QUIZ DI "ACIDI E BASI" - NAZIONALI CATEGORIA B

Il problema riguarda la diluizione di una soluzione di un acido debole (HA) in modo che il grado di dissociazione (α) aumenti da 20% a 50%. La reazione di dissociazione dell'acido debole è:

HA → H⁺ + A^-

Dove:

• HA rappresenta l'acido debole non dissociato.
• H⁺ rappresenta gli ioni idrogeno (ioni H⁺) liberati durante la dissociazione.
• A^- rappresenta gli ioni dell'anione associato all'acido debole.

La costante di equilibrio (K) per questa reazione è data da:

K = [H⁺][A^-] / [HA]

All'inizio, hai una soluzione di acido debole HA con una certa concentrazione (C) e un grado di dissociazione α del 20%. Quindi, all'inizio, hai:

• [HA] = C
• [H⁺] = Cα = 0,20C
• [A^-] = Cα = 0,20C

Ora vuoi diluire questa soluzione con acqua in modo che il grado di dissociazione aumenti al 50%, quindi α diventa 0,50. La costante di equilibrio K è costante, quindi possiamo scrivere:

C₁α₁² / (1 - α₁) = C₂α₂² / (1 - α₂)

Dove:

• C₁ è la concentrazione iniziale di HA.
• C₂ è la concentrazione dopo la diluizione.
• α₁ è il grado di dissociazione iniziale (20% o 0,20).
• α₂ è il grado di dissociazione desiderato (50% o 0,50).

Sostituendo i valori noti:

C₁ * (0,20)² / (1 - 0,20) = C₂ * (0,50)² / (1 - 0,50)

Semplificando:

0,04C₁ / 0,80 = 0,25C₂ / 0,50

Ora possiamo semplificare ulteriormente:

0,05C₁ = 0,50C₂

Per ottenere il rapporto tra C₁ e C₂ (la concentrazione iniziale e quella dopo la diluizione), possiamo dividere entrambi i lati per 0,05:

C₁ / 0,05 = C₂ / 0,50

Ora possiamo semplificare ulteriormente dividendo entrambi i lati per 0,05:

C₁ = 10C₂

Questo significa che la concentrazione iniziale dell'acido debole HA deve essere 10 volte maggiore della concentrazione dopo la diluizione per ottenere un aumento del grado di dissociazione da 20% a 50%. Quindi, devi aumentare il volume di soluzione iniziale 10 volte per ottenere il risultato desiderato.

La risposta corretta è quindi C) 10 volte.

La risposta esatta è la B perché è necessario capire quanti moli di idrossido (OH^-) sono presenti in una compressa di Maalox e quanti moli di acido cloridrico (HCl) sono presenti nella soluzione. Per effettuare una reazione di neutralizzazione tra un acido e una base, è necessario che ci siano quantità equivalenti di acido e base, in termini di moli.

Ecco come hai calcolato i dati:

1. La massa di Mg(OH)₂ in una compressa è 200 mg, e la sua massa molare è 58,3 g/mol, quindi ci sono 0,2 g / 58,3 g/mol ≈ 3,43 ·10^-3 moli di Mg(OH)₂ in una compressa.
2. La massa di Al(OH)₃ in una compressa è 200 mg, e la sua massa molare è 78 g/mol, quindi ci sono 0,2 g / 78 g/mol ≈ 2,56 ·10^-3 moli di Al(OH)₃ in una compressa.
3. Ora calcoli il totale delle moli di OH^- in una compressa: (2 x 3,43 ·10^-3 mol di Mg(OH)₂) + (3 x 2,56 ·10^-3 mol di Al(OH)₃) = 14,54 ·10^-3 mol di OH^- in una compressa.
4. La concentrazione di HCl nella soluzione è 0,5 M, il che significa che ci sono 0,5 moli di HCl in 1 litro di soluzione. Poiché hai 72,0 mL di soluzione (0,072 L), ci sono 0,5 M x 0,072 L = 0,036 moli di HCl nella soluzione.
5. Ora puoi calcolare quante compresse di Maalox sono necessarie per neutralizzare l'acido cloridrico. Basta dividere il numero di moli di HCl (0,036 mol) per il numero di moli di OH^- in una compressa (0,01454 mol):

0,036 mol / 0,01454 mol/compressa ≈ 2,47.

Poiché non puoi avere una frazione di compressa, dovrai arrotondare all'unità successiva, che è 3 compresse.

Quindi, la risposta corretta è la B (3 compresse) perché sono necessarie 3 compresse di Maalox per neutralizzare 72,0 mL di una soluzione di HCl 0,5 M.

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.