. 2.7 mL 2. 4.97 3. a) = 7; b) > 7; c) < 7; d) > 7; e) > 7; f) = 7 4. 11.61 5. 0.92 g 6. 1.96 7. 4.92 8. 8.96; 8.89; 9 9. Soluzione b) 10. 89.7 g

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