{"id":3764,"date":"2024-03-28T07:50:00","date_gmt":"2024-03-28T06:50:00","guid":{"rendered":"https:\/\/futura.study\/blog\/?p=3764"},"modified":"2024-07-09T18:35:45","modified_gmt":"2024-07-09T16:35:45","slug":"idrolisi-salina","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/futura.study\/blog\/materie\/argomenti-chimica-test-medicina-e-tolc\/idrolisi-salina\/","title":{"rendered":"Idrolisi salina: ecco come determinare le soluzioni acide e basiche"},"content":{"rendered":"\n<p>L&#8217;idrolisi salina \u00e8 quel preciso processo chimico che si verifica nel momento in cui il sale si scioglie all&#8217;interno dell&#8217;acqua e d\u00e0 vita a ioni che reagiscono, di conseguenza, con l&#8217;acqua stessa.<\/p>\n\n\n\n<p>\u00c8 bene sapere che questa tipologia di fenomeno riveste un&#8217;importanza fondamentale nell&#8217;ambito della chimica, proprio perch\u00e9 molte reazioni dell&#8217;idrolisi salina determinano lo scambio di ioni di idrogeno (<strong>H+<\/strong>) e di idrossido (<strong>OH-<\/strong>), con la formazione di sostanze <strong>acide o basiche<\/strong> \ud83e\uddea<\/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> Ripassa tutti gli argomenti di chimica e supera 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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\" xmlns=\"http:\/\/www.w3.org\/2000\/svg\" width=\"10px\" height=\"10px\" viewBox=\"0 0 24 24\" version=\"1.2\" baseProfile=\"tiny\"><path d=\"M18.2 9.3l-6.2-6.3-6.2 6.3c-.2.2-.3.4-.3.7s.1.5.3.7c.2.2.4.3.7.3h11c.3 0 .5-.1.7-.3.2-.2.3-.5.3-.7s-.1-.5-.3-.7zM5.8 14.7l6.2 6.3 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href=\"https:\/\/futura.study\/blog\/materie\/argomenti-chimica-test-medicina-e-tolc\/idrolisi-salina\/#Idrolisi_salina_rispondi_a_ogni_quiz\" >Idrolisi salina: rispondi a ogni quiz<\/a><\/li><\/ul><\/nav><\/div>\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Come_funziona_lidrolisi_gli_elementi_del_processo\"><\/span>Come funziona l&#8217;idrolisi: gli elementi del processo<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Partiamo subito con il premettere che i sali che vengono sottoposti a idrolisi possono essere <strong>sia acidi forti e basi deboli, sia acidi deboli e basi forti<\/strong>.<\/p>\n\n\n\n<p>All&#8217;interno della prima categoria troviamo, ad esempio, il cloruro di ammonio (NH<sub>4<\/sub>Cl) e il nitrato di sodio (NaNO<sub>3<\/sub>), mentre per quanto riguarda la seconda abbiamo il cloruro di sodio (NaCl) e il bromuro di potassio (KBr).<\/p>\n\n\n\n<p>Ogni singolo sale, naturalmente, ha una sua specifica <strong>costante di idrolisi<\/strong>, che serve a determinare il grado di reazione acido-base che si genera all&#8217;interno di una soluzione acquosa \ud83e\uddea<\/p>\n\n\n\n<div style=\"display: flex; justify-content: center; align-items: center; height: 100%;\">\n<iframe data-src=\"https:\/\/giphy.com\/embed\/Bzvgr3rDCSyuA\" width=\"300\" height=\"250\" frameBorder=\"0\" class=\"giphy-embed lazyload\" allowFullScreen src=\"data:image\/svg+xml;base64,PHN2ZyB3aWR0aD0iMSIgaGVpZ2h0PSIxIiB4bWxucz0iaHR0cDovL3d3dy53My5vcmcvMjAwMC9zdmciPjwvc3ZnPg==\" data-load-mode=\"1\"><\/iframe><p><a href=\"https:\/\/giphy.com\/gifs\/vs-xpost-r-Bzvgr3rDCSyuA\"><\/a><\/p><\/div>\n\n\n\n<p>Entrando nel vivo dell&#8217;argomento dobbiamo considerare il concetto di <strong>costante di equilibrio dell&#8217;idrolisi<\/strong>. Tale fattore ci permette di capire quanto il sale riesce a <strong>dissociarsi in ione acido o in ione base<\/strong> dentro una soluzione acquosa.<\/p>\n\n\n\n<p>Ma da cosa dipende la costante di <a href=\"https:\/\/futura.study\/blog\/materie\/argomenti-chimica-test-medicina-e-tolc\/equilibrio-chimico-reazioni\/\" target=\"_blank\" rel=\"noreferrer noopener\">equilibrio<\/a>? <\/p>\n\n\n\n<p>Principalmente dalla <strong>temperatura<\/strong> e dal livello di <strong>concentrazione<\/strong> degli ioni in soluzione. Un ulteriore elemento fondamentale \u00e8 la reazione di idrolisi stessa. Questa avviene tra l&#8217;acqua e il sale e permette di produrre ioni acido e ioni base. Precisiamo che \u00e8 possibile calcolarla utilizzando l&#8217;<strong>equazione di equilibrio dell&#8217;idrolisi<\/strong> \u270d\ufe0f<\/p>\n\n\n\n<p>In parole povere, se prendiamo in considerazione il sale di ammonio (NH<sub>4<\/sub>Cl), la reazione di idrolisi sar\u00e0<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>NH<sub>4<\/sub>Cl + H<sub>2<\/sub>O -&gt; NH<sub>4<\/sub>OH + HCl<\/strong> \u2697\ufe0f<\/p>\n\n\n\n<p>Cosa avviene in questo caso? Il sale di ammonio si dissocia in ione ammonio (NH<sub>4<\/sub>+) e in ione cloruro (Cl-) in soluzione, dando vita allo ione ammonio e all&#8217;acido cloridrico.<\/p>\n\n\n\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Idrolisi_salina_e_calcolo_del_pH\"><\/span>Idrolisi salina e calcolo del pH<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Nelle reazioni di idrolisi salina bisogna considerare il pH della soluzione ottenuta, esso dipende dall&#8217;effettiva concentrazione degli ioni acido e base in soluzione.<\/p>\n\n\n\n<p>Per <strong>calcolare il pH <\/strong>si pu\u00f2 utilizzare l&#8217;equazione di equilibrio della reazione di idrolisi e <strong>valutare la costante di equilibrio<\/strong>:<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>Se \u00e8 bassa, la soluzione sar\u00e0 caratterizzata da un pH acido \ud83e\uddea<\/li>\n\n\n\n<li>Se \u00e8 alta, la soluzione avr\u00e0 un pH basico \u2697\ufe0f<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<div style=\"display: flex; justify-content: center; align-items: center; height: 100%;\">\n<iframe data-src=\"https:\/\/giphy.com\/embed\/CH4ejLIpCfwly\" width=\"300\" height=\"250\" frameBorder=\"0\" class=\"giphy-embed lazyload\" allowFullScreen src=\"data:image\/svg+xml;base64,PHN2ZyB3aWR0aD0iMSIgaGVpZ2h0PSIxIiB4bWxucz0iaHR0cDovL3d3dy53My5vcmcvMjAwMC9zdmciPjwvc3ZnPg==\" data-load-mode=\"1\"><\/iframe><p><a href=\"https:\/\/giphy.com\/gifs\/fire-hand-teacher-CH4ejLIpCfwly\"><\/a><\/p><\/div>\n\n\n\n<p>Ovviamente, ci teniamo a sottolineare che la reazione di idrolisi salina pu\u00f2 avere effetti differenti, che variano in base alle caratteristiche specifiche del sale. <br>Ad esempio, determinati tipi di sale possono dar vita a soluzioni neutre, mentre altri formano soluzioni basiche o acide. Tutto ci\u00f2 dipende, principalmente, dalla reale capacit\u00e0 del sale di riuscire a produrre ioni acido o base in soluzione.<\/p>\n\n\n\n<p>Quando il pH della soluzione (ottenuta tramite la reazione di idrolisi) \u00e8 diverso da 7, ovvero quando produce acqua, la reazione che sta avvenendo coinvolge <strong>ioni idrogeno<\/strong> e <strong>ioni idrossido<\/strong>. <br>Per chiarirti tale concetto, considera la reazione tra ioni ammonio e ioni idrossido, che ti permette di ottenere:<\/p>\n\n\n\n<p class=\"has-text-align-center\"><strong>NH<sub>4<\/sub>OH + HCl -&gt; NH<sub>4<\/sub>Cl + H<sub>2<\/sub>O<\/strong> \u269b\ufe0f<\/p>\n\n\n\n<p>In quest&#8217;ultimo caso, gli ioni ammonio e quelli idrossido arrivano a combinarsi, cos\u00ec da formare acqua e sale.<\/p>\n\n\n\n<p>Infine, \u00e8 doveroso citare anche gli effetti che l&#8217;idrolisi salina ha sulle propriet\u00e0 fisiche e chimiche delle soluzioni. La presenza di ioni acido e base, soltanto per fare un esempio, pu\u00f2 influire in modo determinante sulla reattivit\u00e0 della soluzione e sulla solubilit\u00e0 dei suoi composti.<\/p>\n\n\n\n<p>In pi\u00f9, le soluzioni che si ottengono tramite la reazione di idrolisi possono anche avere un effetto tampone sul pH, cos\u00ec da stabilizzare la concentrazione di H+ e OH- in soluzione.<\/p>\n\n\n\n<h3 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Il_pH_delle_soluzioni_in_relazione_a_cationi_e_anioni\"><\/span>Il pH delle soluzioni in relazione a cationi e anioni <span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h3>\n\n\n\n<p>Nelle soluzioni di cloruro di potassio e cloruro di ammonio il pH dipende dalla natura dei cationi e degli anioni presenti all&#8217;interno delle soluzioni stesse.<\/p>\n\n\n\n<p>Per comprendere appieno se una soluzione sar\u00e0 neutra, basica o acida \u00e8 fondamentale tener conto delle propriet\u00e0 specifiche di:<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>Potassio (K+) \ud83c\udf4c<\/li>\n\n\n\n<li>Ammonio (NH<sub>4<\/sub>+) \u2697\ufe0f<\/li>\n\n\n\n<li>Cloruro (Cl-) \ud83e\uddea<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<div style=\"display: flex; justify-content: center; align-items: center; height: 100%;\">\n<iframe data-src=\"https:\/\/giphy.com\/embed\/5Xfn2En9gZybm\" width=\"300\" height=\"250\" frameBorder=\"0\" class=\"giphy-embed lazyload\" allowFullScreen src=\"data:image\/svg+xml;base64,PHN2ZyB3aWR0aD0iMSIgaGVpZ2h0PSIxIiB4bWxucz0iaHR0cDovL3d3dy53My5vcmcvMjAwMC9zdmciPjwvc3ZnPg==\" data-load-mode=\"1\"><\/iframe><p><a href=\"https:\/\/giphy.com\/gifs\/5Xfn2En9gZybm\"><\/a><\/p><\/div>\n\n\n\n<p>Il cloruro di potassio, indicato con KCl, \u00e8 caratterizzato dal catione potassio (K+) e dall&#8217;anione cloruro (Cl-). Il potassio \u00e8 un catione che ha origine da un metallo alcalino.<\/p>\n\n\n\n<p>Tendenzialmente, forma delle soluzioni neutre (e in alcuni casi leggermente basiche). <br>Il <strong>pH di KCl sar\u00e0 7<\/strong> perch\u00e9 la soluzione \u00e8 neutra. Ti ricordiamo, inoltre, che KCl \u00e8 un sale che deriva dalla neutralizzazione di KOH e HCl, entrambi forti.<\/p>\n\n\n\n<p>Il cloruro, d&#8217;altra parte, \u00e8 un anione che nasce da un acido forte (HCl) e non influenza in maniera significativa il pH della soluzione. Di conseguenza, <strong>una soluzione di cloruro di potassio sar\u00e0 neutra o leggermente basica<\/strong> \u269b\ufe0f<\/p>\n\n\n\n<p>Invece il cloruro di ammonio, NH<sub>4<\/sub>Cl, \u00e8 composto dal catione ammonio (NH<sub>4<\/sub>+) e dall&#8217;anione cloruro (Cl-). L&#8217;ammonio \u00e8 un catione derivato dall&#8217;ammoniaca, che \u00e8 una base debole.<\/p>\n\n\n\n<p>Nel momento in cui si dissolve in acqua, l&#8217;ammonio pu\u00f2 rilasciare ioni H+, dando vita a una soluzione acida. Il cloruro, come quello di potassio ad esempio, non ha influenze rilevanti sul pH della soluzione. Ecco perch\u00e9 <strong>una soluzione di cloruro di ammonio sar\u00e0 acida<\/strong> \ud83e\uddea<\/p>\n\n\n\n<p>Il pH, in questo caso, \u00e8 minore di 7, proprio perch\u00e9 deriva da una base debole (NH<sub>3<\/sub>) e da un acido forte (HCl), che fanno risultare la soluzione acida per l&#8217;appunto (pH = 7).<\/p>\n\n\n\n<h3 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Reazioni_acide_basiche_e_neutre\"><\/span>Reazioni acide, basiche e neutre<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h3>\n\n\n\n<p>\u00c8 possibile affermare, quindi, che la natura dei cationi e degli anioni che caratterizzano una soluzione pu\u00f2 determinare se essa sar\u00e0 neutra, basica o acida, seguendo tale logica:<\/p>\n\n\n\n<ul class=\"wp-block-list\">\n<li>\u00c8 <strong>neutra<\/strong> se nella soluzione l&#8217;anione e il catione hanno origine da <strong>acidi e basi forti<\/strong> &#8211; per esempio se unisci un acido acetico (CH<sub>3<\/sub>COOH) con idrossido di sodio (NaOH), avrai un acetato di sodio (CH<sub>3<\/sub>COONa) e acqua (H2O). <br>La reazione che si ottiene, quindi, \u00e8: <strong>CH<sub>3<\/sub>COOH + NaOH \u2192 CH<sub>3<\/sub>COONa + H<sub>2<\/sub>O<\/strong> \u269b\ufe0f<\/li>\n\n\n\n<li>\u00c8 <strong>basica<\/strong> se l&#8217;anione deriva da un <strong>acido debole<\/strong>, mentre il catione da una <strong>base forte<\/strong> (ad esempio CH<sub>3<\/sub>COONa &#8211; per esempio unendo acido nitrico (HNO<sub>3<\/sub>) con idrossido di sodio (NaOH), il risultato sar\u00e0 nitrato di sodio (NaNO<sub>3<\/sub>) e acqua (H<sub>2<\/sub>O). <br>La reazione chimica, invece, \u00e8:<strong> HNO<sub>3<\/sub> + NaOH \u2192 NaNO<sub>3 <\/sub>+ H<sub>2<\/sub>O<\/strong>. \u2697\ufe0f<\/li>\n\n\n\n<li>\u00c8 <strong>acida<\/strong> se nella soluzione l\u2019anione proviene da un <strong>acido forte<\/strong> e il catione da una <strong>base debole<\/strong> (come NH<sub>4<\/sub>Cl) &#8211; per esempio se unisci acido cloridrico (HCI) con idrossido di alluminio (Al(OH)<sub>3<\/sub>), avrai come risultato il cloruro di alluminio (AlCl<sub>3<\/sub>) e acqua (H<sub>2<\/sub>O). In questo caso, la reazione chimica \u00e8: <strong>HCl + Al(OH)<sub>3<\/sub> \u2192 AlCl<sub>3<\/sub> + H<sub>2<\/sub>O<\/strong> \ud83e\uddea<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n<p>Come avrai bene capito, quindi, le combinazioni tra acidi e basi possono portare ad avere soluzioni con livelli di acidit\u00e0 o basicit\u00e0 differenti. Il risultato dipende dalla forza dei reagenti che vengono utilizzati.<\/p>\n\n\n\n<p>Comprendere questi risultati \u00e8 importante per riuscire a controllare e per prevedere le reazioni chimiche.<\/p>\n\n\n\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Qual_e_il_ruolo_della_carica_nellidrolisi_salina\"><\/span>Qual \u00e8 il ruolo della carica nell&#8217;idrolisi salina?<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Se desideri comprendere in maniera completa tutto ci\u00f2 che riguarda l&#8217;idrolisi salina, non puoi non conoscere in modo approfondito le cariche legate a questo processo. <strong>Quelle positive derivano dalla base, mentre le negative dall&#8217;acido<\/strong> \u269b\ufe0f<\/p>\n\n\n\n<p>Entrambe hanno un ruolo attivo nel determinare il pH. Dato che l&#8217;acqua va incontro all&#8217;idrolisi in maniera del tutto naturale, all&#8217;interno della soluzione tendono ad apparire delle molecole negative e positive in quantit\u00e0 equilibrata. L&#8217;annullamento reciproco di quest&#8217;ultime porta a una soluzione neutra.<\/p>\n\n\n\n<div style=\"display: flex; justify-content: center; align-items: center; height: 100%;\">\n<iframe data-src=\"https:\/\/giphy.com\/embed\/iNQ2cIve8rUqI\" width=\"300\" height=\"250\" frameBorder=\"0\" class=\"giphy-embed lazyload\" allowFullScreen src=\"data:image\/svg+xml;base64,PHN2ZyB3aWR0aD0iMSIgaGVpZ2h0PSIxIiB4bWxucz0iaHR0cDovL3d3dy53My5vcmcvMjAwMC9zdmciPjwvc3ZnPg==\" data-load-mode=\"1\"><\/iframe><p><a href=\"https:\/\/giphy.com\/gifs\/iNQ2cIve8rUqI\"><\/a><\/p><\/div>\n\n\n\n<p>Infine, dopo tutte le informazioni acquisite sull&#8217;idrolisi salina, c&#8217;\u00e8 un ultimo concetto che devi assolutamente conoscere, ovvero come riuscire a calcolare con precisione l&#8217;entit\u00e0 di una soluzione.<\/p>\n\n\n\n<p>Per prima cosa, devi fare una <strong>distinzione tra i composti forti e quelli deboli<\/strong>, sia che si tratti di acidi che di basi.<\/p>\n\n\n\n<p>Per comprendere se un acido o una base \u00e8 forte o debole, \u00e8 utile conoscere alcune caratteristiche generali e fare riferimento a liste o tabelle che classificano gli acidi e le basi pi\u00f9 comuni:<\/p>\n\n\n\n<figure class=\"wp-block-table is-style-regular\"><table class=\"has-fixed-layout\"><thead><tr><th class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Reagenti<\/th><th class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Dissociazione in Acqua<\/th><th class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Esempi Comuni<\/th><\/tr><\/thead><tbody><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Acidi Forti<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Completa<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Acido Cloridrico (HCl)<br>Acido Nitrico (HNO<sub>3<\/sub>)<br>Acido Solforico (H<sub>2<\/sub>SO<sub>4<\/sub>)<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Acidi Deboli<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Parziale<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Acido Acetico (CH<sub>3<\/sub>COOH) Acido Carbonico (H<sub>2<\/sub>CO<sub>3<\/sub>)<br>Acido Fosforico (H<sub>3<\/sub>PO<sub>4<\/sub>)<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Basi Forti<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Completa<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Idrossido di Sodio (NaOH) Idrossido di Potassio (KOH) Idrossido di Calcio (Ca(OH)<sub>2<\/sub>)<\/td><\/tr><tr><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Basi Deboli<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Parziale<\/td><td class=\"has-text-align-center\" data-align=\"center\">Ammoniaca (NH<sub>3<\/sub>)<br>Idrossido di Ammonio (NH<sub>4<\/sub>OH)<\/td><\/tr><\/tbody><\/table><\/figure>\n\n\n\n<p>Comprendere se un acido o una base \u00e8 forte o debole \u00e8 fondamentale per prevedere il comportamento di un sale in soluzione. Questi esempi illustrano come la natura degli acidi e delle basi che formano un sale influenzi il <strong>pH della soluzione risultante dall&#8217;idrolisi salina<\/strong>.<\/p>\n\n\n\n<h2 class=\"wp-block-heading\"><span class=\"ez-toc-section\" id=\"Idrolisi_salina_rispondi_a_ogni_quiz\"><\/span>Idrolisi salina: rispondi a ogni quiz<span class=\"ez-toc-section-end\"><\/span><\/h2>\n\n\n\n<p>Come puoi vedere, ricordare i fattori e le condizioni che influenzano il calcolo del pH e le reazioni di idrolisi ti aiuta a capire meglio la chimica e a risolvere gli esercizi senza difficolt\u00e0 \ud83e\udde0<\/p>\n\n\n\n<p>Per ripassare in modo approfondito <strong>tutti gli argomenti di chimica per il test<\/strong> facendo un po&#8217; di pratica con gli esercizi, c&#8217;\u00e8 Futura \ud83d\udcaf<\/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. <strong>Unisciti alla nostra community Telegram con pi\u00f9 di 6000 studenti<\/strong> per confrontati su esercizi e argomenti del test di ammissione \ud83d\udcac<\/p>\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 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