{"id":2982,"date":"2023-11-27T13:20:00","date_gmt":"2023-11-27T12:20:00","guid":{"rendered":"https:\/\/futura.study\/blog\/?p=2982"},"modified":"2024-07-09T18:39:34","modified_gmt":"2024-07-09T16:39:34","slug":"esercizi-calcolo-ph-acidi-basi","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/futura.study\/blog\/materie\/argomenti-chimica-test-medicina-e-tolc\/esercizi-calcolo-ph-acidi-basi\/","title":{"rendered":"Teoria ed esercizi per calcolare il pH di soluzioni acide e basiche"},"content":{"rendered":"\n<p>Fare esercizi sul pH ti permette di misurare l&#8217;acidit\u00e0 o la basicit\u00e0 di una soluzione chimica.<\/p>\n\n\n\n<p>Avere dimestichezza con il pH significa capire meglio la chimica, rendendo pi\u00f9 facile affrontare altri argomenti correlati nei test. Con la pratica, sarai in grado di risolvere i quiz sull&#8217;argomento in modo pi\u00f9 veloce, ottimizzando il tempo a disposizione durante il test.<\/p>\n\n\n\n<style>\n    .testo-speciale {\n        background-color: #f7f7f7; \n        border: 5px solid #112d44; \n        padding: 15px; \n        margin: 20px 0; \n        font-family: system-ui;\n        font-style: normal; \n        color: #112d44;\n    }\n\n    .link-speciale {\n        display: inline-block; \n        padding: 10px 20px;\n        background-color: #e2202c; \n        color: white;\n        text-decoration: none;\n        border-radius: 5px;\n        font-weight: bold;\n        margin: 5px;\n        transition: background-color 0.3s;\n    }\n\n    .link-speciale:hover {\n        background-color: #112d44;\n        text-decoration: none;\n    }\n\n    .btns-container {\n        text-align: center;\n        display: block;\n        margin-top: 20px;\n    }\n\n<\/style>\n\n<div class=\"testo-speciale\">\n    <strong> 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<br><\/p>\n\n\n\n<div id=\"ez-toc-container\" class=\"ez-toc-v2_0_82_2 counter-hierarchy ez-toc-counter ez-toc-custom ez-toc-container-direction\">\n<div class=\"ez-toc-title-container\">\n<p class=\"ez-toc-title\" style=\"cursor:inherit\">Di cosa parliamo<\/p>\n<span class=\"ez-toc-title-toggle\"><a href=\"#\" class=\"ez-toc-pull-right ez-toc-btn ez-toc-btn-xs ez-toc-btn-default ez-toc-toggle\" aria-label=\"Toggle Table of Content\"><span class=\"ez-toc-js-icon-con\"><span class=\"\"><span class=\"eztoc-hide\" style=\"display:none;\">Toggle<\/span><span class=\"ez-toc-icon-toggle-span\"><svg style=\"fill: #172146;color:#172146\" xmlns=\"http:\/\/www.w3.org\/2000\/svg\" class=\"list-377408\" width=\"20px\" height=\"20px\" viewBox=\"0 0 24 24\" fill=\"none\"><path d=\"M6 6H4v2h2V6zm14 0H8v2h12V6zM4 11h2v2H4v-2zm16 0H8v2h12v-2zM4 16h2v2H4v-2zm16 0H8v2h12v-2z\" fill=\"currentColor\"><\/path><\/svg><svg style=\"fill: #172146;color:#172146\" class=\"arrow-unsorted-368013\" 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pOH<\/a><\/li><li class='ez-toc-page-1 ez-toc-heading-level-2'><a class=\"ez-toc-link ez-toc-heading-3\" href=\"https:\/\/futura.study\/blog\/materie\/argomenti-chimica-test-medicina-e-tolc\/esercizi-calcolo-ph-acidi-basi\/#Esercizi_sul_calcolo_del_pH\" >Esercizi sul calcolo del pH<\/a><\/li><li class='ez-toc-page-1 ez-toc-heading-level-2'><a class=\"ez-toc-link ez-toc-heading-4\" href=\"https:\/\/futura.study\/blog\/materie\/argomenti-chimica-test-medicina-e-tolc\/esercizi-calcolo-ph-acidi-basi\/#Ripassa_il_pH_con_teoria_ed_esercizi\" >Ripassa il pH con teoria ed esercizi<\/a><\/li><\/ul><\/nav><\/div>\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Teorie_su_acidi_e_basi\"><\/span>Teorie su acidi e basi <span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Per svolgere gli esercizi sul pH bisogna conoscere prima cosa sono gli acidi e le basi. Questi concetti sono stati studiati a lungo nell&#8217;ambito della chimica e molti scienziati hanno contribuito a definirli in modo sempre pi\u00f9 dettagliato.<\/p>\n\n\n\n<p>La prima definizione di acido e base \u00e8 stata data dal chimico svedese Arrhenius ed \u00e8 fondata sulla <strong>capacit\u00e0 di tali sostanze di condurre la corrente elettrica in soluzione acquosa.&nbsp;<\/strong><\/p>\n\n\n\n<h4 class=\"wp-block-heading\">Teoria di Arrhenius<\/h4>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li><strong> <\/strong>Gli<strong> acidi <\/strong>sono sostanze che sciolte in acqua<strong> liberano ioni H<sup>+<\/sup><\/strong> \u269b\ufe0f<\/li>\n\n\n\n<li>Le<strong> basi <\/strong>sono sostanze che quando sciolte in acqua<strong> liberano ioni OH<sup>&#8211;<\/sup><\/strong> \u2697\ufe0f<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p>Secondo tale definizione l&#8217;acido cloridrico \u00e8 un acido perch\u00e9 in acqua libera uno ione H<sup>+<\/sup>:<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>HCl \u2192 H<sup>+<\/sup> + Cl<sup>&#8211;<\/sup><\/strong><\/p>\n\n\n\n<p>Tutti gli acidi che rientrano nella definizione di Arrhenius sono facilmente riconoscibili perch\u00e9 l\u2019idrogeno \u00e8 il primo elemento della loro formula \ud83e\uddea<\/p>\n\n\n\n<p>A seconda del numero di ioni <strong>H<sup>+<\/sup><\/strong> liberati da ciascuna molecola possiamo distinguere&nbsp;<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li><strong><em>acidi monoprotici:<\/em><\/strong> liberano un solo H<sup>+<\/sup> (es. HCl e HNO<sub>3<\/sub>)<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\">HCl \u2192 H<sup>+<\/sup> + Cl<sup>&#8211;<\/sup><\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li><strong><em>acidi poliprotici:<\/em><\/strong> liberano pi\u00f9 ioni H<sup>+<\/sup> (es. H<sub>2<\/sub>SO<sub>4<\/sub> e H<sub>3<\/sub>PO<sub>4<\/sub>)<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\">H<sub>2<\/sub>SO<sub>4<\/sub> \u2192 2H<sup>+<\/sup> + SO<sub>4<\/sub><sup>2-<\/sup><\/p>\n\n\n\n<p>Per la sua semplicit\u00e0, la teoria di Arrhenius \u00e8 ancora oggi molto utilizzata, ma essa \u00e8 molto restrittiva. Infatti, \u00e8 applicabile soltanto alle sostanze solubili in acqua e non spiega il comportamento basico di sostanze come l\u2019ammoniaca, NH<sub>3<\/sub>, che non rilasciano OH<sup>&#8211;<\/sup>.<\/p>\n\n\n\n<h4 class=\"wp-block-heading\">Teoria di Bronsted e Lowry<\/h4>\n\n\n\n<p>Una teoria pi\u00f9 generale fu proposta successivamente dai chimici Bronsted e Lowry.&nbsp;<\/p>\n\n\n\n<p>Essi, indipendentemente l&#8217;uno dall&#8217;altro, proposero la seguente definizione di acido e di base:<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>Un <strong>acido<\/strong> \u00e8 una specie chimica in grado di <strong><em>donare<\/em> protoni <\/strong>\ud83c\udf81<\/li>\n\n\n\n<li>Una <strong>base<\/strong> \u00e8 una specie chimica in grado di <strong><em>accettare <\/em>protoni<\/strong> \ud83e\udd1d<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p>Secondo Bronsted e Lowry una sostanza presa singolarmente non \u00e8 n\u00e8 acida, n\u00e8 basica.&nbsp;<\/p>\n\n\n\n<p>Per poter definire il carattere acido o basico \u00e8 necessario considerare la coppia di sostanze che devono reagire: <strong>HA (acido) + B (base) \u2192 A<sup>&#8211;<\/sup> (base) + BH<sup>+<\/sup> (acido)<\/strong><\/p>\n\n\n\n<p>Il punto fermo della teoria quindi \u00e8 che ci deve essere sempre un <strong>trasferimento del protone<\/strong> affinch\u00e9 possano manifestarsi le propriet\u00e0 acide e basiche delle sostanze.<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li><strong>Un donatore di protoni<\/strong> \u00e8 quindi una qualsiasi specie (molecola neutra, catione o anione) che possiede <strong>atomi di idrogeno legati covalentemente<\/strong> ad altri atomi <strong>pi\u00f9 elettronegativi \u269b\ufe0f<\/strong><\/li>\n\n\n\n<li><strong>Un accettore di protoni<\/strong> pu\u00f2 essere una qualsiasi specie (molecola neutra o anione) che dispone di una <strong>coppia di elettroni<\/strong> \u26a1\ufe0f<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p>Quando si stabilisce un equilibrio chimico nella reazione, ogni acido, donando il proprio protone, si trasforma in una base, chiamata <strong>base coniugata<\/strong>. <br>Allo stesso modo, ogni base, accettando il protone, si converte nel corrispondente <strong>acido coniugato<\/strong>.<\/p>\n\n\n\n<p>Per comprendere i vantaggi di questa nuova definizione, consideriamo la reazione fra i gas HCl e NH<sub>3<\/sub>:<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>HCl + NH<sub>3<\/sub> \u2192 NH<sub>4<\/sub><sup>+<\/sup> + Cl<sup>&#8211;<\/sup><\/strong><\/p>\n\n\n\n<p><strong><em><br><\/em><\/strong>Il comportamento acido e basico \u00e8 indipendente dalla presenza dell&#8217;acqua come solvente e non \u00e8 necessaria la presenza del gruppo OH<sup>\u2212<\/sup> per giustificare la basicit\u00e0.<br>Nella reazione, l\u2019acido HCl cede un protone e si trasforma nella sua base coniugata Cl<sup>&#8211;<\/sup> capace a sua volta di accettare un protone. La base NH<sub>3<\/sub>, riceve il protone e si trasforma nel suo acido coniugato NH<sub>4<\/sub><sup>+<\/sup>, capace a sua volta di cedere un protone.<\/p>\n\n\n\n<h4 class=\"wp-block-heading\">Teoria di Lewis<\/h4>\n\n\n\n<p>Un&#8217;ulteriore estensione dei concetti di acido e base fu realizzata dal chimico Lewis.&nbsp;<\/p>\n\n\n\n<p>Gli acidi di Lewis sono specie <strong>elettrofile<\/strong> (povere di elettroni), le basi invece sono specie <strong>nucleofile<\/strong> (con una o pi\u00f9 coppie elettroniche solitarie disponibili).<\/p>\n\n\n\n<p>Si dicono:<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li><strong>Acidi<\/strong> le specie che possono <strong>accettare una coppia di elettroni<\/strong> \ud83e\udd1d&nbsp;<br>Questi sono molecole con struttura elettronica incompleta (orbitali molecolari vuoti in grado di accettare coppie di elettroni)<br>Per esempio <strong>BF<sub>3<\/sub>, AlCl<sub>3<\/sub>, FeCl<sub>3<\/sub><\/strong> \u00e8 una reazione reazione avviene senza liberazione di protoni, di ioni H<sup>+<\/sup> e OH<sup>&#8211;<\/sup>. <br>Tali sostanze non potrebbero rientrare ne&#8217; nella classificazione di Bronsted-Lowry ne&#8217;, tantomeno, in quella di Arrhenius.<br><\/li>\n\n\n\n<li><strong>Basi<\/strong> le specie che possono <strong>mettere a disposizione una coppia di elettroni libera da legami<\/strong> \u269b\ufe0f<br>Queste sono cationi metallici, soprattutto di metalli di transizione, che in acqua condividono i doppietti elettronici trasformandosi in ioni complessi, come [Cu(H<sub>2<\/sub>O)<sub>6<\/sub>]<sup>2+<\/sup> <br>Le basi di Lewis sono<strong> <\/strong>sostanze con una o pi\u00f9 coppie elettroniche solitarie (<em>lone pairs<\/em>), come NH<sub>3<\/sub> o O<sup>2\u2013<\/sup>.<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Il_pH_e_il_pOH\"><\/span>Il pH e il pOH<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Nel 1909 il chimico danese S\u00f8rensen introdusse la scala del pH. La scala del pH ci consente di esprimere in modo semplice la concentrazione degli ioni idrogeno presenti nelle soluzioni diluite, senza far ricorso ai numeri esponenziali.<\/p>\n\n\n\n<p>Il pH \u00e8<strong><em> <\/em><\/strong><strong>il logaritmo decimale negativo della concentrazione molare degli ioni H<\/strong><strong><sup>+<\/sup><\/strong><strong>pH = &#8211; log [H<\/strong><strong><sup>+<\/sup><\/strong><strong>]<\/strong><\/p>\n\n\n\n<p>La <strong>lettera p<\/strong> posta davanti a una grandezza ci informa che <strong>bisogna calcolare il logaritmo negativo di quella grandezza<\/strong>: p = &#8211; log<\/p>\n\n\n\n<p>Il pH corrisponde all\u2019esponente, cambiato di segno, della concentrazione molare degli ioni H<sup>+<\/sup>, quando essa \u00e8 espressa come potenza del 10, cio\u00e8:<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>pH = &#8211; log [H<\/strong><strong><sup>+<\/sup><\/strong><strong>]<\/strong><strong><em> &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; <\/em><\/strong><strong>[H<\/strong><strong><sup>+<\/sup><\/strong><strong>] = 10<\/strong><strong><sup>-pH<\/sup><\/strong><\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>[H<sup>+<\/sup>] = 10<sup>-7<\/sup> \u2192 pH = 7&nbsp; \u2192 <strong>SOLUZIONE NEUTRA<\/strong><\/li>\n\n\n\n<li>[H<sup>+<\/sup>] = 10<sup>-1<\/sup> \u2192 pH = 1&nbsp; \u2192 <strong>SOLUZIONE ACIDA<\/strong><\/li>\n\n\n\n<li>[H<sup>+<\/sup>] = 10<sup>-13<\/sup> \u2192 pH = 13&nbsp; \u2192 <strong>SOLUZIONE BASICA<\/strong><strong><br><\/strong><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p>Il pOH corrisponde all\u2019esponente, cambiato di segno, della concentrazione molare degli ioni OH<sup>&#8211;<\/sup>, quando essa \u00e8 espressa come potenza del 10, cio\u00e8:<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>pOH = &#8211; log [OH<\/strong><strong><sup>&#8211;<\/sup><\/strong><strong>]&nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; [OH<\/strong><strong><sup>&#8211;<\/sup><\/strong><strong>] = 10<\/strong><strong><sup>-pOH<\/sup><\/strong><\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>[OH<sup>&#8211;<\/sup>] = 10<sup>-7<\/sup> \u2192 pOH = 7&nbsp; \u2192 <strong>SOLUZIONE NEUTRA<\/strong><\/li>\n\n\n\n<li>[OH<sup>&#8211;<\/sup>] = 10<sup>-13<\/sup> \u2192 pOH = 13&nbsp; \u2192 <strong>SOLUZIONE ACIDA<\/strong><\/li>\n\n\n\n<li>[OH<sup>&#8211;<\/sup>] = 10<sup>-1<\/sup> \u2192 pOH = 1&nbsp; \u2192 <strong>SOLUZIONE BASICA<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p>Per capire la relazione che vi \u00e8 tra pH e pOH, calcoliamo il logaritmo negativo dell&#8217;espressione K<sub>w<\/sub>:<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>K<sub>w<\/sub>= [H<sup>+<\/sup>]\u2219[OH<sup>&#8211;<\/sup>]<\/strong> \ud83d\udc49 <strong>-log K<sub>w<\/sub> = &#8211; log [H<sup>+<\/sup>] &#8211; log [OH<sup>&#8211;<\/sup>]<br><\/strong><\/p>\n\n\n\n<p>Introducendo la notazione p al posto di -log, avremo: <strong>pK<sub>w<\/sub>= pH + pOH<br><\/strong>Poich\u00e9 a 298 K (25 \u00b0C) la K<sub>w<\/sub> \u00e8 uguale a 1,00 \u221910<sup>-14<\/sup>, l\u2019equazione sopra si trasforma in:&nbsp;<strong>14,00 = pH + pOH<\/strong><\/p>\n\n\n\n<p>Con questa relazione \u00e8 possibile calcolare sia il pH sia il pOH di qualsiasi soluzione acida o basica.<\/p>\n\n\n\n<h4 class=\"wp-block-heading\">La costante di equilibrio nella ionizzazione dell&#8217;acqua<\/h4>\n\n\n\n<p>L\u2019acqua pura \u00e8 un <strong>cattivo conduttore di elettricit\u00e0<\/strong> dal momento che possiede pochissimi ioni liberi che derivano dalla ionizzazione delle sue molecole \u2192 <strong>elettrolita debole<\/strong>!<\/p>\n\n\n\n<p>La formazione degli ioni disciolti \u00e8 dovuta allo scambio di un protone fra due molecole di acqua:<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>H<\/strong><strong><sub>2<\/sub><\/strong><strong>O + H<\/strong><strong><sub>2<\/sub><\/strong><strong>O \u21c6 H<\/strong><strong><sub>3<\/sub><\/strong><strong>O<\/strong><strong><sup>+<\/sup><\/strong><strong> + OH<\/strong><strong><sup>&#8211;<\/sup><\/strong><strong> +<\/strong><strong><sub> <\/sub><\/strong><strong>H<\/strong><strong><sub>2<\/sub><\/strong><strong>O<\/strong><\/p>\n\n\n\n<p>A questa reazione si da il nome di <strong>autoprotolisi<\/strong> o <strong>autoionizzazione<\/strong> \ud83e\uddea<\/p>\n\n\n\n<p>Poich\u00e9 H<sub>2<\/sub>O (distillata) si pu\u00f2 considerare un liquido puro, la sua concentrazione non compare nell\u2019espressione della costante di equilibrio K<sub>w<\/sub> della reazione di autoionizzazione:&nbsp;&nbsp;<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>K<\/strong><strong><sub>w<\/sub><\/strong><strong>= [H<\/strong><strong><sup>+<\/sup><\/strong><strong>]\u2219[OH<\/strong><strong><sup>&#8211;<\/sup><\/strong><strong>]<\/strong><\/p>\n\n\n\n<p>K<sub>w<\/sub> viene anche chiamata <strong>prodotto ionico dell\u2019acqua<\/strong> ed \u00e8 un concetto chiave negli esercizi sul pH\u26a1\ufe0f<\/p>\n\n\n\n<p>A temperatura costante, la K<sub>w<\/sub> si mantiene costante, non soltanto in acqua pura, ma anche in tutte le soluzioni acquose di sali, acidi e basi \u270d\ufe0f<\/p>\n\n\n\n<p>Tuttavia, <strong>la reazione di autoionizzazione \u00e8 endotermica<\/strong> e quindi il valore di K<sub>w<\/sub> varia con la temperatura:<\/p>\n\n\n\n<figure class=\"wp-block-table\"><table><tbody><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\"><strong>t (\u00b0C)<\/strong><\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\"><strong>K<\/strong><strong><sub>w<\/sub><\/strong><\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">0<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">1,14 \u221910<sup>-15<\/sup>&nbsp;<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">10<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">2,92 \u221910<sup>-15<\/sup>&nbsp;<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">25<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">1,00 \u221910<sup>-14<\/sup>&nbsp;<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">50<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">5,47 \u221910<sup>-14<\/sup>&nbsp;<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">60<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">9,61 \u221910<sup>-14<\/sup>&nbsp;<\/td><\/tr><\/tbody><\/table><\/figure>\n\n\n\n<p>Capire come varia Kw con la temperatura aiuta a prevedere come il pH di una soluzione possa cambiare in diverse condizioni.<\/p>\n\n\n\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Esercizi_sul_calcolo_del_pH\"><\/span>Esercizi sul calcolo del pH<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Oltre alla teoria vista fino a ora, un concetto fondamentale da comprendere per cimentarti negli esercizi sul pH, \u00e8 la molarit\u00e0 (M). <\/p>\n\n\n\n<p>Essa rappresenta la concentrazione di una soluzione e si definisce come il numero di moli di soluto per litro di soluzione. Questo parametro diventa cruciale nel calcolare il pH di soluzioni acide o basiche.<\/p>\n\n\n\n<p>Per esempio, se ti viene fornita la concentrazione degli ioni H\u207a o OH\u207b in molarit\u00e0, questa informazione ti permetter\u00e0 di calcolare il pH in modo diretto e accurato. <br>La <strong>molarit\u00e0 si rivela uno strumento essenziale per interpretare correttamente la composizione chimica di una soluzione<\/strong> e per prevedere le sue propriet\u00e0 acido-base.<\/p>\n\n\n\n<p>Ora, armati di conoscenza e prontezza, mettiamoci alla prova con alcuni esercizi pratici.<\/p>\n\n\n\n<h4 class=\"wp-block-heading\">Esercizi sul pH: muoversi con i logaritmi<\/h4>\n\n\n\n<p>Qual \u00e8 il pH di una soluzione con [H<sup>+<\/sup>] = 2 x 10<sup>-5<\/sup> ? E quello di una soluzione con [OH<sup>&#8211;<\/sup>] = 5 x 10<sup>-11<\/sup><\/p>\n\n\n\n<p><strong>Soluzione<\/strong>: per velocizzare il calcolo del pH puoi utilizzare delle scorciatoie matematiche, come la memorizzazione delle potenze di 10 per semplificare i calcoli del logaritmo.<\/p>\n\n\n\n<p>Questi valori forniscono una scorciatoia rapida per stimare il logaritmo di un numero senza dover fare calcoli complessi.<\/p>\n\n\n\n<p>Ad esempio, sapendo che log(2) \u00e8 circa 0,3, puoi rapidamente determinare che il logaritmo di un numero come 0,02 (che \u00e8 2&#215;10\u22122\u22122) sar\u00e0 approssimativamente -2 + 0,3 = -1,7. Questo tipo di stima pu\u00f2 semplificare notevolmente i calcoli manuali negli esercizi sul pH.<\/p>\n\n\n\n<figure class=\"wp-block-table is-style-stripes\"><table><tbody><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">log 1<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">0<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">log 2<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">0,3<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">log 3<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">0,5<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">log 5<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">0,7<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">log 7<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">0,85<\/td><\/tr><\/tbody><\/table><\/figure>\n\n\n\n<p>Infatti, per la prima richiesta dell&#8217;esercizio possiamo scrivere: pH = &#8211; log [H<sup>+<\/sup>]<br>Quindi pH = &#8211; log [2 x 10<sup>-5<\/sup>]<em> <\/em>che \u00e8 come dire: <strong>-log 2 + (- log 10<sup>-5<\/sup>) \u2192 &#8211; 0,3 + 5 = 4,7<\/strong> \u2705<\/p>\n\n\n\n<p>Per la seconda domanda invece, scriviamo: pOH = &#8211; log [OH<sup>&#8211;<\/sup>]<em>&nbsp;<\/em><br>Quindi pOH = &#8211; log [5 x 10<sup>-11<\/sup>]<em> <\/em>che \u00e8 come dire:<strong> -log 5 &#8211; log 10<sup>-11<\/sup> \u2192 &#8211; 0,7 + 11 = 10,3<\/strong> \ud83d\udcaf<\/p>\n\n\n\n<p>Se il pOH \u00e8 10,3 allora il pH \u00e8: 14 &#8211; pOH \ud83d\udc49 14 &#8211; 10,3 = 3,7 \u2705<\/p>\n\n\n\n<h4 class=\"wp-block-heading\">Esercizi sul pH: moli e soluzioni acido-base<\/h4>\n\n\n\n<p>Quante moli di HCl sono necessarie per preparare 500 ml di una soluzione a PH=3?<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>&nbsp;5\u00d710<sup>3<\/sup><\/li>\n\n\n\n<li>5 x 10<sup>-2<\/sup><\/li>\n\n\n\n<li>5\u00d710<sup>-4<\/sup><\/li>\n\n\n\n<li>10<sup>-3<\/sup><\/li>\n\n\n\n<li>10<sup>3<\/sup><\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p><strong>Soluzione<\/strong>: Per risolvere questo problema, seguiamo alcuni passaggi chiave:<\/p>\n\n\n\n<ol class=\"wp-block-list\">\n<li><strong>Determinare la concentrazione di ioni H++ nella soluzione:<\/strong>\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>Dato che il pH della soluzione \u00e8 3, la concentrazione di ioni H<sup>+<\/sup> \u00e8 10<sup>\u22123<\/sup> M (poich\u00e9 pH = -log[H<sup>+<\/sup>].<\/li>\n<\/ul>\n<\/li>\n\n\n\n<li><strong>Calcolare il numero di moli di HCl necessarie:<\/strong>\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>La concentrazione di HCl sar\u00e0 la stessa di quella degli ioni H<sup>+<\/sup>, perch\u00e9 HCl \u00e8 un acido forte che si dissocia completamente.<\/li>\n\n\n\n<li>Usiamo la formula: Moli = Concentrazione (M) \u00d7 Volume (L) \ud83d\udcda<\/li>\n\n\n\n<li>Volume = 500 ml = 0.5 L.<\/li>\n\n\n\n<li>Moli di HCl = 10<sup>\u22123<\/sup> M \u00d7 0.5 L = 5 \u00d7 10<sup>\u22124<\/sup> moli.<\/li>\n<\/ul>\n<\/li>\n<\/ol>\n\n\n\n<p>Quindi, sono necessarie5 \u00d7 10<sup>\u22124<\/sup> moli di HCl per preparare 500 ml di una soluzione a pH 3 \u2705<\/p>\n\n\n\n<h4 class=\"wp-block-heading\">Esercizi sul pH: unit\u00e0 di misura<\/h4>\n\n\n\n<p>Qual \u00e8 il pH di una soluzione di NaOH di 1mM?<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>10<\/li>\n\n\n\n<li>7<\/li>\n\n\n\n<li>9<\/li>\n\n\n\n<li>13<\/li>\n\n\n\n<li>11<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p><strong>Soluzione:<\/strong> bisogna fare molta attenzione all\u2019unit\u00e0 di misura: si tratta di millimoli!<\/p>\n\n\n\n<p>Perci\u00f2, convertendo il valore avremo \ud83d\udc49 1 mM = 0,001 M.<\/p>\n\n\n\n<p>A questo punto, poich\u00e9 si tratta di una base forte, sapremo che la concentrazione molare corrisponder\u00e0 alla concentrazione di ioni OH- e procediamo a trovare il pOH = &#8211; log [OH-] \ud83d\udc49 &#8211; log 0,001 = 3.<br>Troviamo dunque il pH = 14 \u2013 pOH \ud83d\udc49 14 \u2013 3= 11 \u2705<\/p>\n\n\n\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Ripassa_il_pH_con_teoria_ed_esercizi\"><\/span>Ripassa il pH con teoria ed esercizi<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Dopo aver esplorato acidi e basi e svelato i segreti del pH, hai qualche strumento in pi\u00f9 per affrontare il mondo della chimica.<\/p>\n\n\n\n<p>In questa materia la costanza \u00e8 fondamentale. Dedica del tempo ogni giorno per esercitarti, anche solo per pochi minuti.<\/p>\n\n\n\n<p>In pi\u00f9, se durante lo studio ti sorgono dubbi o domande, non esitare a chiedere spiegazioni o consigli.<\/p>\n\n\n\n<p>Entra nella nostra community Telegram e unisciti a pi\u00f9 di 6000 studenti con cui confrontati su esercizi e argomenti sul test di ammissione \ud83d\udcac<\/p>\n\n\n\n<script async src=\"https:\/\/telegram.org\/js\/telegram-widget.js?22\" data-telegram-post=\"Accademiadeitest\/295944\" data-width=\"100%\" data-userpic=\"false\"><\/script>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-social-links is-content-justification-center is-layout-flex wp-container-core-social-links-is-layout-16018d1d wp-block-social-links-is-layout-flex\"><li class=\"wp-social-link wp-social-link-instagram  wp-block-social-link\"><a href=\"https:\/\/www.instagram.com\/accademiadeitest\/\" class=\"wp-block-social-link-anchor\"><svg width=\"24\" height=\"24\" viewBox=\"0 0 24 24\" version=\"1.1\" xmlns=\"http:\/\/www.w3.org\/2000\/svg\" aria-hidden=\"true\" focusable=\"false\"><path d=\"M12,4.622c2.403,0,2.688,0.009,3.637,0.052c0.877,0.04,1.354,0.187,1.671,0.31c0.42,0.163,0.72,0.358,1.035,0.673 c0.315,0.315,0.51,0.615,0.673,1.035c0.123,0.317,0.27,0.794,0.31,1.671c0.043,0.949,0.052,1.234,0.052,3.637 s-0.009,2.688-0.052,3.637c-0.04,0.877-0.187,1.354-0.31,1.671c-0.163,0.42-0.358,0.72-0.673,1.035 c-0.315,0.315-0.615,0.51-1.035,0.673c-0.317,0.123-0.794,0.27-1.671,0.31c-0.949,0.043-1.233,0.052-3.637,0.052 s-2.688-0.009-3.637-0.052c-0.877-0.04-1.354-0.187-1.671-0.31c-0.42-0.163-0.72-0.358-1.035-0.673 c-0.315-0.315-0.51-0.615-0.673-1.035c-0.123-0.317-0.27-0.794-0.31-1.671C4.631,14.688,4.622,14.403,4.622,12 s0.009-2.688,0.052-3.637c0.04-0.877,0.187-1.354,0.31-1.671c0.163-0.42,0.358-0.72,0.673-1.035 c0.315-0.315,0.615-0.51,1.035-0.673c0.317-0.123,0.794-0.27,1.671-0.31C9.312,4.631,9.597,4.622,12,4.622 M12,3 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