QUIZ DI "ACIDI E BASI" - NAZIONALI CATEGORIA A

Per determinare quale degli acidi deboli presenta la costante acida maggiore tra HT, HX, HY e HZ, dobbiamo confrontare i valori delle costanti di equilibrio (K) delle rispettive reazioni di dissociazione acida. La costante acida (K) è un indicatore dell'acidità di un acido debole. Maggiore è il valore di K, maggiore è la capacità dell'acido di donare ioni H⁺ in soluzione.

Ecco le costanti di equilibrio date per ciascuna reazione:

1. K per la reazione di HT: K = 10^5.4
2. K per la reazione di HX: K = 10^–7.4
3. K per la reazione di HY: K = 10^5.0
4. K per la reazione di HZ: K = 10^–6.0

Ora, per determinare quale acido debole ha la costante acida maggiore, basta confrontare i valori di K. Tra le opzioni, il valore maggiore è 10^5.4, che corrisponde a HT. Quindi, l'acido debole HT presenta la costante acida maggiore tra quelli elencati.

La risposta corretta è quindi la D) HT.

Il problema riguarda l'equilibrio di dissociazione dell'ibuprofene (HA) in una soluzione acquosa. Quando una sostanza acida come l'ibuprofene si scioglie in acqua, può perdere un protone (H⁺) e formare l'anione (A^‒).

Il valore di pKa (costante di acidità) è una misura della forza di un acido. In questo caso, il pKa dell'ibuprofene è 4,91. Più il pKa è basso, più l'acido è forte. Un valore di pKa più basso indica che la sostanza tende a perdere il protone (H⁺) più facilmente.

Il pH di una soluzione è una misura dell'acidità o della basicità della soluzione. Nel tuo caso, il pH dello stomaco è 2,0. Quindi, puoi usare la relazione:

pH = pKa + log(A^‒/HA)

Dove:

• pH è il pH della soluzione (2,0 nel tuo caso).
• pKa è il pKa dell'ibuprofene (4,91).
• A^‒ è la concentrazione dell'anione (la forma dissociata dell'ibuprofene).
• HA è la concentrazione dell'acido non dissociato (l'ibuprofene).

Applicando i valori noti:

2,0 = 4,91 + log(A^‒/HA)

Risolvendo per log(A^‒/HA):

log(A^‒/HA) = 2,0 - 4,91 = -2,91

Quindi:

A^‒/HA = 10^-2,91

A^‒/HA ≈ 1,23 x 10^-3

Questo rappresenta il rapporto tra l'anione (forma dissociata) e l'acido non dissociato (ibuprofene) nello stomaco. La risposta corretta è A) 1,2 x 10^-3.

Per calcolare il pH di una soluzione acquosa di Ca(NO₂)₂ 0,05 M, è necessario considerare la reazione dell'anione NO₂^- (derivato dall'acido nitroso HNO₂) con l'acqua e quindi calcolare la concentrazione di ioni idrossido (OH^-) nella soluzione. Successivamente, useremo la relazione tra il pH e il pOH per ottenere il pH finale.

Ecco come procedere:

1. Calcolare la costante di base (K_b):
La costante di acidità (K_a) dell'acido nitroso (HNO₂) è data come 4,4 x 10^-4. Per calcolare la costante di base (K_b), possiamo utilizzare la relazione:

K_b = Kw / K_a
Dove Kw è la costante dell'acqua, che è 1,0 x 10^-14 a 25°C.

K_b = (1,0 x 10^-14) / (4,4 x 10^-4) ≈ 2,27 x 10^-11

2. Calcolare la concentrazione di ioni NO₂^-:
Poiché hai una soluzione 0,05 M di Ca(NO₂)₂, la concentrazione di NO₂^- è il doppio di questa concentrazione, ovvero 0,1 M. Questo perché il Ca(NO₂)₂ si dissocia in due ioni NO₂^- per ogni formula unitaria di Ca(NO₂)₂.

3. Scrivere l'equazione della reazione:
La reazione dell'anione NO₂^- con l'acqua è:

NO₂^- + H₂O ⇌ HNO₂ + OH^-

4. Calcolare la concentrazione di ioni idrossido (OH^-):
Utilizzando la costante di base (K_b) e la concentrazione di NO₂^-, puoi calcolare la concentrazione di OH^- secondo la relazione:

K_b = [OH^-]² / [NO₂^-]
[OH^-]² = K_b * [NO₂^-]
[OH^-] = √(K_b * [NO₂^-])
[OH^-] ≈ 1,5 x 10^-6 M

5. Calcolare il pOH:
Il pOH è il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione di ioni idrossido:

pOH = -log₁₀([OH^-])
pOH ≈ -log₁₀(1,5 x 10^-6) ≈ 5,8

6. Calcolare il pH:
Il pH è il complemento a 14 del pOH:

pH = 14 - pOH
pH = 14 - 5,8 ≈ 8,2

Quindi, il pH della soluzione di Ca(NO2)2 0,05 M è approssimativamente 8,2, che corrisponde alla risposta C.