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Serie XXII: Da consegnare la prima lezione della settimana del 18 maggio
NOTA BENE: Tutte le volte che in una soluzione acquosa ci sono più equilibri, ad esempio
una sale che dissocia e che influenza un sale poco solubile, un sale che dissocia e poi origina un
equilibrio acido – base, essi vanno scritti SEPARATAMENTE, tutti, e poi si ragiona su chi
influenza chi e come. Se già in partenza scrivete male le reazioni coinvolte, il problema
diventa più complicato del necessario.
Questo argomento è il più difficile dell’anno proprio perché chiede di mettere in campo tutto,
ma proprio tutto, quello che (dovreste) avete imparato fin qui.
E’ per questo che l’ultimo espe va sempre male: non dovete sottovalutarne la difficoltà.
Ogni ione, molecola, soluzione etc. può essere un tranello, se non ragionate sulla situazione
presentata da tutti, ma proprio tutti, i punti di vista.
Studiare la teoria e sforzarsi di capirla bene prima di affrontare gli esercizi, da ora in poi, è molto
più utile che fare il contrario… Ragionare e poi risolvere … non potete applicare procedimenti
meccanici perché ogni situazione è diversa.
1) Quanti mL di HCl al 37 % (ρ = 1186 g/L) sono necessari per preparare 100 mL di una soluzione
di pH 0.18.
HCl + H2O → H3O+ + ClpH = - log [H3O+] = 0.18
Da cui si ricava che [H3O+] = 10 -0.18 = 0.660 mol/L
Questa concentrazione, poiché l’acido è completamente dissociato, è uguale alla concentrazione di
acido richiesta.
n HCl = M ∙ V = 1.51 mol/L ∙ 100 ∙ 10-3 L = 6.6 ∙ 10-2 mol
La concentrazione della soluzione iniziale di HCl:
Mr HCl = 1.008 g/mol + 35.453 g/mol = 36.461 g/mol
n HCl = m HCl / Mr HCl = 37 g / 36.461 g/mol = 1.01 mol
Vsoluzione HCl = m soluzione HCl / ρ soluzione HCl = 100 g / 1186 g/L = 84.4 mL
[HCl] = n HCl / V soluzione HCl = 1.01 mol / 84.4 mL = 1.2 ∙ 10-2 mol/mL (millimolarità della soluzione
concentrata)
V soluzione di HCl da prelevare = n HCl / [HCl] = 6.6 ∙ 10-2 mol / 1.2 ∙ 10-2 mol/mL = 5.5 mL
2) A quale valore di pH inizia a precipitare l’idrossido stannoso Sn(OH)2 da una soluzione
3.5 ∙ 10-3 M di SnCl2 se Ks Sn(OH)2 = 1.6 ∙ 10-27?
SnCl2 è un sale che dissocia totalmente:
SnCl2 (s) → Sn2+ + 2 ClL’equilibrio di interesse è il seguente, con n0 indico le moli di Sn2+ presenti inizialmente nella
soluzione (che provengono dalla dissociazione del SnCl2):
Sn2+ + 2 OH-
Sn(OH)2 (s)
I
n0
/
C
s
2s
E
n0 + s
2s
la variazione di pH provoca la precipitazione di Sn(OH)2
Indico con S = s/V e con C0 = n0/V, e considero V = 1 L (dato che non è specificato diversamente):
Ks = [Sn2+] [OH-]2 = (S + C0) ∙ (2S)2
Come prima approssimazione, posso trascurare S:
S = √ Ks / 4 ∙ (S + C0) = √ Ks / 4 ∙ (C0) = √1.6 ∙ 10-27 /4 ∙ 3.5 ∙ 10-3 mol/L = 3.38 ∙ 10-13 mol/L
[OH-] = 2S = 2 ∙ 3.38 ∙ 10-13 mol/L = 6.76 ∙ 10-13 mol/L
L’ipotesi di una S trascurabile è verificata: 6.76 ∙ 10-13 mol/L <<<< 3.5 ∙ 10-3 mol/L, pertanto
pH = 14 - pOH = 14 – log [OH-] = 14 – log [6.76 ∙ 10-13] = 14 – 12.16 = 1.83
METODO B:
Utilizzo direttamente la Ks: calcolo il valore di [OH-] necessario affinché Sn2+ possa rimanere in
soluzione.
Ks = [Sn2+] [OH-]2 = (3.5 ∙ 10-3 mol/L) ∙ [OH-]2
[OH-] = √ Ks /[Sn2+] = √1.6 ∙ 10-27 / 3.5 ∙ 10-3 mol/L = 6.76 ∙ 10-13 mol/L, come già calcolato sopra.
3) In un prodotto per la casa è disciolto dell’acido formico (CH2O2). Per determinarne la
concentrazione uno studente fa reagire 20 mL del prodotto con una soluzione di idrossido di sodio
alla concentrazione 0.20 mol/L. L’acido formico in soluzione si consuma completamente con
l’aggiunta di 15 mL della soluzione di idrossido di sodio.
a) Rappresenta la struttura molecolare dell’acido formico e trova quanti degli atomi di idrogeno
presenti nella sua molecola può liberare come ioni H+.
La dissociazione dell’acido formico è la seguente. Solo il protone legato all’O può essere
dissociato:
b) Scrivi l’equazione della reazione e spiega in che modo lo studente ha utilizzato una cartina di
tornasole per capire quando l’acido in soluzione è stato consumato completamente dall’idrossido di
sodio aggiunto.
La reazione è una neutralizzazione: reazione tra un acido e una base. Porta alla formazione del sale
NaHCOO, che in acqua rimane dissociato nei suoi ioni Na+ e HCOO- :
acido + base
sale + acqua
HCOOH + NaOH
Na+ + HCOO- + H2O
Quando tutto l’acido sarà stato consumato, il pH della soluzione risulterà basico, pertanto la cartina
tornasole indicherà un pH neutro/basico (colore dal verde molto chiaro, pH = 7, al blu, pH = 11, a
seconda della basicità della soluzione).
c) Calcola la quantità chimica e la massa di acido formico presente nei 20 mL del prodotto
analizzato. Quale concentrazione, in g/L, di acido formico verrà indicata sull’etichetta del prodotto,
se la confezione è da 1.5 L?
HCOOH + NaOH
Na+ + HCOO- + H2O
L’esperimento è una titolazione. Al punto equivalente la quantità chimica di base aggiunta è uguale
a quella di acido.
n HCOOH = n NaOH = [NaOH] ∙ V NaOH = 0.2 mol/L ∙ 15 ∙ 10-3 L = 3 ∙ 10-3 mol
[HCOOH] = n HCOOC / V soluzione titolata = 3 ∙ 10-3 mol / 20 ∙ 10-3 L = 0.15 mol/L
La concentrazione è un proprietà intensiva.
Mr HCOOH = 2 ∙ 1.008 g/mol + 12 g/mol + 2 ∙ 16 g/mol = 46.016 g/mol
[HCOOH] g/L = [HCOOH] ∙ Mr HCOOH = 0.15 mol/L ∙ 46.016 g/mol = 6.9 g/L
4) Calcolare il pH di un soluzione ottenuta mescolando 10 mL di NaOH 0.15 M con 15 mL di
Ba(OH)2 0.04 M e portando il volume a 236 mL con acqua .
NaOH → Na+ + OHBa(OH)2 → Ba2+ + 2 OHLe due basi sono basi forti, quindi la quantità chimica di ioni OH- nella soluzione finale è data dalla
somma degli ioni rilasciati da ciascuna delle due soluzioni.
n NaOH = [NaOH] · V soluzione NaOH = 0.15 mol/L · 10 ∙ 10-3 L = 1.5 ∙ 10-3 mol
n Ba(OH)2 = [Ba(OH)2] · V soluzione Ba(OH)2 = 0.04 mol/L · 15 ∙ 10-3 L = 6 ∙ 10-3 mol
n OH- = 2 · n Ba(OH)2 = 2 · 6 ∙ 10-4 mol = 1.2 ∙ 10-3 mol
n TOT OH- = 1.5 ∙ 10-3 mol + 1.2 ∙ 10-3 = 2.7 ∙ 10-3 mol
[OH] = 2.7 ∙ 10-3 mol / 236 ∙ 10-3 L = 1.14 ∙ 10-2 mol/L
pOH = 1.94
pH = 14 – pOH = 14 – 1.94 = 12.06
5) Trovare il pH di una soluzione preparata sciogliendo 5.65 g di NaCN in acqua fino ad ottenere un
volume di 250 mL (KHCN = 1.1 ∙ 10-9)
NaCN è un sale solubile in acqua, pertanto dissocia totalmente.
NaCN → Na+ + CNLo ione CN- è la base coniugata dell’acido cianidrico HCN: occorre calcolare la concentrazione di
CN- liberata dalla dissociazione del sale.
Mr NaCN = 23 g/mol + 12 g/mol + 14 g/mol = 49 g/mol
n NaCN = m NaCN /Mr NaCN = 5.65 g / 49 g/mol = 0.115 mol
[CN-] = [NaCN] = n NaCN / Vsoluzione NaCN = 0.115 mol / 250 ∙ 10-3 L = 0.46 mol/L
Nell’equazione che rappresenta l’equilibrio acido base Na+ non viene considerato poiché è ione
spettatore. Trattandosi di una soluzione basica, si può prevedere un pH maggiore di 7.
CN- + H2O
I
n0
C
-x
E
n0-x
OH- +
HCN
0
0
+x
+x
+x
+x
Il volume, poiché non specificato diversamente, si può assumere pari a 1 L.
Kb = Kw/ Ka = 1 ∙ 10-14 / 1.1 ∙ 10-9 = 9 ∙ 10-6
Kb = [OH-] [HCN] / [CN-] = x2 / C0 - x = 9 ∙ 10-6
In prima approssimazione trascuro la x al denominatore.
x = [OH-] = √ Kb ∙ C0 = √ 9 ∙ 10-6 ∙ 0.46 mol/L = √ 4.14 ∙ 10-6 mol/L = 2.03 ∙ 10-3 mol/L
x è effettivamente trascurabile rispetto alla concentrazione iniziale, quindi l’approssimazione fatta è
corretta.
[H3O+] = Kw / [OH-] = 1 ∙ 10-14 / 2.03 ∙ 10-3 mol/L = 4.91 ∙ 10-12 mol/L
pH = - log [H3O+] = - log (4.91 ∙ 10-12) = 11.3
6) Determina quale sarà il protone più acido tra il protone
b) Determina quale tra i seguenti composti ha il protone
a e COOH.
a più acido. Motiva la risposta.
a)
b)
Il protone più acido tra
a e COOH, sarà il protone legato all’O del gruppo -COOH, dal momento
che è legato ad un atomo elettronegativo. La forma deprotonata è stabilizzata per risonanza sul
COO-.
b) Il composto a) ha il protone
perdita del protone
a più acido, dal momento che il carbanione che si genera dopo la
a può essere stabilizzato per risonanza all’interno dell’anello aromatico. Le
forme di delocalizzazione per risonanza sul COOH sono equivalenti sia per la molecola a) che per
b) (sono due).
H
O
-
O
OH
NH2
O
-
OH
C
NH2
Il carbanione formato in
OH
NH2
a non può avere stabilizzazioni per risonanza, se si esclude quella con il
gruppo COOH (che però è possibile anche nella molecola a)
O
OH
OH
OH
NH2
H
Il carbanione formato in
O
-
C
NH2
NH2
O
-
HC
a può avere stabilizzazioni per risonanza aggiuntive (provate a disegnarle
voi), rispetto alla molecola b), per effetto della delocalizzazione della carica all’interno dell’anello
aromatico.
