QUIZ DI "ACIDI E BASI" - NAZIONALI CATEGORIA B

1. Calcolo della quantità di HCl iniziale: La concentrazione iniziale di HCl è di 0,010 M. Poiché si desidera raggiungere un pH di 3, che corrisponde a una concentrazione di ioni H⁺ di 1 × 10^-3 M, la quantità di HCl da neutralizzare è data da: (0,010 , M - 1 × 10^-3 M = 0,009 M)

2. Calcolo delle moli di HCl da neutralizzare: Si considera il volume della soluzione di 250,0 mL = 0,250 L. Quindi, la quantità totale di HCl da neutralizzare è data da: (0,009 M × 0,250 L = 0,00225 mol)

3. Calcolo delle moli necessarie di Ca(OH)₂: Per neutralizzare completamente l'acido, è necessario aggiungere una quantità equimolare di Ca(OH)₂. Quindi, le moli necessarie di Ca(OH)₂ sono la metà di quelle di HCl: (0,00225 mol 2 = 0,001125 mol)

4. Conversione in millimoli: Per esprimere il risultato in millimoli, si moltiplica il valore in moli per 1000: (0,001125 mol × 1000 = 1,125 mmol)

Quindi, la risposta corretta è la risposta A) 1,13 mmol.

La definizione di Lewis per una base è la seguente: una base è una specie chimica che è in grado di donare un doppietto elettronico a un'altra specie, chiamata acido, che ha la capacità di accettare questi elettroni.

Ecco una spiegazione più dettagliata:

1. Specie Acida: Un acido secondo la definizione di Lewis è una specie chimica che ha la capacità di accettare un doppietto elettronico da un'altra specie. Gli acidi di Lewis sono solitamente specie che hanno un orbitale vuoto disponibile per accettare una coppia di elettroni.

2. Specie Basica: Una base di Lewis è invece una specie chimica che ha un doppietto di elettroni disponibile per donarlo a un acido di Lewis. In altre parole, una base è in grado di fornire una coppia di elettroni a un acido, completando così un legame covalente.

Ad esempio, l'idrossido (OH^-) è una base di Lewis perché ha un doppietto di elettroni non legati nell'atomo di ossigeno che può donare a un acido. D'altro canto, il protone (H⁺) è un acido di Lewis perché è in grado di accettare una coppia di elettroni da una base, come l'idrossido, per formare una molecola di acqua (H₂O).

Pertanto, la risposta corretta è la D, in quanto una base di Lewis è in grado di donare un doppietto elettronico a un'acido di Lewis.

La domanda si basa sulla capacità tampone di due soluzioni acquose preparate utilizzando coppie acido-base diverse, e poi aggiungendo una piccola quantità di NaOH (idrossido di sodio) 1 M a ciascuna delle soluzioni.

La prima soluzione è preparata utilizzando la coppia acido-base HA/A^- con un pKa di 3 e con una concentrazione totale di [HA]+[A^-.] = 1 M. Inizialmente, il pH di questa soluzione è determinato dalla relazione del pH di una soluzione tampone: pH = pKa - log([HA]/[A^-]). Nel caso della prima soluzione, il logaritmo di [HA]/[A^-] è 0, poiché [HA] è uguale a [A^-]. Quindi, il pH iniziale è pH = 3 - 0 = 3. Questa soluzione è in uno stato ideale di tampone.

Quando viene aggiunto 1 mL di NaOH 1 M (0,01 mol), la concentrazione di HA diminuisce di 0,01 M, diventando 0,49 M, mentre la concentrazione di A^- aumenta di 0,01 M, diventando 0,51 M. Tuttavia, poiché la soluzione è in uno stato tampone ideale, il pH rimane praticamente invariato. Il nuovo pH è calcolato utilizzando la stessa formula di prima, ottenendo pH = 3 - log(0,49/0,51) ≈ 3,02.

Per quanto riguarda la seconda soluzione, è preparata utilizzando la coppia acido-base HX/X^- con un pKa di 6 e con una concentrazione totale di [HX]+[X^-] = 1 M. Inizialmente, il logaritmo di [HA]/[A^-] è 3, poiché il pH è 3 e il pKa è 6. Quindi, la concentrazione di HA è molto maggiore di quella di A^- inizialmente.

Quando viene aggiunto 1 mL di NaOH 1 M (0,01 mol), la concentrazione di HA diminuisce a 0,989 M, mentre la concentrazione di A^- aumenta a 0,011 M. In questo caso, la soluzione non è più in uno stato tampone ideale, e il pH varia notevolmente. Il nuovo pH è calcolato utilizzando la stessa formula di prima, ottenendo pH = 6 - log(0,989/0,011) ≈ 4,05.

Quindi, la risposta corretta è l'opzione A), che afferma che la prima soluzione mantiene praticamente costante il pH a differenza della seconda.