1. Se la soluzione acquosa 0. 1M di una sostanza ha pH = 4 1. Se la soluzione acquosa 0.1M di una sostanza ha pH = 4.5, la sostanza in soluzione è: A. Un acido forte B. Un acido debole C. Una sostanza neutra D. Una base di Lewis E. Una base debole Poiché il valore del pH è inferiore a 7 sicuramente la sostanza in soluzione è un acido. Per stabilire se si tratta di un acido forte o debole bisogna calcolare la [H3O+] e verificare se questa risulta uguale alla concentrazione dell’acido, CA. Infatti, nel caso di acidi forti, [H3O+] = CA, mentre nelle soluzioni di acidi deboli si ha che [H3O+] < CA.

2. Il pH di una soluzione 10-8 molare di HCl (acido forte) è: A. Uguale a 7 B. Uguale a 8 C. Inferiore a 7 D. Inferiore a 6 E. indeterminabile Se noi applichiamo la regola pH = -log [H3O+] per cui si ottiene un pH = 8 commettiamo un errore grossolano. In ogni soluzione acida, [H3O+] > 10-7 e quindi il pH < 7; in realtà in soluzioni molto diluite, gli ioni provenieti dall’autoprotolisi dell’acqua non sono trascurabili e contribuiscono alla concentrazione totale degli ioni [H3O+]. La concentrazione degli ioni H3O+ provenienti dall’acqua è pari a 10-7. La concentrazione totale degli ioni H3O+ sarà uguale a (10-7 + 10-8) M, ovvero 1.1 x 10-7M. Si ha quindi pH = -log 1.1 x 10-7 = 6.9 (risposta C)

3. Se un litro di soluzione aquosa di HCl a pH = 4 viene diluito con acqua a 10 litri, il pH della soluzione ottenuta è: A. 0.4 B. 10 C. 3 D. 5 E. 14 Ricordando che il pH = -log [H3O+], la concentrazione degli ioni H3O+ risulta pari a 10-4. Quando diluiamo a 10 litri, utilizziamo la formula: C1 x V1 = C2 x V 2 per cui C2 = 10-5 che corrisponde a un pH = 5 (risposta D)

4. A quale dei seguenti valori di pH si ha la massima concentrazione degli ioni H3O+? B. 8.14 C. 6.6 D. 3.11 E. 3.5 Ricordando che il pH = -log [H3O+], a valori alti di concentrazione corrispondono bassi valori di pH, per cui tra i valori proposti quello più basso corrisponde alla lettera D.

5. In una reazione di neutralizzazione si ha sempre: A. Il pH finale è uguale a quello iniziale B. La concentrazione finale degli ioni H3O+ è nulla C. Il pH finale è diverso da quello iniziale D. Il pH finale è maggiore di quello iniziale E. Il pH finale è minore di quello iniziale Ricordiamo che la reazione di neutralizzazione è una reazione tra un acido e una base; se si tratta di un acido e di una base forte il pH finale sarà uguale a 7, ma se abbiamo a che fare con acidi e basi di forza differente il pH finale sarà acido o basico a seconda delle sostanze coinvolte. Non esiste, però, una regola generale per poterlo prevedere; sicuramente sarà diverso da quello iniziale (risposta C).

6. Qual è la normalità di una soluzione all’8% (p/V) di NaOH (PM = 40)? B. 8 C. 1 D. 4 E. 40 8% significa 8g in 100ml ossia 80g in 1000ml (= 1l); la normalità (N) è pari a numero equivalenti / 1litro; numero di equivalenti = grammi / peso equivalente; p.e. = PM/ n. di equivalenti In questo caso NaOH è un idrossido monofunzionale per cui il PM = PE, quindi Numero di equivalenti = grammi /PM = 80 / 40 = 2 (risposta A).

6. Un campione di gas occupa un volume di 0,5 L a 10 °C e 0,2 atm 6. Un campione di gas occupa un volume di 0,5 L a 10 °C e 0,2 atm. Quale è il volume a 1 atm e 0°C? A. 0,1 B. 0,01 C. 0,05 D. 1 E. 0,15 Dalla legge generale dei gas PV=nRT n1=n2 per cui P1V1 = P2V2 V2 = V1x T2 x P1 0,5x 273x0,2 0,096 ≈ 0,1 __ T1 P2 ____ T1 T2 __________ 283+ 0

7. Se un litro di soluzione acquosa contiene 360 g di HCl (PM = 36) e 360 g di NaOH (PM = 40) il suo pH è: A. neutro B. 8 C. 12 D. Minore di 7 E. Maggiore di 7 Bisogna calcolare la concentrazione delle due sostanze: M(HCl) = n. moli/ V(1l) = g/PM = 360g / 36 = 10 M. M(NaOH) = 360/40 = 9M. Trattandosi di acido e base forti, [H3O+] = Ca = 10 e [OH-] = Cb = 9 per cui [H3O+] > [OH-] e il pH è minore di 7 (risposta D).

8. Se una soluzione ha pH pari a 3 la concentrazione degli ioni OH- è: A. 1 x 10-11 B. 11 C. 1 x 10-3 D. 1 x 10-8 E. Non ci sono OH- perché la soluzione è acida Ricordiamo che pH = -log [H3O+] quindi [H3O+] = 1 x 10-3. pOH + pH = 14; pOH = 14 – 3 = 11 pOH = -log [OH-]; 11 = -log [OH-] e [OH-] = 1x 10-11(risposta A)

9.In 100 ml di una soluzione di HCl 0,1 N vengono sciolti 0,01 moli di idrossido di sodio.Una sola delle affermazioni è corretta. Quale? A. Il pH aumenta perché la soluzione è costituita da elettroliti forti B. Il pH diminuisce perché la soluzione è costituita da elettroliti forti C. Il pH aumenta perché la ionizzazione dell’acido cloridrico diminuisce D. Il pH aumenta perché aumenta la concentrazione degli ossidrilioni E. Il pH aumenta perché la soluzione è costituita da elettroliti di forza differente

10 A quale pH si ha la maggior concentrazione di idrogenioni: 5 B. 6,5 C. 7 D. 8 E. 10

11. 1 L di acqua a 18 °C viene saturato con Al(OH)3 11. 1 L di acqua a 18 °C viene saturato con Al(OH)3. Quanti grammi di alluminio passano in soluzione se il prodotto di solubilità di Al(OH)3 è di 4,32 x 10-14 (p.a.Al=27)?: 5,4x 10-2 B. 5,4x10-3 C. 5,4x 10-1 D. 0,054 E. 0,54 Al(OH)3 Al+3 + 3 OH- s 3s s x (3s)3 = 27 s4 = Kps = 4,32 x10-14 s4= 4,32 x 10-14 = 0,16 x10-14 s= √0,16 x10-14 = 2 x 10-4 ____ 27 4 g = n x p.a. = 2x10-4 x 27 = 54 x 10-4

12. Quale è il pH di una soluzione acquosa di KCl 0,5 M B. 7,5 C. 7,0 D. 2 E. 8

13. Partendo da una soluzione di acido cloridrico con pH uguale a 1 (soluzione A), desidero ottenere una soluzione con pH uguale a 4 (soluzione B). Di quante volte devo diluire la soluzione A per ottenere la soluzione B? 3 B. 4 C. 104 D. 1000 E. 10.000

14. Rispetto all’acqua pura, una soluzione di NaCl: È più acida B. È meno acida C. Ha la stessa acidità D. È meno basica E. È più basica o più acida a seconda della concentrazione

15. Il bicarbonato di sodio sciolto in acqua dà una soluzione il cui pH è: basico B. acido C. neutro D. fortemente acido E. Acido o basico a seconda della concentrazione

16. Un sistema tampone è formato da: Acidi forti e basi forti B. Acidi e basi deboli in presenza dei loro sali C. Un acido debole aggiunto a NaCl D. Un acido o base debole neutralizzati E. Soluzioni diluite di acidi deboli

17. Se 100 ml di una soluzione tampone formata da un acido debole ed un suo sale con una base forte viene diluito con acqua a 100 litri, il pH della soluzione ottenuta: Diventa acido B. Aumenta C. diminuisce D. Resta invariato E. Aumenta o diminuisce a seconda del volume della soluzione tampone

18. Quale delle seguenti soluzioni ha il pH minore? HCl 0,8 N B. HCl 0,1 N C. HCl 0,01 N D. HCl 0,2 N E. HCl 1 N

19. Una soluzione acquosa 10-6 M di KOH presenta una concentrazione di ioni H3O+ paria: B. 10-5 M C. 108 M D. 6 x 10-7 M E. 10-8 M

20. Individuare, tra le seguenti sostanze l’acido forte: Acido acetico B. Acido carbonico C. Acido oleico D. Idrossido di sodio E. Acido nitrico

21. Quale è il pH di una soluzione di NaOH 0,1 M? 13 B. 2 C. 0,13 D. 10 E. 0,01

23. L’ idrolisi salina è il fenomeno: Dovuto al passaggio di corrente continua attraverso le soluzioni acquose dei sali B. Corrisponde alla scissione di ioni di carica opposta dei componenti dei sali, quando questi vengono disciolti in acqua C. Che provoca la formazione di soluzioni acide o basiche quando determinati tipi di sali, anche se stechiometricamente neutri, vengono disciolti in acqua D. Della scissione dell’acqua a mezzo della corrente elettrica E. Della scissione dell’acqua provocata dalla dissoluzione dei sali

25. Indicare in quali dei seguenti equilibri l’acqua si comporta da acido: A, HCN + H2O H3O+ + CN- B. HCO3- + H2O OH- + H2CO3 C. HBr + H2O H3O+ + Br- D. NH4+ + H2O H3O+ + NH3 E. CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3- HCO3- + H2O H3O+ + CO3- - HCO3- + H2O 13. Stabilire quale delle seguenti coppie di composti hanno entrambe in soluzione pH > 7? KHCO3 – NH4Br B. CH3COOK - KCl C. NaHSO4 – CH3NH3Cl D. NaHSO4 – NH4Br E. KHCO3 – CH3COOK H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3- HCO3- + H2O H3O+ + CO3- - HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

1. 100 ml di una soluzione 0.2 M di urea sono mescolati con 300 ml di una soluzione 100 mM dello stesso composto. La soluzione ottenuta ha concentrazione…. A 150 mM B 15 mM C 125 mM D 12.5 mM

M=n moli/Vol n moli tot= n moli di 0,2 M + n moli di 100mM n moli tot= 0,1x0,2 + 0,3x0,1= 0,02+0,03= 0,05 M= 0,05/0,4= 0,125

1. 100 ml di una soluzione 0.2 M di urea sono mescolati con 300 ml di una soluzione 100 mM dello stesso composto. La soluzione ottenuta ha concentrazione…. A 150 mM B 15 mM C 125 mM D 12.5 mM

2. Una soluzione acquosa allo 0.24% (p/v) di urea (PM= 60) ha una concentrazione…. A 40 x 10-3 M B 4 x 10-3 M C 2.4 mM D 24 mM

% P/V Percento Peso/Volume Una soluzione acquosa allo 0.24% (p/v) vuol dire % P/V Percento Peso/Volume grammi di Soluto per 100 ml di Soluzione Quindi sono 0,24 gr di Urea che pesa 60 n moli g/PM= 0,24/60=0,004 abbiamo 100 ml quindi M=n moli/ Vol=0,004/0,1=0,04

2. Una soluzione acquosa allo 0.24% (p/v) di urea (PM= 60) ha una concentrazione…. A 40 x 10-3 M B 4 x 10-3 M C 2.4 mM D 24 mM

3. In 30 ml di una soluzione 50 mM di fruttosio (C6H12O6) sono contenuti…. A 270 mg di fruttosio B 1.5 mmoli di fruttosio C 1270 mmoli di fruttosio D 150 mg di fruttosio

3. In 30 ml di una soluzione 50 mM di fruttosio (C6H12O6) sono contenuti…. M=n moli/Vol n moli=MxVol n moli=0.05x 0.03 n moli=0.0015 A 270 mg di fruttosio B 1.5 mmoli di fruttosio C 1270 mmoli di fruttosio D 150 mg di fruttosio

3. In 30 ml di una soluzione 50 mM di fruttosio (C6H12O6) sono contenuti…. M=n moli/Vol n moli=MxVol n moli=0.0015 n moli=g/p.m. pm C6H12O6 = 6Cx12 72 12Hx1 12 6Ox16 96 180 g=n moli x pm g=0.0015x 180 0.27 g

3. In 30 ml di una soluzione 50 mM di fruttosio (C6H12O6) sono contenuti…. A 270 mg di fruttosio B 1.5 mmoli di fruttosio C 1270 mmoli di fruttosio D 150 mg di fruttosio

4. Diluendo 5 ml di una soluzione di solfato (IV) di di sodio 1.5 M al volume di 250 ml si ottiene una soluzione…. A 30 mM B 40 mM C 50 mM D 55 mM

4. Diluendo 5 ml di una soluzione di solfato (IV) di di sodio 1.5 M al volume di 250 ml si ottiene una soluzione…. Mconc x Vconc = Mdil x Vdil 1,5 x 5= Mdil x 250 Mdil = 1,5 x 5/250 Mdil = 0.03

4. Diluendo 5 ml di una soluzione di solfato (IV) di di sodio 1.5 M al volume di 250 ml si ottiene una soluzione…. A 30 mM B 40 mM C 50 mM D 55 mM

5. Ordinare secondo i valori di Pressione Osmotica Decrescente soluzioni 0.1 M dei seguenti soluti. A Na3PO4 > CaCl2 > Urea = Glucosio B CaCl2 > Na3PO4 > Urea > Glucosio C CaCl2 > Na3PO4 > Glucosio = Urea D Urea = Glucosio > CaCl2 > Na3PO4

Pressione Osmotica  = C x R x T PV = n R T P = n R T V P = C R T

 = i x C x R x T Proprietà colligative NaCl + H2O  = 2 x C x R x T Proprietà che dipendono dal numero di particelle in soluzione e NON dalla loro natura chimica  = i x C x R x T NaCl + H2O  = 2 x C x R x T NaCl 0.1 M = 0.2 osmolare Na+ Per calcolare la pressione osmotica delle soluzioni di ELETTROLITI la concentrazione della soluzione va moltiplicata per un fattore i che indica il numero di particelle originate dalla dissociazione del soluto durante il passaggio in soluzione.

Na3PO4 > CaCl2 > Urea = Glucosio B CaCl2 > Na3PO4 > Urea > Glucosio C CaCl2 > Na3PO4 > Glucosio = Urea D Urea = Glucosio > CaCl2 > Na3PO4 Na3PO4 3 Na+ + PO4- - - CaCl2 Ca++ + 2Cl- Urea Glucosio

6. In 500 ml della soluzione di un peptide di peso molecolare non noto sono contenuti 4.32 g del composto. La pressione osmotica della soluzione, a 25°C, è 0.244 atm. Qual è il peso molecolare del composto? A 433 B 866 C 86,6 D 72,6

 = C x R x T C = /R x T C = n moli/Vol n moli= g/pm pm= g/n moli

6. In 500 ml della soluzione di un peptide di peso molecolare non noto sono contenuti 4.32 g del composto. La pressione osmotica della soluzione, a 25°C, è 0.244 atm. Qual è il peso molecolare del composto? A 433 B 866 C 86,6 D 72,6

7. Mescolando 50 ml di una soluzione 0.2 M di urea con 25 ml di una soluzione 0.1 M di (NH4)2SO4 si ottiene una soluzione la cui pressione osmotica, a 25°C, è… A 2.04 atm B 4.08 atm C 4.89 atm D 5.7 atm

 = C x R x T C = n moli/volume n moli=C x volume 7. Mescolando 50 ml di una soluzione 0.2 M di urea con 25 ml di una soluzione 0.1 M di (NH4)2SO4 si ottiene una soluzione la cui pressione osmotica, a 25°C, è…  = C x R x T C = n moli/volume n moli=C x volume

7. Mescolando 50 ml di una soluzione 0.2 M di urea con 25 ml di una soluzione 0.1 M di (NH4)2SO4 si ottiene una soluzione la cui pressione osmotica, a 25°C, è… A 2.04 atm B 4.08 atm C 4.89 atm D 5.7 atm

8. A 25°C, la pressione osmotica di una soluzione composta mescolando 5 ml di fosfato (V) di trisodio 5 mM, 10 ml di solfato (VI) di disodio 10 mM, 20 ml di cloruro di sodio 20 mM, 30 ml di glucosio 30 mM è… A 790 mmHg B 0,601 atm C 601 mmHg D 0.79 atm

Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa di acido cloridrico preparata disciogliendo 20 mg in 250 ml A 2.1 B 2.7 C 1.8 D 1.4

2. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa di ammoniaca preparata disciogliendo 20 mg in 250 ml A 12.3 B 6.8 C 3.8 D 10.2

pH di soluzioni di BASI deboli NH3 + H2O NH4+ + OH- [OH-]   Kb  Cb pH = 14 - log  Kb  Cb pOH = ½ p Kb – ½ log Cb Basi deboli

2. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa di ammoniaca preparata disciogliendo 20 mg in 250 ml A 12.3 B 6.8 C 3.8 D 10.2

3. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa di acetato di sodio preparata disciogliendo 0.5 grammi del sale in 30 ml A 5.0 B 9.0 C 9.9 D 4.1

  CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- pOH = ½ p Kb – ½ log Cs [OH-]  [CH3COOH] [CH3COO-]  Cs [OH-] [CH3COO-] [CH3COOH] Ki= = Kb Kb  [OH-]2 Cs = Kw Ka  Kb [OH-] • Cs  pOH = - log [OH-]  - ½ log Kb – ½ log Cs pOH = ½ p Kb – ½ log Cs

3. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa di acetato di sodio preparata disciogliendo 0.5 grammi del sale in 30 ml A 5.0 B 9.0 C 9.9 D 4.1

4. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa preparata mescolando 100 ml di acido fosforico 250 mM e 500 ml di idrossido di sodio 100 mM A 4.1 B 9.7 C 2.7 D 7.5

pOH = ½ p Kb – ½ log Cs H3PO4 + NaOH H2O + H2PO4- + NaOH H2PO4- + NaOH 0,025moli 0,05moli 0,025moli H2PO4- + NaOH H2O + HPO4-- 0,025moli 0,025moli 0,025moli HPO4-- + H2O HO- + H2PO4- HPO4 - - + H2O H3O+ + PO4- - - K2 = 6,2 10-8 K3 = 5,0 10-13 pOH = ½ p Kb – ½ log Cs

4. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa preparata mescolando 100 ml di acido fosforico 250 mM e 500 ml di idrossido di sodio 100 mM A 4.1 B 9.7 C 2.7 D 7.5

5. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa preparata mescolando 40 ml di acido fosforico 25 mM e 25 ml di idrossido di sodio 20 mM A 3.1 B 4.0 C 4.3 D 2.1

H3PO4 + NaOH H2O + H2PO4- __ 0,001moli 0,0005moli __ 0,0005moli

Equazione di Henderson - Hasselbach CH3COO- ~ = Cs CH3COOH ~ = Ca Ka [H3O+] = Cs Ca - log Ka - log Cs Ca - log [H3O+] = Ca Cs pH = pKa + log

pH = pKa + log Ca Cs H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- H2PO4- + H2O acido orto fosforico Campo di tamponamento pK1+1 - H2PO4- + H2O H3O+ + HPO4- - K2 = 6,2 10-8 pK2 = 7,2 diidrogeno fosfato Campo di tamponamento pK2+1 - HPO4 - - + H2O H3O+ + PO4- - - K3 = 5,0 10-13 pK3 = 12,3 monoidrogeno fosfato Campo di tamponamento pK3+1 -

5. Calcolare il valore approssimato del pH di una soluzione acquosa preparata mescolando 40 ml di acido fosforico 25 mM e 25 ml di idrossido di sodio 20 mM A 3.1 B 4.0 C 4.3 D 2.1