QUIZ DI "ACIDI E BASI" - NAZIONALI CATEGORIA B

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 la titolazione di un acido debole (HA) con una soluzione di idrossido di sodio (NaOH). Ecco una spiegazione più dettagliata:

Calcolo del pH iniziale:
La concentrazione di ione idrogeno (H⁺) in una soluzione di acido debole è data dalla formula [H⁺] = √(K_a ∙ C), dove K_a è la costante di dissociazione dell'acido debole e C è la concentrazione dell'acido. Nel tuo caso, con un pKa di 6,0 e una concentrazione di 0,050 M, il calcolo è:
[H⁺] = √(10^-6 ∙ 0,050) = 2,24 ∙ 10^-4 M.
Il pH iniziale si ottiene utilizzando la relazione pH = -log([H⁺]):
pH = -log(2,24 ∙ 10^-4) = 3,6.

Calcolo del pH dopo l'aggiunta di NaOH:
La reazione tra l'acido debole (HA) e l'idrossido di sodio (NaOH) forma l'ione acetato (A^-) e acqua. L'acido acetico (CH₃COOH) può essere considerato un esempio di questo tipo di reazione.
HA + NaOH → A^- + H₂O
Dopo l'aggiunta di 1,0 mL di NaOH, si ha una reazione di neutralizzazione. Le moli di HA diminuiscono di 0,1 mmol, e le moli di A^- formate sono 0,1 mmol.
Utilizzando la formula di Henderson-Hasselbalch per una soluzione tampone: pH = pKa - log([HA]/[A^-]), possiamo calcolare il pH dopo l'aggiunta di NaOH:
pH = 6 - log(0,4/0,1) = 5,4.

Quindi, la risposta corretta è A) 3,6 e 5,4.

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.