Codou ba ha scritto:

In classe abbiamo svolto un esperimento in laboratorio per verificare la velocità di reazione, utilizzando come reagenti tiosolfato di sodio e acido cloridrico, abbiamo ottenuto come prodotti anidride solforosa, acqua, zolfo molecolare e cloruro di sodio. Volevo chiederle: come scrivo questa reazione con un’equazione chimica e dopo come la bilancio?

Rispondo così:

Iniziamo a scrivere la reazione, utilizzando i reagenti e i prodotti che hai elencato:

             Na₂S₂O₃ + HCl → SO₂ + H₂O + S + NaCl

Si tratta di una reazione di disproporzione o dismutazione, nella quale un solo elemento si ossida e si riduce.

In questo caso un atomo di zolfo del tiosolfato viene ossidato ad anidride solforosa, così che il suo numero di ossidazione passa da +2 a +4, cedendo quindi 2 e^-. L’altro atomo di zolfo del sale iniziale viene invece ridotto a zolfo elementare e il suo numero di ossidazione passa da +2 a 0, acquistando 2 e^-. Siccome il numero degli elettroni scambiati è uguale nelle due semireazioni, non è necessario moltiplicare per ulteriori coefficienti.

Pertanto, bilanciare la reazione in esame coincide con un semplice bilanciamento delle masse, che si risolve introducendo il coefficiente 2 davanti alla formula dell’acido cloridrico e del cloruro di sodio. Quindi:

Na₂S₂O₃ + 2 HCl → SO₂ + H₂O + S + 2 NaCl

Ecco fatto!

Simone ha scritto:

Salve prof. Ho un problema con la seguente reazione da bilanciare:

KMnO₄ = K₂O + MnO₂ + O₂

Per risolverla ho usato il metodo delle semireazioni, per cui ho ridotto tutto in forma ionica:

K⁺ + MnO₄^-  → K₂O + MnO₂ + O₂

Dopodiché ho analizzato le due semireazioni:

MnO₄^-  → MnO₂

H₂O → O₂

Bilanciando gli atomi degli elementi e ossigeno/idrogeno diventano così:

MnO₄^-  + 3 e^- + 4 H⁺ → MnO₂  +  2 H₂O

2 H₂O → O₂  +  4 H⁺

Bilanciando le cariche degli elettroni esce la seguente reazione:

4 MnO₄^- + 16 H⁺  +  6 H₂O → 4 MnO₂ + 3 O₂ + 12 H⁺ + 8 H₂O

Semplificando il tutto:

4 MnO₄^-  + 4 H⁺  → 4 MnO₂  +  3 O₂  +  2 H₂O

Scritta in forma molecolare e non più ionica:

4 KMnO₄ + 4 H⁺ → 2 K₂O  +  4 MnO₂  +  3 O₂  +  2 H₂O

Il problema è che sia il risultato della nostra insegnante (che non vedo fino a mercoledì) sia quello di internet vede l’assenza di H⁺ tra i reagenti e H₂O tra i prodotti. Spero possiate aiutarmi.

Ecco l’aiuto:

Caro Simone, l’errore consiste nell’aggiungere deliberatamente l’acqua nei reagenti, mentre non era per nulla necessario!!! L’ossigeno che viene ossidato ad ossigeno biatomico è quello del permanganato, il quale agisce sia da ossidante sia da riducente.

Ripartiamo da capo:

KMnO₄ = K₂O + MnO₂ + O₂

Il manganese si riduce passando da +7 a +4 e acquistando 3 e^-, mentre l’ossigeno si ossida passando da -2 a 0 e cedendo 2 e^-  per ogni atomo di ossigeno (considerando la molecola biatomica di O₂, gli elettroni ceduti saranno 4).

Per uguagliare gli elettroni scambiati, moltiplichiamo per 4 i composti contenenti manganese e per 3 l’ossigeno biatomico.

4 KMnO₄ = K₂O + 4 MnO₂ + 3 O₂

Avendo sistemato il bilanciamento degli elettroni, procediamo ad un semplice bilanciamento delle masse, aggiungendo 2 di fronte all’ossido di potassio e verificando che il numero di ossigeni nei reagenti e nei prodotti coincide ed è uguale a 16.

4 KMnO₄ = 2 K₂O + 4 MnO₂ + 3 O₂

Considera che dei 16 ossigeni che compaiono nei reagenti, 6 verranno ossidati per formare ossigeno biatomico, mentre gli altri 8 non subiscono variazioni del numero di ossidazione e formano i due ossidi presenti nei prodotti.

Spero che ora tutto ti sia più chiaro!

Michele ha scritto:

Gentile professoressa, le chiedo aiuto per il seguente problema!!

Indicare quale solido si forma mescolando volumi uguali di una soluzione di acido solforico 0,03 M – una soluzione di CaCl₂ 0,002 M – e una soluzione di Na₂CO₃ 0,005 M.

Come faccio a prevedere quale sale precipita?? Grazie mille come sempre per il suo aiuto!

Rispondo così:

Considerando l’acido solforico, il cloruro di calcio e il carbonato di sodio completamente dissociati, nella soluzione si originano i seguenti ioni:

H₂SO₄ = 2 H⁺ + SO₄^2-

CaCl₂ = Ca²⁺ + 2 Cl^-

Na₂CO₃ = 2 Na⁺ + CO₃^2-

che si combinano nelle seguenti reazioni:

2 H⁺ + CO₃^2- = H₂CO₃ = H₂O + CO₂ (che si libera come gas)

Ca²⁺ + SO₄^2- = CaSO₄

Na⁺ + Cl^- = NaCl

2 Na⁺ + SO₄^2- = Na₂SO₄

Ora, ripassiamo le regole per stabilire la solubilità dei composti, riprendendo solo quelle che riguardano i sali in esame:

1) Tutti i composti costituiti da elementi del gruppo IA sono solubili in acqua (nel nostro caso, quindi, sia NaCl, sia Na₂SO₄ sono solubili e rimangono pertanto sottoforma di ioni all’interno della soluzione)

2) Tutti i sali contenenti cloruri, bromuri e ioduri sono solubili in acqua ad eccezione di quelli di Ag⁺, Pb²⁺ e Hg₂²⁺ (quindi si conferma NaCl solubile)

3) Tutti i sali contenenti ioni solfato sono solubili in acqua, ad eccezione di quelli di Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺, Hg²⁺ e Ag⁺ (quindi Na₂SO₄ si conferma solubile, mentre CaSO₄ è insolubile, con K_ps = 4,9 · 10^-5 a 25 °C)

Consideriamo allora CaSO₄. Le concentrazioni in soluzione dei vari ioni si riducono a un terzo di quelle iniziali, dato che si uniscono volumi uguali di tre soluzioni diverse; pertanto esse sono pari a:

[Ca²⁺] = (0,002/3) = 6,7·10^-4  M                          [SO₄^2-] = (0,03/3) = 0,01 M

Il prodotto di solubilità del solfato di calcio è dato dal prodotto delle concentrazioni degli ioni che compongono il sale, essendo esso del tipo 1:1. Quando il risultato di questo prodotto supera il valore del K_ps, il sale in questione precipita.

K_ps = [Ca²⁺]·[SO₄^2-] = 6,7·10^-4 M · 0,01 M = 6,7 · 10^-6 <  4,9 · 10^-5

L’unico solido che potrebbe precipitare, il solfato di calcio CaSO₄, di fatto non precipita; infatti, ammesso che tu abbia trascritto correttamente le concentrazioni delle soluzioni iniziali, il valore del prodotto ionico [Ca²⁺]∙[SO₄^2-] è inferiore al valore del K_ps del sale.

Daniela ha scritto:

Salve, avrei una domanda.

Secondo la teoria di Bronsted e Lowry, lo ione ammonio (NH₄⁺) si può comportare solo da acido, in quanto può donare un protone, ma non può accettarlo. Ma esattamente perché non può accettarlo?

Grazie.

Ecco l’aiuto:

Cara Daniela, la teoria di Bronsted e Lowry definisce acido ogni sostanza in grado di cedere un protone e base ogni sostanza in grado di accettarlo. Con questi due chimici nasce il concetto di coppia coniugata acido/base, perchè è sempre necessario disporre di due sostanze per definire chi cede e chi acquista il protone (spesso una delle due è l’acqua, che agisce da acido o da base coniugata a seconda della specie con cui reagisce).

Detto questo, NH₃ è per esempio una specie anfolita, in quanto è la base coniugata di NH₄⁺, ma l’acido coniugato di NH₂^-, secondo le seguenti reazioni di equilibrio:

NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-

NH₃ + H₂O = NH₂^- + H₃O⁺

nella prima reazione NH₃ si comporta da base, nella seconda da acido.

La specie NH₄⁺ ha già il massimo di protoni possibili in quanto l’atomo di azoto ha condiviso tutti gli elettroni esterni di cui dispone; per questo motivo non è possibile generare la specie NH₅²⁺, che infatti non esiste!

Neliana ha scritto:

Salve avrei bisogno di aiuto per questo problema. La ringrazio anticipatamente.

Calcolare la concentrazione dello ione zinco in  una soluzione ottenuta aggiungendo 5 g  di nitrato di zinco a 100 ml di una soluzione tampone  a pH 11.

Ecco l’aiuto:

Calcoliamo la concentrazione molare di nitrato di zinco che si ottiene sciogliendone 5 grammi in 100 mL di soluzione:

n _Zn(NO3)2 = 5g / (189,39 g/mol) = 0,026 mol

[Zn(NO₃)₂] = 0,026 mol / 0,1L = 0,26 M

da cui si ricava una concentrazione di ioni zinco in soluzione pari a

[Zn²⁺] = 0,26 M

Dal momento che il pH del tampone vale 11, la concentrazione degli ioni ossidrile in soluzione è:

[OH^-] = 10^-(14-pH) = 10^-3 M

Consideriamo ora l’equilibrio di solubilità dell’idrossido di zinco:

Zn(OH)_2(s) = Zn²⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)

da cui si ricava K_ps = [Zn²⁺][OH^-]²

Calcolando il prodotto [Zn²⁺][OH^-]² = 0,26 M · (10^-3)² = 2,6·10^-7

si ottiene un numero che supera il valore del K_ps per l’idrossido di zinco, che vale 1,8·10^-14 a 20 °C. Questo significa che, miscelando il nitrato di zinco alla soluzione tampone a pH 11, si forma un precipitato di idrossido di zinco.

La concentrazione degli ioni zinco residui in soluzione si ricava dall’espressione della costante del prodotto di solubilità:

[Zn²⁺] = K_ps / [OH^-]² = 1,8·10^-14 / (10^-3)² = 1,8·10^-8 M

Tenendo conto delle cifre significative, risponderei [Zn²⁺] = 2·10^-8 M.

Neliana ha altri due problemi:

1. 0,3 g di acido cloridrico sono aggiunti a 0,5 L di una soluzione 0,1 M di monoidrogenofosfato di sodio. Calcolare il pH della soluzione ottenuta.
2. 0,3 g di idrossido di sodio sono aggiunti a 0,5 L di una soluzione 0,1 M di diidrogenofosfato di sodio. Calcolare il pH della soluzione ottenuta.

La risoluzione è questa:

Problema 1

Inizierei calcolando la concentrazione di acido cloridrico dopo la miscelazione:

n_HCl = 0,3 g / (36,458 g/mol) = 0,0082 mol

[HCl] = 0,0082 mol / 0,5L = 0,016 M

Il monoidrogenofosfato di sodio si dissocia in

Na₂HPO₄ → 2 Na⁺ + HPO₄^2-

mentre in soluzione acquosa, l’acido cloridrico libera ioni H₃O⁺ in concentrazione pari a 0,016 M:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Gli ioni idronio liberati vanno a spostare gli equilibri che vedono lo ione monoidrogenofosfato come protagonista, verso la formazione di una pari quantità di ione diidrogenofosfato:

HPO₄^2- + H₃O⁺ → H₂PO₄^- + H₂O

Pertanto, dopo la miscelazione, si avranno le seguenti concentrazioni:

[HPO₄^2-] = 0,1 M – 0,016 M = 0,084 M

[H₂PO₄^-] = 0,016 M

e di fatto, l’aggiunta di un acido forte alla soluzione di monoidrogenofosfato di sodio ha dato origine ad una soluzione tampone. Per calcolare il pH della soluzione possiamo quindi utilizzare l’equazione di Henderson-Hasselbalch, relativa al seguente equilibrio:

H₂PO₄^- + H₂O = HPO₄^2- + H₃O⁺

con K_a2 = 7,9·10^-8 a 25 °C. Quindi:

pH = pK_a2 + log ([HPO₄^2-]/[ H₂PO₄^-]) = 7,10 + log (0,084/0,016) = 7,82

Tenendo conto del numero corretto di cifre significative, il pH della soluzione vale 7,8.

Problema 2

Come nel problema precedente, inizierei calcolando la concentrazione di idrossido di sodio dopo la miscelazione:

n_NaOH = 0,3 g / (40 g/mol) = 0,0075 mol

[NaOH] = 0,0075 mol / 0,5 L= 0,015 M

Il diidrogenofosfato di sodio si dissocia in

NaH₂PO₄ → Na⁺ + H₂PO₄^-

mentre in soluzione acquosa l’idrossido di sodio libera ioni OH^- in concentrazione pari a 0,015 M:

NaOH → Na⁺ + OH^-

Gli ioni idrossido liberati vanno a spostare gli equilibri che vedono lo ione diidrogenofosfato come protagonista, verso la formazione di una pari quantità di ione monoidrogenofosfato:

H₂PO₄^- + OH^- → HPO₄^2- + H₂O

Pertanto, dopo la miscelazione, si avranno le seguenti concentrazioni:

[H₂PO₄^-] = 0,1 M – 0,015 M = 0,085 M

[HPO₄^2-] = 0,015 M

Anche in questo caso, l’aggiunta di una base forte alla soluzione di diidrogenofosfato di sodio ha originato la formazione di una soluzione tampone, il cui pH è calcolabile riferendosi allo stesso equilibrio dell’esercizio precedente:

pH = pK_a2 + log ([HPO₄^2-]/[ H₂PO₄^-]) = 7,10 + log (0,015/0,085) = 6,35

Tenendo conto del numero corretto di cifre significative, il pH della soluzione vale 6,4.

Neliana ha ancora un problema:

0,5 litri di una soluzione 0,1 M di diidrogenofosfato  di sodio vengono aggiunti a 0,5 litri di una soluzione che contiene 0,2 mol/L  di diidrogenofosfato sodico e 0,3 mol/ L di monoidrogenofosfato di potassio. Calcolare il pH della soluzione finale.

Il problema si risolve così:

Calcoliamo le nuove concentrazioni dei sali presenti in soluzione: essendo uguali i volumi miscelati, è sufficiente dimezzare le concentrazioni iniziali:

[NaH₂PO₄]_{dalla 1^soluzione} = 0,05 M

[NaH₂PO₄]_{dalla 2^soluzione} = 0,1 M

[K₂HPO₄]_{dalla 2^soluzione} = 0,15 M

Dal momento che i primi due sali sono uguali, la concentrazione totale in soluzione è data dalla somma delle due concentrazioni presenti

[NaH₂PO₄]_totale = 0,15 M

Siamo pertanto di fronte al solito tampone già approfondito negli esercizi precedenti, ma con pari concentrazione di sale e di acido, cioè di ione monoidrogenofosfato e di ione diidrogenofosfato. Pertanto, il rapporto delle loro concentrazioni vale 1 e il loro logaritmo in base 10 vale zero. Il pH è allora identico al valore della pK_a2 e vale 7,1.

Mara ha scritto:

Salve, cortesemente avrei bisogno di aiuto per il seguente esercizio. La ringrazio!

Per ossidare 2,5 grammi di nitrato ferroso occorrono 200 mL di una soluzione di pemanganato di potassio. Calcolare la concentrazione molare della soluzione di permanganato di potassio. (La reazione avviene in ambiente acido).

Questa è la risposta:

Iniziamo scrivendo la reazione di ossidoriduzione, già in forma di equazione ionica netta:

Fe²⁺ + MnO₄^-  +  H⁺  → Fe³⁺ + Mn²⁺ + H₂O

impostiamo le due semireazioni:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e^-             ossidazione   

MnO₄^-  + 8H⁺  + 5e^-  →  Mn²⁺ + 4H₂O      riduzione     

e per bilanciare gli elettroni scambiati, moltiplichiamo per 5 la semireazione di ossidazione. Sommando si ottiene la reazione complessiva:

5 Fe²⁺ + MnO₄^-  +  8 H⁺  → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O

Ora, calcoliamo le moli di nitrato ferroso Fe(NO₃)₂, corrispondenti a 2,5 g:

n _Fe(NO3)2 = 2,5 g / (179,87 g/mol) = 0,014 mol

che sono anche le moli di Fe²⁺ presenti in soluzione. Per ossidare questo numero di moli, occorre un numero di moli di permanganato di potassio KMnO₄ pari a 1/5 delle moli di ione ferroso:

n _KMnO4 = 0,014 mol / 5 = 0,0028 mol

Sapendo che si sono consumati 200 mL di soluzione, si ricava una concentrazione molare pari a

[KMnO₄] = 0,0028 mol / 0,200 L = 0,014 M

In conclusione, la concentrazione del permanganato di potassio è pari a 0,014 M.

Mara ha scritto ancora:

Una semicella è costituita da un elettrodo a idrogeno immerso in una soluzione 0,100 M di carbonato di sodio. La temperatura è 25 °C, la pressione dell’idrogeno è 0,50 atm. Calcolare la differenza di potenziale della pila costituita da questa semicella ed una semicella standard a zinco (Zn²⁺/Zn).

Il problema si risolve così:

Iniziamo scrivendo il diagramma della cella galvanica in questione e la corrispondente reazione di ossidoriduzione che la alimenta:

anodo   Zn/Zn²⁺ // H⁺/H₂, Pt   catodo

Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂

Il potenziale di questa cella è dato dalla differenza tra il potenziale catodico e quello anodico: mentre per il potenziale anodico ci troviamo in condizioni standard e possiamo direttamente riferirci al potenziale di riduzione tabulato, per quello catodico è necessario effettuare alcuni calcoli:

E_anodo = E°(Zn/Zn²⁺) = -0,76 V

E_catodo = E°(H₂/H⁺) + (0,0591/n) log ([H⁺]² / P_H2) = 0,00 + (0,0591/2) log ([H⁺]² / 0,50)

Calcoliamo la concentrazione di ioni idrogeno derivanti dall’idrolisi del carbonato di sodio 0,100 M:

CO₃^2- + H₂O = HCO₃^- + OH^-

HCO₃^- + H₂O = H₂CO₃ + OH^-

Gli equilibri di idrolisi sono due, ma possiamo non considerare quello che vede lo ione bicarbonato in equilibrio con l’acido carbonico, visto il valore molto basso della costante di equilibrio relativa a tale reazione.

Per la prima reazione scritta, invece calcoliamo la costante di equilibrio, utilizzando il valore di K_a2 = 4,4∙10^-11 e il valore di K_w a 25 °C

K_idrolisi = K_w/K_a2 = 1,00∙10^-14 / 4,4∙10^-11 = 2,3∙10^-4

e applicando la formula per il calcolo degli ioni ossidrile, otteniamo

[OH^-] = √(K_idrolisi ∙ [CO₃^2-]) = √(2,3∙10^-4 ∙ 0,100) = 4,8 ∙ 10^-3 M

da cui ricaviamo la concentrazione di ioni H⁺ presenti in soluzione:

[H⁺] = K_w/[OH^-] = 1,00∙10^-14 / 4,8∙10^-3 = 2,1∙10^-12 M

Riportando questo valore nell’equazione di Nernst, calcoliamo il potenziale catodico

E_catodo = (0,0591/2) log [(2,1∙10^-12)² / 0,50] = -0,68 V

Quindi il potenziale di cella sarà:

E_cella = E_catodo – E_anodo = (-0,68 + 0,76) V = +0,08 V

Valore corretto anche per quanto riguarda il numero di cifre significative.

Sara ha scritto:

Salve, sono in difficoltà con questo problema.

E’ data una soluzione 0,100 M di acido dicloroacetico (K_a = 0,0501). Calcolare il pH della soluzione e la concentrazione di tutte le specie all’equilibrio.

Il problema si risolve così:

L’acido dicloroacetico ha formula CHCl₂COOH e come tutti gli acidi carbossilici dà origine ad un equilibrio di dissociazione, regolato dalla costante acida:

CHCl₂COOH + H₂O = CHCl₂COO^- + H₃O⁺

Quindi, consideriamo le seguenti concentrazioni iniziali e quelle all’equilibrio:

[CHCl₂COOH]_in = 0,100 M                      [CHCl₂COO^-]_in = [ H₃O⁺]_in = 0 M

[CHCl₂COOH]_eq = (0,100 – x) M              [CHCl₂COO^-]_eq = [ H₃O⁺]_eq = x M

Riportando i valori di concentrazione all’equilibrio all’interno della costante acida si ha:

K_a = [CHCl₂COO^-] ∙ [ H₃O⁺] / [CHCl₂COOH]

0,0501 = x² / (0,100 – x)

Ti consiglio di risolvere per intero l’equazione di secondo grado, senza trascurare la x presente a denominatore, perché il valore della costante acida non è sufficientemente basso da giustificare tale scelta. Al termine della risoluzione, escludi ovviamente il valore negativo, dal momento che si tratta della concentrazione di ioni presenti in soluzione!

Si ricava x = 0,0500 M, da cui

[CHCl₂COOH]_eq = (0,100 – 0,050) M = 0,0500 M              [CHCl₂COO^-]_eq = [ H₃O⁺]_eq = 0,0500 M

Per quanto riguarda il calcolo del pH:

pH = -log [H₃O⁺] = -log 0,0500 = 1,301

Tutti i risultati sono espressi tenendo conto del corretto numero di cifre significative. Buon lavoro!

Valeria ha scritto:

Salve, non riesco ad impostare il seguente esercizio. Grazie mille per l`attenzione.

Calcolare la massa di cromato di argento che si può sciogliere in 1,5 L di acqua sapendo che la solubilità di Ag₂CrO₄ in una soluzione di nitrato di argento 0,025 M è 1,86·10^-6 g/L.

L’esercizio si risolve così:

La soluzione di nitrato di argento libera una quantità di ioni argento pari alla concentrazione iniziale del sale:

AgNO₃ → Ag⁺ + NO₃^-

[Ag⁺] = 0,025 M

che va ad influenzare l’equilibrio di solubilità del cromato di argento, per effetto dello ione comune

Ag₂CrO_4(s) = 2 Ag⁺_(aq) + CrO₄^2-_(aq)

per cui all’equilibrio si hanno le seguenti concentrazioni:

[Ag⁺] = 0,025 M + 2x

[CrO₄^2-] = x

Conosciamo il valore di x, che però va convertito in concentrazione molare, dividendo la solubilità in g/L per la massa molecolare del cromato di argento:

x = (1,86·10^-6 g/L) / (331,8 g/mol) = 5,61·10^-9 M

Scrivendo i valori all’interno dell’espressione del  K_ps del cromato di argento, ne ricaviamo il valore:

K_ps = [Ag⁺]² [CrO₄^2-] = (0,025 + 2·5,61·10^-9)² · 5,61·10^-9 = 3,5·10^-12

Utilizziamo questo risultato per calcolare la solubilità molare del cromato di argento in soluzione acquosa

s = ³√(K_ps/4) =  ³√(3,5·10^-12 /4) = 9,6·10^-5 M

Calcoliamo ora a quanti grammi di sale corrisponde, se si dispone di 1,5 L di soluzione:

m _Ag2CrO4 = 9,6·10^-5 mol/L · 1,5 L · 331,8 g/mol = 0,048 g

In conclusione, in 1,5 L di soluzione acquosa si possono sciogliere 0,048 g di cromato di argento, sale in effetti molto poco solubile, visto anche il basso valore della sua costante del prodotto di solubilità!

Andrea ha scritto:

Calcola quanti grammi di idrossido di calcio Ca(OH)₂ bisogna aggiungere a 1,0 L di una soluzione di acido solforico H₂SO₄ 5,8·10^-8 per neutralizzarla.

La soluzione è questa:

Caro Andrea, sebbene la soluzione proposta nel tuo esercizio contenga acido solforico, cioè un acido forte e diprotico, la concentrazione di tale soluzione, che presuppongo sia espressa in mol/L, è talmente bassa da rendere trascurabile la concentrazione di ioni idrogeno prodotti dalla sua dissociazione. Tale concentrazione, inoltre, è dello stesso ordine di grandezza rispetto a quella dovuta alla ionizzazione dell’acqua (circa 10^-7 M). Pertanto, il pH della soluzione in questione si può considerare di fatto neutro, e non è quindi necessaria l’aggiunta di idrossido di calcio.

Alessandro ha scritto:

Buonasera professoressa, mi chiamo Alessandro e le scrivo per chiederle una mano per un problema che non capisco. Attendo una sua risposta e la ringrazio già ora.

Si mescolano 200 mL di soluzione 0,01 M di acido idrossiacetico (pK_a = 3,83) con 300 mL di soluzione 0,04 M dello stesso acido. Calcola il pH della soluzione finale.

Questa è la risposta:

Caro Alessandro, l’acido idrossiacetico, anche detto acido glicolico, ha formula HOCH₂COOH. Come tutti gli acidi carbossilici è un acido debole, che dà origine ad una ionizzazione parziale, regolata dalla sua costante acida:

HOCH₂COOH + H₂O = HOCH₂COOH + H₃O⁺

K_a = 10^-pKa = 10^-3,83 = 1,5∙10^-4

Dapprima occorre calcolare la concentrazione dell’acido dopo la miscelazione delle due soluzioni:

[HOCH₂COOH] = (M₁∙V₁ + M₂∙V₂) / (V₁ + V₂) = (0,01 mol/L∙0,2 L + 0,04 mol/L∙0,3 L) / (0,2 L + 0,3 L) = 0,028 M

Tale valore corrisponde alla concentrazione iniziale dell’acido, mentre all’equilibrio si avranno le seguenti concentrazioni:

[HOCH₂COOH]_eq = (0,028 – x) M

[HOCH₂COO^-]_eq = [H₃O⁺]_eq = x M

Inserendo tali valori nell’espressione della costante acida, ti consiglio di effettuare i calcoli risolvendo l’equazione di secondo grado, perché la concentrazione dell’acido non è così alta e il valore della K_a non è così piccolo da giustificare la scelta di trascurare la x presente nella somma al denominatore.

K_a = [HOCH₂COO^-] [H₃O⁺] / [HOCH₂COOH]

1,5∙10^-4 = x² / (0,028 – x)

Tralasciamo il valore di x negativo e scegliamo come soluzione x = 2,0∙10^-3 M. Questa è la concentrazione degli ioni idrogeno presenti in soluzione, che utilizziamo per calcolare il pH:

pH = -log [H₃O⁺] = -log 2,0∙10^-3 = 2,70

La soluzione finale di acido idrossiacetico ha quindi pH pari a 2,70.

Fadwa Ben Abba ha scritto:

Salve professoressa, sono in difficoltà in questo problema.

Per neutralizzare 25,0 mL di una soluzione di KOH, vengono utilizzati 22,4 mL di una soluzione 0,10 M di H₂SO₄. Calcola la concentrazione della soluzione di KOH in grammi/litro.

Grazie.

Il problema si risolve così:

Assumiamo che l’acido solforico si comporti da acido forte, considerando entrambe le dissociazioni come complete. La sua concentrazione vale quindi 0,20 N.

Utilizziamo la formula delle titolazioni per calcolare la concentrazione normale dell’idrossido di potassio:

N₁ ∙ V₁ = N_2∙∙ V₂

0,2 N ∙ 22,4 mL = N₂ ∙ 25,0 mL

da cui ricaviamo N₂ = 0,18 N, che corrisponde anche alla concentrazione molare di KOH.

Per calcolare la concentrazione C in g/L, moltiplichiamo per la massa molare di KOH:

C (g/L) = 0,18 mol/L ∙ 56,108 g/mol = 10,1 g/L

La concentrazione di idrossido di potassio, tenendo conto del numero corretto di cifre significative, è pari a 1,0 • 10¹ g/L.

Fadwa Ben Abba ha scritto ancora:

Salve professoressa, ho difficoltà a risolvere questo problema.

Calcola i grammi di NaOH, con grado di purezza pari a 92,5%, necessari per neutralizzare 40,0 mL di HCl 0,1024 M.

Grazie.

La risoluzione è questa:

Le moli corrispondenti a 40,0 mL di acido cloridrico 0,1024 M sono:

n _HCl = 0,1024 mol/L ∙ 0,0400 L = 4,10 ∙ 10^-3 mol

Si necessita dello stesso numero di moli di idrossido di sodio, affinché la soluzione sia neutra. Queste moli si troverebbero in una massa di NaOH pari a

m _NaOH = 4,10 ∙ 10^-3 mol ∙ 40,0 g/mol = 0,164 g

ma siccome il campione di partenza è puro al 92,5%, occorre disporre di una massa maggiore, pari a

0,164 ∙ 100 /92,50 = 0,177 g

E’ quindi necessario utilizzare 0,177 g di idrossido di sodio al 92,5% di purezza per neutralizzare la soluzione in esame.

Buon lavoro!

Rossella ha scritto:

Salve Prof. Fiorani, mi rivolgo a lei per sapere se ho svolto correttamente un esercizio, spero possa aiutarmi, il testo è il seguente.

La variazione di entalpia standard a 25 °C della reazione CO + (1/2) O₂ → CO₂  è ΔH°(298K) = -67,63 kcal/mol_CO2. Sapendo che i C_p in cal/(mol K) di CO, O₂, e CO₂ sono rispettivamente 7,0 – 7,0 e 8,9, calcolare il ΔH° quando CO e O₂ a 25°C reagiscono per dare CO₂ a 125 °C.

Io ho dapprima calcolato il ΔC_p, successivamente il ΔT portando tutto in K e infine ho calcolato  il  ΔH° (398 K) = [ΔH°(298) + ΔT] · ΔC_p.

Cordiali saluti.

Questa è la risposta:

Cara Rossella, il problema che mi sottoponi fa riferimento all’equazione di Kirchhof:

ΔH°_T2 – ΔH°_T1 = ΔC_P ∙ (T₂ – T₁)

che però mi pare tu abbia trascritto male mentre hai ricavato ΔH°_T2. Procediamo dall’inizio calcolando la variazione del calore specifico a pressione costante

ΔC_P = C_P(CO₂) – [C_P(CO) + 1/2 C_P(O₂)] = {8,9 – [7,0 + 1/2 ∙ 7,0]} cal/(mol_CO2∙K) = -1,6 cal/(mol_CO2∙K)

e calcoliamo la variazione di temperatura, che è identica sia in gradi Celsius sia in Kelvin

ΔT = (125 – 25) °C = 100 °C = 100 K

A questo punto ricaviamo la variazione di entalpia standard a 125 °C applicando l’equazione di Kirchhof, facendo attenzione alle unità di misura utilizzate:

ΔH°_T2 – ΔH°_T1 = ΔC_P ∙ (T₂ – T₁)

ΔH°_T2 = ΔH°_T1 + ΔC_P ∙ (T₂ – T₁) = -67630 cal/mol_CO2 -1,6 cal/(mol_CO2∙K) ∙ 100 K = -67790 cal/mol_CO2 = -67,79 kcal/mol_CO2

In definitiva, la variazione di entalpia standard a 125°C vale -67,79 kcal/mol_CO2. Il tuo ragionamento era corretto, ma hai sbagliato il modo in cui hai ricavato ΔH°_T2 dall’equazione di Kirchhof!  

Alessio ha scritto:

Buonasera non riesco a risolvere questo problema.

Qual è il pH di una soluzione tampone che contiene CH₃COOH 0,15 M e CH₃COONa 0,25 M, sapendo che K_a =1,8·10^-5?

Qual è la variazione del pH se aggiungiamo:

1) 0,050 mol di HCl a un litro del tampone iniziale?

2) 50 mL di NaOH 0,10 M a 500 mL del tampone iniziale?

La risoluzione è questa:

Caro Alessio, per calcolare il pH del tampone da te proposto, ti consiglio di utilizzare la reazione di Henderson-Hasselbach, dopo aver scritto l’equilibrio tra acido acetico e ione acetato:

CH₃COOH + H₂O = CH₃COO^- + H₃O⁺

pH = pK_a + log ([CH₃COO^-] / [CH₃COOH])= – log (1,8·10^-5) + log (0,25/0,15) = 4,97

A questo punto, valutiamo le variazioni di pH a seguito delle due aggiunte:

1) addizionando 0,050 mol di acido cloridrico al litro di tampone, la concentrazione di HCl sarà pari a 0,050 M (l’aggiunta è minima ed è trascurabile rispetto al volume totale di soluzione). Tale aggiunta comporta la presenza in soluzione di ioni idrogeno pari alla concentrazione dell’acido cloridrico: questi protoni producono uno spostamento dell’equilibrio verso la formazione di acido acetico

CH₃COO^- + H⁺ → CH₃COOH

[H⁺] = 0,050 M

[CH₃COO^-] = (0,25 – 0,050) M = 0,20 M

[CH₃COOH] = (0,15 + 0,050) M = 0,20 M

Dal momento che le concentrazioni di acido acetico e di ione acetato sono diventate esattamente uguali, il pH equivale al valore di pK_a

pH = pK_a = – log (1,8·10^-5) = 4,74

La variazione di pH corrisponde a 0,23.

2) aggiungendo 50 mL di idrossido di sodio 0,10 M a 500 mL di soluzione iniziale, è come se aggiungessimo la seguente concentrazione:

[NaOH] = 0,10 mol/L ∙ 0,050 L / 0,500 L = 0,010 M

L’aggiunta di una concentrazione di ioni ossidrile pari a 0,010 M provoca lo spostamento dell’equilibrio verso la produzione di ione acetato:

CH₃COOH + OH^- → CH₃COO^- + H₂O

[OH^-] = 0,010 M

[CH₃COOH] = (0,15 – 0,010) M = 0,14 M

[CH₃COO^-] = (0,25 + 0,010) M = 0,26 M

Applicando nuovamente l’equazione di Henderson-Hasselbach, calcoliamo il pH del tampone dopo l’aggiunta:

pH = pK_a + log ([CH₃COO^-] / [CH₃COOH]) = – log (1,8·10^-5) + log (0,26/0,14) = 5,01

La variazione di pH rispetto al tampone di partenza vale 0,04… davvero pochissimo! E questo spiega la vera utilità pratica dei tamponi, cioè la loro capacità di opporsi a variazioni di pH in seguito all’aggiunta di volumi modesti di acidi e basi forti.

Una docente di chimica ha scritto:

Quando si spiega la capillarità comunemente si presentano sempre i due sistemi vetro/acqua, mercurio/vetro e il relativo menisco. Mi sono chiesta (e ho chiesto anche ai miei studenti): come si presenta il menisco nei casi precedenti, in cui però il capillare è fatto di plastica (e quindi diciamo apolare)? Ebbene io mi sono fatta una risposta, ma gradirei la conferma da parte di un esperto, anche perché sul web non riesco ad avere informazioni in merito.

Questa è la risposta:

Cara collega,

come sappiamo, la formazione dei menischi è molto più accentuata quanto più piccolo è il diametro del tubo in cui osserviamo il fenomeno ed è provocata dal rapporto tra l’intensità delle forze di coesione e quelle di adesione. È possibile avere un’indicazione dell’intensità delle forze di coesione considerando la tensione superficiale dei due liquidi; a 20 °C, essa vale circa 0,073 N/m nel caso dell’acqua e 0,47 N/m nel caso del mercurio.

Quindi:

1. caso acqua/vetro: prevalgono le forze di adesione tra le molecole d’acqua e il vetro e pertanto l’acqua bagna le pareti del capillare di vetro, dando origine ad un menisco inferiore (menisco concavo, con la concavità rivolta verso l’esterno del tubo);
2. caso mercurio/vetro: dal momento che mercurio e vetro non hanno affinità chimica, prevalgono le forze di coesione del mercurio che non bagna le pareti del vetro e forma il menisco superiore (menisco convesso), fermandosi ad un livello inferiore rispetto a quello del mercurio esterno al capillare.

Alla luce di questo ragionamento, e tenendo presente che la plastica dei contenitori laboratoriali di LDPE (polietilene a bassa densità) è in effetti un materiale apolare, ci aspettiamo quanto segue.

1. caso acqua/plastica: prevalgono le forze di coesione tra le molecole d’acqua e si forma un menisco superiore.
2. caso mercurio/plastica: visto l’elevato valore di tensione superficiale, continua a prevalere la forza di coesione tra gli atomi del metallo, che anche in questo caso non bagna le pareti del capillare di plastica e forma un menisco superiore. Poiché l’affinità chimica del mercurio è più grande verso la plastica apolare che verso il vetro polare, il menisco dovrebbe essere in questo caso meno curvato e il liquido nel capillare dovrebbe “sprofondare” meno rispetto al livello del mercurio nel contenitore.

Per cercare conferme a quanto ipotizzato, ho effettuato le prove in laboratorio i cui risultati sono documentati nelle immagini sottostanti.

capillari di vetro e plastica in una soluzione acquosa

capillari di vetro e plastica immersi in mercurio

Come puoi notare, il menisco dell’acqua nel capillare di plastica è poco accentuato, ma la colonna di liquido è nettamente inferiore a quella nel capillare di vetro.

Grazie per averci sottoposto un quesito curioso e utile per fare chiarezza!

Buona fine dell’anno e buon lavoro!

Diego ha scritto:

Salve dottoressa ho un problema con questo esercizio. Grazie per il suo tempo.

Costruire la curva di titolazione della base debole B quando 10 mL di B 2∙10^-2 M sono titolati con HCl 0,02 M. Calcolare il pH nei punti: iniziale, semititolazione, equivalente, eccesso di titolante. Commentare le opportune approssimazioni. K_b = [BH⁺][OH^-] / [B] = 1∙10^-6

Rispondo così:

Caro Diego, la titolazione di una base debole con un acido forte come l’acido cloridrico si sviluppa esaminando i seguenti stadi.

a) Punto iniziale: consiste nel calcolare il pH di una soluzione di base debole B, nota la concentrazione iniziale C_b e il valore di K_b:

B + H₂O = BH⁺ + OH^-

[OH^-] = √ (C_b ∙ K_b) = √(2∙10^-2 ∙ 1∙10^-6) = 1,4∙10^-4 M

pOH = -log [OH^-] = -log 1,4∙10^-4 = 3,8

pH = 14,0 – 3,8 = 10,2

Al punto iniziale il pH della soluzione da titolare vale 10,2. L’approssimazione nel calcolo consiste nel considerare la concentrazione di B all’equilibrio uguale a quella iniziale: dato il piccolo valore di K_b si può infatti presumere che la quantità di base che ionizza sia molto piccola. Poiché essa risulta pari a 1,4∙10^-4 mol/L, cioè più di cento volte inferiore alla concentrazione iniziale, l’approssimazione è lecita.

b) Punto di semititolazione: consiste nel calcolare il pH del tampone che si forma in soluzione, quando alla base debole si aggiunge l’acido forte. Per convenzione, il punto di semititolazione corrisponde al punto in cui è stata aggiunta la metà delle moli di acido rispetto a quelle della base presenti. In questo modo si dispone di un tampone con rapporto tra concentrazione di base e di sale esattamente unitario.

B + H₃O⁺ = BH⁺ + H₂O

n (B) = 0,010 L ∙ 2∙10^-2 M = 2∙10^-4 mol

n (H₃O⁺) = 0,02 M ∙ V₁

Ponendo n (H₃O⁺) = n (B) / 2,  cioè   2 ∙ n (H₃O⁺) = n (B) , si ricava il valore del volume di acido da aggiungere:

V₁ = 0,005 L = 5 mL

Dopo l’aggiunta di 5 mL di acido, la concentrazione della base debole e del sale sono esattamente pari e applicando l’equazione di Henderson Hasselbach si ottiene:

pOH = pK_b + log ([BH⁺] / [B]) = pK_b = 6,0

pH = 14,0 – 6,0 = 8,0

Al punto di semititolazione il pH vale 8,0. Anche in questo caso l’approssimazione consiste nel considerare trascurabile la quantità di B (quella non ancora titolata) che ionizza, così come si trascura l’idrolisi del suo acido coniugato BH⁺.

c) Punto equivalente: la concentrazione della base debole e dell’acido forte sono identiche. Quindi:

n (B) = 0,010 L ∙ 2∙10^-2 M = 2 ∙10^-4 mol

n (H₃O⁺) = 0,02 M ∙ V₁

e ponendo n (H₃O⁺) = n (B) si ottiene  V₁ = 0,01 L = 10 mL

Risultato prevedibile, dal momento che la base debole e l’acido forte presentano la stessa identica concentrazione molare!

Per calcolare il pH occorre scrivere l’equilibrio:

B + H₃O⁺ = BH⁺ + H₂O

e calcolare le nuove concentrazioni molari dopo la miscelazione:

[B]_iniziale = 2 ∙10^-4 mol / 0,020 L = 0,01 M

[H₃O⁺]_iniziale= 0,02 M ∙ 0,010 L / 0,020 L= 0,01 M

[BH⁺]_iniziale = 0 M

e all’equilibrio:

[B]_equilibrio = (0,01 – 0,01) M = 0 M

[H₃O⁺]_equilibrio = (0,01 – 0,01) M = 0 M

[BH⁺]_equilibrio = 0,01 M

Ora occorre considerare l’equilibrio di idrolisi dello ione BH⁺, con costante di idrolisi pari a

K_h = K_w / K_b = 1∙10^-14 / 1∙10^-6 = 1∙10^-8

BH⁺ + H₂O = B + H₃O⁺

da cui si ricava

[H₃O⁺] = √(C_a ∙ K_h) = √(0,01 ∙ 1∙10^-8) = 1∙10^-5 M

pH = -log [H₃O⁺] = 5,0

Al punto equivalente, il pH della soluzione è decisamente acido e vale 5,0. L’approssimazione consiste nel considerare la concentrazione di BH⁺ all’equilibrio di idrolisi uguale a quella iniziale.

d) In eccesso di titolante: oltre il punto equivalente, il pH diventa sempre più acido, fino a tendere al pH della soluzione del titolante HCl 0,02 M,

pH = -log 0,02 = 1,7

il cui pH vale 1,7.

Riportando i dati in tabella, puoi costruirti la curva di titolazione, pH verso volume di titolante.

Buon lavoro!

Martina ha scritto:

Carissima e gentilissima prof, sto preparando per il mio percorso di maturità scientifica un discorso sulle maschere dell’uomo e della realtà, che ci permettono di conoscerli solo attraverso le sue manifestazioni mutevoli e contingenti. A questo proposito ho collegato come argomento l’isomeria dei carboidrati. Le sarei grata se mi correggesse eventuali errori e se mi consigliasse su cosa cambiare, eliminare o aggiungere. La ringrazio della disponibilità.

Rispondo così:

Cara Martina, trovo il tuo argomento interessante e mi piace anche il collegamento cui hai pensato. Ho corretto alcune parti del testo, barrando le parole da togliere e inserendo le variazioni che ti consiglio.

Ti suggerisco anche di arricchire la spiegazione con delle immagini opportune, riguardanti le formule di struttura delle isomerie analizzate, affinché tutti i commissari possano comprendere e partecipare alla tua esposizione.

In bocca al lupo per l’esame!

Perché hai scelto questo collegamento?

Così come l’uomo possiede una molteplicità di maschere che indossa nelle diverse situazioni della vita che pur facendo parte della stessa persona sono differenti tra loro, così i vari isomeri pur corrispondendo alla stessa molecola, hanno conformazione diversa e talvolta differenze nelle proprietà fisiche e chimiche. Per isomeria, in chimica, si intende infatti quel fenomeno per il quale sostanze diverse composti chimici, diversi per proprietà fisiche e spesso anche per comportamento chimico, hanno la stessa formula grezza.

Nel percorso

Oltre che nelle scienze, anche la chimica si trova invischiata nel tema della molteplicità delle maschere con cui il mondo si presenta. Questo è ciò che possiamo ritrovare nel fenomeno dell’isomeria, per il quale sostanze diverse composti chimici, diversi per proprietà fisiche e spesso anche per comportamento chimico, hanno la stessa formula grezza. Per quanto riguarda i carboidrati, biomolecole in cui la struttura dipende in modo massiccio da questo fenomeno, ci sono due fattori che determinano l’isomeria si possono osservare due tipi di stereoisomeria. Il primo fattore tipo di isomeria riguarda la posizione dell’ossidrile dell’atomo di carbonio che, disegnando il carboidrato con la proiezione di Fisher, si trova in penultima posizione vicino al carbonio terminale con il più vicino al gruppo alcolico. Questo carbonio è detto carbonio un centro chirale e determina l’isomeria ottica: se infatti l’ossidrile si trova a destra, la molecola si dice DESTROGIRA, e ruota il piano della luce polarizzata verso destra; al contrario, se l’OH si trova a sinistra la molecola è LEVOGIRA, e ruoterà il piano della luce polarizzata verso sinistra. I due isomeri, immagini speculari l’uno dell’altro, si dicono enantiomeri o antipodi ottici. Il secondo fattore tipo di stereoisomeria riguarda invece si evidenzia invece dopo la reazione di ciclizzazione dei carboidrati. Quando esso il monosaccaride in esame assumerà la forma di un  poligono regolare eterociclo, con il gruppo alcolico all’esterno, ogni atomo di carbonio legherà l’idrogeno e l’ossidrile come determinato dalla relativa proiezione di Fisher: ciò che viene scritto a sinistra dal carbonio asimmetrico si legherà al di sopra dell’anello, mentre ciò che viene scritto a destra di esso si legherà al di sotto dell’anello. Uno dei carboni però non segue questa regola, ovvero il  Il carbonio 1 del gruppo aldolico aldeidico/chetonico, può dare origine a due isomeri in cui la posizione dell’idrogeno e dell’ossidrile dà vita a due isomeri: se l’idrogeno viene legato al di sopra dell’anello la molecola sarà nella forma ALFA, se invece ad essere legato al di sopra l’ossidrile la molecola sarà nella forma BETA. Questo tipo di isomeria viene definita ANOMERIA: si dicono ANOMERI due enantiomeri di un carboidrato ciclico che differiscono solamente nella configurazione del carbonio emiacetalico o di quello emichetalico.