Chimica per il liceo/Acidi e basi/Esercizi

Esercizi sugli acidi e basi secondo Arrhenius

Esercizio 1

Indica se le seguenti sostanze sono acidi, basi oppure sali secondo Arrhenius:

• HCl
• NaOH
• KNO₃
• H₂SO₄
• Ca(OH)₂

Esercizio 2

Scrivi la dissociazione in acqua dei seguenti composti:

1. HNO₃
2. NaOH
3. Ba(OH)₂

Esercizio 3

Quanti moli di ioni OH si ottengono dalla dissociazione completa di 3 moli di Ca(OH)₂?

Esercizio 4

Calcola il numero di moli di H⁺ presenti in 500 mL di soluzione 0,2 M di HNO₃.

Esercizio 5

Determina se le seguenti affermazioni sono vere o false

1. NaOH è una base di Arrhenius V/F
2. HCl in acqua produce ioni OH⁻ V/F
3. Una base di Arrhenius aumenta la concentrazione di OH⁻ V/F
4. Tutti gli acidi sono basi secondo Arrhenius V/F
5. Gli acidi forti si dissociano completamente V/F
6. NH₃ libera direttamente OH⁻ secondo Arrhenius V/F

Esercizio 6

Osserva le seguenti formule:

• H₂SO₄
• HCl
• H₃PO₄
• NaOH

Per ciascuna indica quanti ioni H⁺ oppure OH⁻ può liberare in soluzione acquosa.

Esercizio 7

Completa e bilancia la seguente reazione:

HCl + Ca(OH)₂ → _____ + _____

Spiega perché è necessario utilizzare coefficienti stechiometrici.

Esercizio 8

Completa e bilancia la seguente reazione di neutralizzazione:

HNO₃ + KOH → _____ + _____

Esercizio 9

In una soluzione vengono aggiunti:

• 2 molecole di HCl
• 3 molecole di NaOH

Quanti ioni H⁺ e quanti ioni OH⁻ saranno presenti dopo la dissociazione?

Esercizio 10

Scrivi e bilancia la reazione di neutralizzazione tra:

• H₂SO₄ e NaOH

Successivamente indica:

• il nome del sale formato;
• il numero di molecole d'acqua prodotte.

Esercizi sugli acidi e basi secondo Bronsted & Lowry

<quiz display="simple"> { Esercizio 11 . |type="{}"} Qual è la base coniugata di ognuno dei seguenti acidi: $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$, $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}$, $\mathrm{P}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{+}$, $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}$?. { CIO4^-, HS^-, PH3, CO3^2- } </quiz>

<quiz display="simple"> { Esercizio 12 . |type="{}"} Qual è l’acido coniugato delle seguenti basi: $\mathrm{C}\mathrm{N}{\phantom{A}}^{-}$, $\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}$ , $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$ , $\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}$ ?. { HCN, HSO4^-, H3O^+, H2CO3 } </quiz>

Esercizio 13

Data la seguente reazione chimica $\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$, individua gli acidi e le basi coniugate.

Esercizio 14

Data la seguente reazione chimica $\mathrm{H}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}\mathrm{P}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{P}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}$, trova le basi e gli acidi coniugati.

Esercizio 15

Data la seguente reazione chimica $2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{P}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{C}\mathrm{N}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}2\mathrm{H}\mathrm{P}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{2-}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{N}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3$​, trova le basi e gli acidi coniugati.

Esercizi su acidi e basi secondo Lewis

Esercizio 21

Classifica le seguenti molecole come acido di Lewis o base di Lewis, motivando la tua scelta.

1. BF₃
2. Cl^-
3. AlCl₃
4. H⁺
5. NH₃

Esercizio 22

Individua nelle seguenti reazioni chi si comporta da acido secondo Lewis e chi da base.

• O^2- + SO₃ → SO₄^2-
• Cu²⁺ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺
• BF₃ + NH₃ → F₃B←NH₃
• AlCl₃ + Cl^- → AlCl₄^-

Esercizio 23: Vero o falso?

1. Tutti gli acidi di Brønsted-Lowry sono anche acidi di Lewis.
2. Una molecola con un ottetto completo non può mai comportarsi da acido di Lewis.
3. Gli anioni si comportano generalmente come basi di Lewis.
4. Nella reazione: CO₂ + H₂O → H₂CO₃, il carbonio della CO₂ si comporta da acido di Lewis.

Esercizio 24:

Secondo la definizione introdotta da Lewis, le reazioni acido-base non implicano necessariamente il trasferimento di un protone, bensì lo scambio di un (1) ____________.

Esercizio 25:

In particolare, un acido di Lewis è una specie chimica capace di (1) ____________ una coppia di elettroni. Per fare questo, la specie deve possedere un orbitale coordinativamente (2) ____________. Al contrario, una base di Lewis è una specie chimica capace di (3) ____________ una coppia di elettroni. Questa specie deve quindi possedere almeno un doppietto elettronico (4) ____________ .

Esercizio 26:

Quando un acido e una base di Lewis reagiscono, formano un legame chimico specifico chiamato legame covalente (1) ____________ , e il prodotto ottenuto viene genericamente definito (2) ____________ di Lewis.

Esercizio 27:

Un classico esempio di acido di Lewis è il trifluoruro di boro (indica la formula chimica), in cui l'atomo centrale non raggiunge l'(1) ____________ elettronico. Un esempio tipico di base di Lewis è l'(2) ____________ (indica anche la formula chimica).

Esercizio 28: Descrivi il comportamento delle seguenti sostanze se immerse in acqua.

1. Ammoniaca
2. OH^-
3. H₂SO₄
4. Acido nitrico

Esercizio 29: Lo ione rameico reagisce con quattro molecole di ammoniaca per formare il complesso [Cu(NH₃)₄]²⁺. Qual è l'acido e quale la base secondo Lewis?

Esercizio 30: Completa le seguenti reazioni acido base di Lewis:

1. SO₃ + O^2- →
2. SiF₄ + 2F^- →

Esercizi sul pH, K_a e K_b

Esercizio 31

L'acido cloridrico reagisce con l'acqua secondo la reazione:

HCl(g)+H₂O(l)→H₃O(aq)⁺+Cl(aq)^-

La concentrazione di HCl è di 0.10M. Si calcoli il pH di HCl

Esercizio 32

Si calcoli la concentrazione di ione idronio di una soluzione con un pH di -1.07.

Esercizio 33

La concentrazione di ione idronio dell'aceto è approssimativamente 4 × 10⁻³ M. Quali sono i corrispondenti valori di pH e di pOH?

Esercizio 34

Water exposed to air contains carbonic acid, H₂CO₃, due to the reaction between carbon dioxide and water:

CO₂⁢(𝑎⁢𝑞)+H₂O(𝑙)⇌H₂⁢CO₃⁢(𝑎⁢𝑞)

Air-saturated water has a hydronium ion concentration caused by the dissolved CO₂ of 2.0 × 10−6 M, about 20-times larger than that of pure water. Calculate the pH of the solution at 25 °C.

Esercizio 35

Si calcoli il pOH dei composti dati, specificando anche la formula chimica:

• Acqua distillata, pH = 7
• Acido cloridrico, pH = 1
• Idrossido di sodio, pH = 14
• Ammoniaca, pH = 10.5
• Cloruro di ammonio, pH = 5.5
• Acido fosforico, pH = 1.6
• Bicarbonato di sodio, pH = 8.1

Esercizio 36

Si calcoli la percentuale ionizzata di 0.10 M di soluzione di acido acetico con un pH di 2.89.

Esercizio 37

Si calcoli la costante di ionizzazione acida di 0.25 M di acido carbonico (H₂CO₃), con pH di 3.6; e di 0.30 M di acido cloridrico (HCl), con pH di 0.52. Quale dei due è l'acido più forte?

Esercizio 38

Calculate the pH in a 0.010-M solution of caffeine, a weak base:

C_8⁢H₁₀⁢N₄⁢O_2⁡(𝑎⁢𝑞)+H₂O(𝑙)⇌C₈⁢H_10⁢N_4⁢O_2⁢H⁺⁡(𝑎⁢𝑞)+OH^−⁢(𝑎⁢𝑞) 𝐾_b=2.5×10⁻⁴

Esercizio 39

Si preparano 250 mL di una soluzione di ammoniaca (NH₃​) con concentrazione di 0.15 M

Sapendo che la costante di ionizzazione acida dello ione ammonio NH₄⁺​ è:

K_a​=5,6×10⁻¹⁰

si calcoli il pH della soluzione.

Esercizio 40

Che relazione lega la k_a e la k_b? Esprimi un ulteriore modo per calcolare questa relazione.

Esercizi su autoionizzazione dell’acqua e pH

Esercizio 61

A 25°C, il valore di Kw​ è $1.0\ast 10^{-14}$. Se [H+]=$1.0\ast 10^{-7}$ M, quanto vale [OH−]Completa

Esercizio 62

Completa:

• Se pH < 7 → soluzione __________
• Se pH = 7 → soluzione __________
• Se pH > 7 → soluzione __________

Esercizio 63

Calcola il pOH e il pH di una soluzione con [$\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$]=$10\ast 10^{-3}$ M.

Esercizio 64

1. In una soluzione acquosa, il pH è 4.5. Calcola:
   • [$\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$]
   • [$\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$]

Esercizio 65

A una certa temperatura, Kw=$5.0\ast 10^{-13}$. Calcola il pH neutro a questa temperatura

Esercizio 66

Una soluzione ha [$\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$]=$2.5\ast 10^{-9}$M.

1. È acida, basica o neutra?
2. calcola il pH

Esercizio 67

In una soluzione [$\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$]=$4.0\ast 10^{-6}$

1. Calcola il pOH
2. Calcola il pH
3. Determina la natura della soluzione

Esercizio 68

Calcolare la concentrazione molare degli ioni idronio di una soluzione il cui pH è 5.50

Esercizio 69

Calcola la concentrazione degli ioni [$\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$] e [$\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$]

Esercizio 70

Determina il pH di una soluzione acquosa preparata sciogliendo 0.26 g di idrossido di calcio, $\mathrm{C}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_2$ in acqua sufficiente ad ottenere 0.500 L di soluzione.

Esercizio 71

Calcola il pH delle soluzioni aventi la seguente concentrazione degli ioni $\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$ e precisa se la soluzione è acida o basica:

1. [$\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$] = $7.8\ast 10^{-5}$  mol/L
2. [$\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$] = $8.2\ast 10^{-10}$ mol/L

Esercizio 72

Calcola il pH di una soluzione acquosa di ipoclorito di sodio 0.03 M sapendo che la KA dell’acido ipocloroso è $2.95\ast 10^{-8}$ M.

Esercizio 73

Calcolare il pH di una soluzione acquosa di HCl preparata sciogliendo 1 l di HCl gassoso misurati a condizioni normali in 500 ml di soluzione.

Esercizio 74

Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido nitrico preparata sciogliendo 0.35 g di acido in 2 litri di soluzione.

Esercizio 75

Calcolare il pH di una soluzione acquosa di KOH preparata sciogliendo 0.5 g di idrossido in 250 ml di soluzione.

Esercizio 76

Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di NaOH che ha pH 12.5.

Esercizio 77

Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido ipocloroso 0.05 M sapendo che la sua Ka = $2.95\ast 10^{-8}$M.

Esercizio 78

Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di acido acetico che ha un pH = 3 sapendo che la Ka dell’acido è $1.75\ast 10^{-5}$M.

Esercizio 79

Calcolare il pH di una soluzione acquosa di ammoniaca 0.075 M sapendo che la sua KB = $1.75\ast 10^{-5}$ M.

Esercizio 80

Calcolare la concentrazione di una soluzione acquosa di ammoniaca che ha un pH = 10.5 sapendo che la Kb della base è $1.75\ast 10^{-5}$ M.

Esercizio 81

Calcola la concentrazione di una soluzione acquosa di cloruro di ammonio che ha un pH = 5.2 sapendo che la Kb dell’ammoniaca è $1.75\ast 10^{-5}$ M.

Esercizio 82

Calcola il pH di una soluzione acquosa di bromuro di ammonio 0.06 M sapendo che la Kb dell’ammoniaca è $1.75\ast 10^{-5}$ M.

Esercizio 83

Calcola la concentrazione di una soluzione acquosa di acetato di sodio che ha un pH = 9 sapendo che la Ka dell’acido acetico è $1.75\ast 10^{-5}$ M.

Esercizi sul prodotto di solubilità

Esercizio 84

Definisci il prodotto di solubilità (Kps) e spiega da quali fattori dipende.

Esercizio 85

Che differenza c'è tra solubilità molare e prodotto di solubilità?

Esercizio 86

Come si stabilisce se una soluzione è insatura, satura o sovrasatura utilizzando il confronto tra Q (prodotto ionico) e Kps?

Esercizio 87

Il prodotto di solubilità di $\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{C}\mathrm{l}$ è Kps = 1,8 × 10^-10.

Calcola la solubilità molare di $\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{C}\mathrm{l}$ in acqua pura.

Esercizio 88

Il prodotto di solubilità di $\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{F}{\phantom{A}}_2$ è Kps = 3,9 × 10⁻¹¹.

Calcola la solubilità molare del sale.

Esercizio 89

Il prodotto di solubilità di PbI₂ è Kps = 8,5 × 10⁻⁹.

Calcola la solubilità molare in acqua pura.

Esercizio 90

La solubilità molare di Mg(OH)₂ è 1,3 × 10⁻⁴ mol/L.

Calcola il prodotto di solubilità del composto.

Esercizio 91

La solubilità molare di Ag₂CrO₄ è 6,5 × 10⁻⁵ mol/L.

Calcola il Kps.

Esercizio 92

In una soluzione sono presenti:

[Ag⁺] = 2,0 × 10⁻⁵ mol/L

[Cl⁻] = 3,0 × 10⁻⁵ mol/L

Sapendo che Kps(AgCl) = 1,8 × 10⁻¹⁰, stabilisci se precipita AgCl.

Esercizio 93

In una soluzione sono presenti:

[Ca²⁺] = 1,0 × 10⁻⁴ mol/L

[F⁻] = 5,0 × 10⁻⁴ mol/L

Sapendo che Kps(CaF₂) = 3,9 × 10⁻¹¹, verifica se si forma precipitato.

Esercizio 94

Calcola la concentrazione minima di Cl⁻ necessaria per iniziare la precipitazione di AgCl da una soluzione contenente:

[Ag⁺] = 1,0 × 10⁻⁴ mol/L

Kps(AgCl) = 1,8 × 10⁻¹⁰

Esercizio 95

Calcola la concentrazione minima di OH⁻ necessaria per iniziare la precipitazione di Mg(OH)₂ da una soluzione contenente:

[Mg²⁺] = 2,0 × 10⁻³ mol/L

Kps = 5,6 × 10⁻¹²

Esercizio 96

Una soluzione contiene:

[Ba²⁺] = 0,010 mol/L

[SO₄²⁻] = 5,0 × 10⁻⁹ mol/L

Sapendo che Kps(BaSO₄) = 1,1 × 10⁻¹⁰, stabilisci se la soluzione è insatura, satura o sovrasatura.

Esercizio 97

La solubilità del fluoruro di bario $Ba{F}_2$ in acqua è 1,30 g/L.

Calcola il prodotto di solubilità del sale.

Esercizio 98

A 25°C la solubilità in acqua del solfato di bario $BaS{O}_4$ è 1,22 · 10^-5 mol/L.

a) Calcola il prodotto di solubilità del solfato di bario;

b) Determina la massa in grammi di sale che si scioglie in 250 mL di acqua. Si trascuri la variazione di volume dovuta all'aggiunta del sale.

Esercizio 99

Una soluzione satura di $\mathrm{C}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_2$ ha pH = 12,35.

Calcola:

a) solubilità (in g/L) dell'idrossido;

b) prodotto di solubilità dell'idrossido.

Esercizio 100

30 mg di $Fe(OH{)}^3$ vengono posti in 200 mL di acqua e quindi vengono aggunti 30 mg di $FeC{l}_3$ (Kps = 4 10-38).

Determinare la solubilità dell’idrossido in tale soluzione. Determinare il pH al quale occorre portare la soluzione perché tutti i 30 mg passino in soluzione.

Esercizio 101

Se ai 300 mL della soluzione tampone a pH = 9.1 si aggiungono 20 mL di una soluzione acquosa contenente 0.15g di $F{e}_2(S{O}_4{)}_3$ si ha formazione di $Fe(OH{)}_3$ (Kps = 1.1 10^-36).

Determinare quanti grammi di precipitato si ottengono.

Esercizio 102

Determinare quanti grammi di $\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$ è possibile sciogliere in 1,0 L di acqua pura e in 1,00 L di una soluzione 0,420 M di $\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$.

Kps($\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$) = 7,0 · 10^-5

Si consideri trascurabile l'aumento di volume dovuto all'aggiunta di $\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$.

Esercizio 103

Un litro di una soluzione acquosa contiene 0.1 moli di $\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$e 0.2 moli di $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{F}$. Se si aggiunge lentamente una soluzione di BaCl2, quale anione precipita per primo, e quanti mg di esso rimangono in soluzione quando avrà inizio la precipitazione dell’altro anione?

K_ps BaSO₄ = 1.1 10^-10, K_ps BaF₂ = 1.0 10^-6.

Soluzioni agli esercizi

• Esercizio 1: HCl → acido, NaOH → base, KNO₃ → sale, H₂SO₄ → acido, Ca(OH)₂ → base
• Esercizio 2: HNO₃ → H⁺+ NO₃^-, NaOH → Na⁺ + OH⁻, Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻
• Esercizio 3: La dissociazione è: Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻ 1 mole di Ca(OH)₂ produce 2 moli di OH⁻. Quindi: 3 × 2 = 6 moli di OH⁻  Risposta: 6 moli di OH⁻.
• Esercizio 4: Formula: n = M × V Convertiamo il volume: 500 mL = 0,5 L Quindi:n = 0,2 × 0,5 = 0,1 mol Poiché HNO₃ libera 1 H⁺: moli di H⁺ = 0,1 mol
• Esercizio 5: 1) V, 2) F, 3) V, 4) F, 5) V, 6) F
• Esercizio 6: H₂SO₄ → 2 H⁺, HCl → 1 H⁺, H₃PO₄ → 3 H⁺, NaOH → 1 OH⁻
• Esercizio 7: 2HCl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2H₂O Servono i coefficienti perché Ca(OH)₂ fornisce 2 gruppi OH⁻ e occorrono quindi 2 HCl per neutralizzarli.
• Esercizio 8: HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O
• Esercizio 9: 2 molecole di HCl: 2HCl → 2H⁺ + 2Cl⁻ = 2 ioni H⁺ 3 molecole di NaOH: 3NaOH → 3Na⁺ + 3OH⁻ = 3 ioni OH⁻ Risultato: H⁺ = 2, OH⁻ = 3
• Esercizio 10: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O
  • Sale formato: solfato di sodio
  • Molecole d'acqua prodotte: 2
• Esercizio 21

1. Acido: B ha 6 elettroni nel guscio di valenza dopo il legame come i 3 atomi di F. Possiede dunque un orbitale p vuoto pronto ad accettare un doppietto.
2. Base: possiede 4 doppietti elettronici disponibili per la donazione.
3. Acido: l'atomo centrale di Al non raggiunge l'ottetto quando si lega con 3 atomi di Cl e ha orbitali vuoti capaci di ospitare dei doppietti elettronici,
4. Acido: ha un orbitale s completamente vuoto.
5. Base: N possiede un doppietto elettronico solitario che può donare.

• Esercizio 22: 1) base: ione ossido, acido: triossido di zolfo 2) base: ammoniaca, acido: ione rameico 3) base: azoto, acido: trifloruro di boro 4) base: ione cloruro, acido: cloruro di alluminio

• Esercizio 23: 1) V 2) F 3) V 4) V
• Esercizio 24: doppietto elettronico
• Esercizio 25: accettare; vuoto; donare; di non legame;
• Esercizio 26: dativo; complesso
• Esercizio 27: ottetto
• Esercizio 28: 1) NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^- 2) Dona doppietti elettronici verso gli atomi di idrogeno dell'acqua 3) H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₄^- 4) HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃^-
• Esercizio 29: ammoniaca: base, ione rameico: acido
• Esercizio 30: 1) SO₃ + O^2- → SO^2-₄ 2) SiF₄ + 2F^- → (SiF₆)^2-
• Esercizio 31: pH = 2
• Esercizio 32: 12 M
• Esercizio 33: pH = 2.4, pOH = 11.6
• Esercizio 34: pH = 5.70
• Esercizio 35: 1) H₂O, pOH = 7; 2) HCl, pOH = 13; 3) NaOH, pOH = 0; 4) NH₃, pOH = 3.5; 5) NH₄Cl, pOH = 8.5; 6) H₃PO₄, pOH = 12.4; 7) NaHCO₃, pOH = 5.9
• Esercizio 36: Procedimento: calcolo la concentrazione di ione idronio (H₃0⁺), divido questa concentrazione per quella di acido acetico e moltiplico per 100 (dal momento che la k_a si calcola facendo il rapporto tra la concentrazione dei prodotti e quella dei reagenti, non considerando quella dell'acqua nei reagenti.)

[H₃O⁺] = 10^-2.89= 1.28 x 10^-3 M

⇒ % CH₃COOH = [H₃O⁺] / [CH₃COOH] x 100 = 1.28 x 10^-3 M / 0.10 M x 100= 1.28% ionizzato

• Esercizio 37: k_a H₂CO₃ = 1 x ^10-3, k_a HCl = 1. L'acido più forte è HCl.
• Esercizio 38: pH = 11.16
• Esercizio 39: pH = 11.21 ( suggerimento: calcolare la costante di ionizzazione basica, per poi calcolare la [OH^-] con una tabella ICE, concludendo con il calcolo del pOH, da convertire in pH.).
• Esercizio 40: la k_a e la k_b sono legate dalla relazione: k_a x k_b = k_w (costante di ionizzazione dell'acqua)= 10^-14. L'altro modo per calcolare k_w è fare il prodotto tra le concentrazioni di idrogenioni e ioni ossidrili. k_w = [H⁺] x [OH^-] = 10^-14.

• Esercizio 61: $1.0\ast 10^{-7}$
• Esercizio 62: acida, neutra, basica
• Esercizio 63: pOH=3 ; pH=11
• Esercizio 64: [$\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$]= $10\ast 10^{-4.5}$; [$\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$]= $10\ast 10^{-9.5}$
• Esercizio 65: pH=6.5
• Esercizio 66: Basica perché pH: 8.6
• Esercizio 67: pOH= 5.4, pH=8.6, soluzione basica
• Esercizio 68: $2.0\ast 10^{-6}$
• Esercizio 69: [$\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}$]=[$\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$]=$1.0\ast 10^{-7}$
• Esercizio 70: pH=12.15
• Esercizio 71: 1. pH=4.11, acida I 2. pH=9.09, basica
• Esercizio 72: pH= 10
• Esercizio 73: pH= 1.05
• Esercizio 74: pH= 2.56
• Esercizio 75: pH= 12.55
• Esercizio 76: Concentrazione di NaOH: 0.0316 M
• Esercizio 77: pH=4.42
• Esercizio 78: concentrazione di acido acetico: 0.0571 M
• Esercizio 79: pH= 11.06
• Esercizio 80: concentrazione iniziale di soluzione acquosa di ammoniaca= 0.00571
• Esercizio 81: concentrazione della soluzione acquosa di cloruro di ammonio = 0.0697
• Esercizio 82: pH= 5.23
• Esercizio 83: la concentrazione della soluzione acquosa di acetato di sodio= 0.175M
• Esercizio 87: s = 1,34 × 10⁻⁵ mol/L
• Esercizio 88: s = 2,14 × 10⁻⁴ mol/L
• Esercizio 89: s = 1,29 × 10⁻³ mol/L
• Esercizio 90: Kps = 8,79 × 10⁻¹²
• Esercizio 91: Kps = 1,10 × 10⁻¹²
• Esercizio 92: Precipita AgCl.
• Esercizio 93: Non precipita.
• Esercizio 94: [Cl⁻] = 1,8 × 10⁻⁶ mol/L
• Esercizio 95: [OH⁻] = 5,29 × 10⁻⁵ mol/L
• Esercizio 96: La soluzione è insatura.
• Esercizio 97: K_ps = 1,63 · 10^-6
• Esercizio 98: K_ps = 1,49 · 10^-10; Quantità di $Ba{F}_2$ in 250 ml di $H_{2}O$ = 7,1 · 10^-4 g
• Esercizio 99: s = 1,12 × 10⁻² mol/L; Kps = 5,6 × 10⁻⁶
• Esercizio 100: s = 0.92 · 10^-3; pH = 2.41
• Esercizio 101: m _Fe(OH)3 = 0,08 g
• Esercizio 102: grammi di $\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$ su 1 litro di acqua pura = 8,11 g di Ag₂SO₄; grammi di $\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$ su una soluzione 0,420 M di $\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$= 2,01 g di $\mathrm{A}\mathrm{g}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$
• Esercizio 103: Precipita prima SO₄²⁻ (come BaSO₄).

Fonti

• OpenStax Chemistry-2e - Licenza CC by 4.0
• General Chemistry Steps: protetto da Copyright però buon sito per spiegazioni ed esempi
• Libro di testo scolastico