Acidi e basi - Quiz

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Acidi e basi - Quiz
Tipo di risorsa Tipo: quiz
Materia di appartenenza Materia: Chimica
Avanzamento Avanzamento: quiz completo al 50%.

Informazioni sul questionario[modifica]

Argomenti del test[modifica]

Proprietà generali degli acidi e delle basi - Acidi e basi secondo la teoria di S. Arrhenius - Limiti della teoria di S. Arrhenius: definizioni limitate a soluzioni acquose, ione idrogeno e ione idronio, reticolo cristallino e dissociazione degli idrossidi, ionizzazione degli acidi, acidità di SO2 e CO2, basicità di NH3 - Formulazione modificata delle definizioni di Arrhenius - Acidi e basi secondo la teoria di J. Brønsted e T. Lowry - Coppie coniugate acido-base (donatore/accettore) - Limiti della teoria di J. Brønsted e T. Lowry - Acidi e basi secondo la teoria di G. Lewis - Nucleofili ed elettrofili - Elettroliti anfoteri (anfoliti o sostanze anfiprotiche).

Dissociazione (autoionizzazione o autoprotolisi) dell’acqua - Prodotto ionico dell’acqua Kw - Forza degli acidi delle basi - Acidità e basicità espresse in funzione della concentrazione molare idrogenionica [H3O+] e della concentrazione molare ossidrilionica [OH-] - Definizione di pH e di pOH: acidità e basicità espresse in funzione del pH e del pOH - Calcolo della concentrazione molare idrogenionica e ossidrilionica e del pH e del pOH di soluzioni acquose di acidi forti e basi forti - Calcolo della quantità di acido forte o base forte presente in una soluzione avente un determinato pH o pOH - Acidi deboli e basi deboli: costanti di ionizzazione (dissociazione) degli acidi e delle basi deboli ka e kb - Calcolo di ka e kb sulla base delle concentrazioni di equilibrio - Calcolo della concentrazione molare idrogenionica e ossidrilionica e del pH e del pOH di soluzioni acquose di acidi deboli e basi deboli - Calcolo della quantità di acido debole e base debole presente in una soluzione avente un dato pH o pOH - Acidi poliprotici e basi poliprotiche - Gli indicatori di pH.

Struttura chimica e acidità: relazione tra la forza di un composto idrogenato e l’elettronegatività del non metallo; tra la forza di un idracido e le dimensioni della base coniugata; tra la forza di un acido ossigenato (ossiacido) ed il numero di ossidazione del non metallo e tra la forza di un acido ossigenato e l’elettronegatività del radicale legato all’ossidrile - Regola empirica per prevedere la forza di un acido ossigenato.

Neutralizzazione - Idrolisi salina: idrolisi acida e idrolisi basica - Tipi di sali e regola generale per determinare se un sale di idrolizza - Costante di idrolisi ki - Relazione tra ki, kw, ka e kb - Calcolo di ki, ka e kb sulla base delle concentrazioni di equilibrio - Calcolo della concentrazione molare idrogenionica e ossidrilionica e del pH e del pOH di soluzioni acquose di sali idrolizzati - Calcolo della quantità di sale idrolizzato presente in una soluzione avente un determinato pH o pOH.

Avvertenze per la compilazione[modifica]

  • Prima di ogni domanda è riportato, tra parentesi quadre, l'argomento specifico della domanda.
  • Ogni domanda ammette una sola risposta esatta.

Misurazione dei risultati[modifica]

  • Punti per ogni risposta esatta: 1.
  • Punti per ogni risposta errata o non data: 0.

Valutazione[modifica]

Nei questionari a risposta chiusa si può azzeccare un certo numero di risposte esatte anche tirando a caso. Per cui, se non si vuole utilizzare il metodo della sottrazione di punti in presenza di risposte errate, occorre adottare una scala di valutazione che tenga conto della possibilità che la risposta esatta sia stata data fortuitamente.

Se il test offre quattro possibilità di scelta, dovremo considerare che c'è una probabilità su quattro di cogliere la risposta giusta anche per caso. Pertanto una prova basata su venti domande e alla quale sono state date cinque risposte esatte, non è indice di alcuna abilità, perché lo stesso risultato potrebbe essere ottenuto, a caso, da chiunque.

Quindi, su di una scala da uno a dieci, cinque risposte esatte (Pmin. = 5) danno diritto al voto minimo (Vmin. = 1), al contrario venti risposte esatte (Pmax. = 20) danno diritto al voto massimo (Vmax. = 10). Per valutare i casi intermedi si può applicare il metodo grafico o quello analitico. Nel metodo grafico si costruisce un diagramma cartesiano che ha sull'asse delle ordinate il numero di risposte esatte (5 ≤ P ≤ 20) e su quello delle ascisse i voti (1 ≤ V ≤ 10). Si individuano quindi due punti, il primo di coordinate (Vmin., Pmin.) ed il secondo di coordinate (Vmax., Pmax.) e si traccia il segmento di retta che li unisce. A questo punto basta entrare da sinistra in corrispondenza del numero di risposte esatte (P) e leggere il voto (V) corrispondente sulle ascisse. Analiticamente basta applicare la formula dell'equazione della retta di estremi (Vmin., Pmin.) e (Vmax., Pmax.) e calcolare il voto (V) corrispondente ad un certo numero di risposte esatte (P).

Punteggio minimo[modifica]

Il punteggio minimo consigliato per poter affrontare l'argomento successivo (corrispondente al voto di sufficienza di 6 su 10, o 18 su 30) è: 13 punti su 20

Quiz n. 1[modifica]

  

1 [Idrolisi salina] L'ipoclorito di calcio Ca(ClO)2 è un sale che, sciolto in acqua, si idrolizza producendo acido ipocloroso HClO. Che tipo di idrolisi subisce?

Un'idrolisi basica, dovuta alla reazione dello ione ipoclorito con l'acqua secondo l'equazione: ClO1- + H2O ⇄ HClO + OH1-.
Un'idrolisi acida, dovuta alla reazione dell'ipoclorito di calcio con l'acqua secondo l'equazione: Ca(ClO)2 + H2O ⇄ Ca(OH)2 + 2 HClO.
Un'idrolisi acida, dovuta alla reazione dello ione ipoclorito con lo ione idronio secondo l'equazione: ClO1- + H3O1+ ⇄ HClO + H2O.
Un'idrolisi basica, dovuta alla reazione dello ione calcio con lo ione ipoclorito secondo l'equazione: Ca2+ + 4 ClO1- + 2 H2O ⇄ Ca(ClO)2 + 2 HClO + 2 OH1-.

2 [Calcolo del pH] Qual è il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 1,20·10-2 mol di acido acetico CH3COOH in 5,00·102 cm3 di acqua distillata a 25°C? [ka acido acetico = 1,76·10-5 mol L-1]

pH = 10,8.
pH = 2,75.
pH = 3,19.
pH = 3,34.

3 [Reazioni di neutralizzazione] Di seguito sono riportate quattro equazioni chimiche bilanciate. Quale di esse fa riferimento ad una reazione di neutralizzazione?

4 S + 6 NaOH → Na2S2O3 + 2 Na2S + 3 H2O.
2 BiCl3 + 3 H2SO4 → Bi2(SO4)3 + 6 HCl.
2 MnO41- + 5 H3PO3 + 6 H3O1+ → 2 Mn2+ + 5 H3PO4 + 9 H2O.
ClO41- + 2 H1+ + Ca2+ + 2 OH1- → Ca2+ + ClO41- + 2 H2O.

4 [Acidi e basi secondo la teoria di Brønsted e Lowry] Di seguito sono riportate le equazioni relative a quattro diversi equilibri in soluzione acquosa. In quale di essi l'acqua si comporta da acido secondo la teoria di J. Brønsted e T. Lowry?

C6H5O1- + H3O1+ ⇄ C6H5OH + H2O.
[Fe(H2O)6]2+ + H3O1+ ⇄ [Fe(H2O)6]3+ + H2O.
C3H7COOH + OH1- ⇄ C3H7COO1- + H2O.
H2Cr2O7 + H2O ⇄ HCr2O71- + H3O1+.

5 [Reazioni di neutralizzazione] Che tipo di soluzione si ottiene facendo reagire in acqua distillata, nel giusto rapporto stechiometrico, una base forte con un acido forte?

Una soluzione salina leggermente basica.
Una soluzione salina neutra.
Una soluzione salina leggermente acida.
Acqua pura.

6 [Autoionizzazione dell'acqua] Con riferimento all'autoionizzazione dell’acqua, individuare l'affermazione falsa.

A 25°C il valore numerico del prodotto ionico dell’acqua è pKw = 10-14 mol2 L-2 e la concentrazione degli ioni H3O1+ è uguale a quella degli ioni OH1- e pari a 1,00·10-7 M.
Il processo consiste nella dissociazione di una piccola percentuale di molecole di acqua in ioni idronio H3O1+ ed in ioni ossidrile OH1-.
È detta anche dissociazione o autoprotolisi.
Il processo può essere rappresentato dall’equazione: 2 H2O(l) ⇄ H3O1+(aq) + OH1-(aq) nella quale però non viene indicato esplicitamente il numero di molecole di acqua alle quali sono sempre legati, in realtà, gli ioni H3O1+ e OH1-.

7 [Acidi e basi secondo la teoria di Lewis] Con riferimento alla teoria di di G. Lewis sugli acidi e le basi, individuare l'affermazione falsa

Secondo Lewis gli acidi e le basi sono specie chimiche capaci,rispettivamente, di accettare o di cedere un doppietto elettronico.
Secondo Lewis una reazione di neutralizzazione consiste in una condivisione di un doppietto elettronico, cioè nella formazione di un legame covalente dativo.
Un esempio tipico di base di Lewis è lo ione rameico che reagendo con quattro molecole di ammoniaca forma il composto complesso [Cu(NH3)4]2+.
Le basi, così come definite da Lewis, coincidono con quelle definite tali da Brønsted e Lowry. In entrambi i casi si tratta di specie chimiche che posseggono un doppietto elettronico solitario.

8 [Regola empirica per prevedere la forza di un ossoacido] Che cosa si può affermare con riferimento ad un certo acido HmXOn con m - n = 0?

Che si tratta di una acido molto debole.
Che si tratta di una acido debole.
Che si tratta di una acido molto forte.
Che si tratta di una acido forte.

9 [pH] Quante moli (n') di ammoniaca NH3 occorre sciogliere in acqua distillata a 25°C per preparare 2,50·102 cm3 di una soluzione avente pH = 11,2? [kb ammoniaca = 1,79·10-5 mol L-1]

n' = 3,19·10-2 mol.
n' = 1,78·10-1 mol.
n' = 3,55·10-2 mol.
n' = 1,42·10-1 mol.

10 [Acidi poliprotici] Quando un acido si può definire poliprotico?

Quando si comporta da elettrolita anfotero in soluzione acquosa.
Quando ha più di un doppietto elettronico non condiviso per cui può accettare più di un protone.
Quando ha più di un atomo di idrogeno ciascuno legato ad un altro atomo più elettronegativo, per cui può cedere più di un protone ad una base attraverso ionizzazioni successive.
Quando ha, contemporaneamente, un atomo di idrogeno legato ad un altro atomo più elettronegativo, e un un doppietto elettronico non condiviso, capace di accettare un protone.

11 [Costante di ionizzazione] La costante di ionizzazione (Ka) di un certo acido monoprotico è uguale a 1,8·10-13 mol L-1, che cosa si può affermare di conseguenza?

Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è molto maggiore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido molto debole.
Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è molto minore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido molto debole.
Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è molto maggiore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido molto forte.
Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è molto minore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido molto forte.

12 [pH di soluzioni a differente acidità] Una certa soluzione acquosa (soluzione 1) di un certo acido forte è cento volte più acida di un'altra soluzione (soluzione 2) dello stesso acido. Che cosa si può affermare a proposito del pH?

Che il pH della soluzione 1 è la metà del pH della soluzione 2.
Che il pH della soluzione 1 è minore di due unità rispetto al pH della soluzione 2.
Che il pH della soluzione 1 è cento volte minore del pH della soluzione 2.
Che sicuramente il pH della soluzione 1 è minore del pH della soluzione 2, ma non si può quantificare non conoscendo la concentrazione di almeno una delle due soluzioni.

13 [Teoria di Brønsted e Lowry] Che cosa si può affermare con riferimento alla teoria di J. Brønsted e T. Lowry sugli acidi e sulle basi?

Che in soluzione acquosa le reazioni di trasferimento di protoni tendono ad avvenire sempre nel senso che porta alla formazione dell'acido più debole e della base più forte.
Che quanto più forte è un acido, tanto più forte è la sua base coniugata; quanto più forte è una base, tanto più forte è il suo acido coniugato.
Che in soluzione acquosa, gli acidi più forti di H2O cedono protoni all'acqua ionizzandosi in modo quantitativo.
Che in soluzione acquosa, gli acidi più forti di H3O1+ cedono protoni all'acqua ionizzandosi in modo quantitativo.

14 [Autoionizzazione dell'acqua] L'autoionizzazione dell’acqua è un processo endotermico. Che effetti ha una diminuzione di temperatura sulla posizione dell'equilibrio?

L'equilibrio si sposta a sinistra diminuendo, in uguale misura, sia la concentrazione molare degli ioni idronio H3O1+ sia quella degli ioni ossidrile OH1-, per cui il valore numerico del prodotto ionico rimane costante.
L'equilibrio si sposta a destra aumentando, in uguale misura, sia la concentrazione molare degli ioni idronio H3O1+ sia quella degli ioni ossidrile OH1-, per cui il valore numerico del prodotto ionico aumenta.
L'equilibrio si sposta a destra aumentando, in uguale misura, sia la concentrazione molare degli ioni idronio H3O1+ sia quella degli ioni ossidrile OH1-, per cui il valore numerico del prodotto ionico rimane costante.
L'equilibrio si sposta a sinistra diminuendo, in uguale misura, sia la concentrazione molare degli ioni idronio H3O1+ sia quella degli ioni ossidrile OH1-, per cui il valore numerico del prodotto ionico diminuisce.

15 [Teoria di Arrhenius] Qual è la definizione di acido secondo la teoria originale di S. Arrhenius?

Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, è in grado di cedere uno ione idrogeno H1+ ad un’altra sostanza che è in grado, a sua volta, di accettarlo.
Un acido è una sostanza che è in grado di cedere un protone p+ ad un’altra sostanza che è in grado, a sua volta, di accettarlo.
Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni idrogeno H1+.
Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, è in grado di cedere un protone p+.

16 [Idrolisi] Perché una soluzione acquosa 1,0 M di NaCl è praticamente neutra mentre una soluzione isotonica di Na2S è nettamente basica?

Perché NaCl deriva da un acido forte e da una base forte mentre Na2S deriva da un acido debole e da una base debole.
Perché NaCl è un sale mentre Na2S è un base.
Perché l'anione S22- è una base più forte dell'anione Cl1-.
Perché NaCl è un elettrolita forte che, sciolto in acqua, si dissocia completamente; mentre Na2S è un elettrolita debole e quindi solo parzialmente dissociato.

17 [Solubilizzazione] Secondo le norme di nomenclatura IUPAC, il nome del composto HCl è cloruro di idrogeno, se si trova allo stato gassoso, e acido cloridrico se sciolto in acqua. Perché?

Perché HCl, in soluzione acquosa, subisce una dissociazione elettrolitica rilasciando ioni H1+ e ioni Cl1- che vengono solvatati da un certo numero di molecole di acqua.
Perché HCl, in soluzione acquosa, si solubilizza rompendo i legami intermolecolari e instaurando legami idrogeno con le molecole di acqua.
Perché HCl, in soluzione acquosa, si solubilizza e le sue molecole vengono solvatate da un certo numero di molecole di acqua.
Perché HCl, in soluzione acquosa, si ionizza cedendo protoni all'acqua e rilasciando ioni Cl1- che vengono solvatati da un certo numero di molecole di acqua.

18 [pH] Qual è il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 4,50·10-2 mol di ammoniaca NH3 in 2,00·103 cm3 di acqua distillata a 25°C? [kb ammoniaca = 1,79·10-5 mol L-1]

pH = 11,0.
pH = 10,8.
pH = 7,60.
pH = 3,19.

19 [Forza degli acidi] Perché i quattro differenti acidi ossigenati del cloro, nei quali questo elemento ha quattro differenti stati di ossidazione, non hanno tutti la stessa forza?

Perché, per lo stesso elemento, la forza dell'acido cresce all’aumentare del numero di ossidazione, sia perché aumenta la stabilità della sua base coniugata sia perché aumenta l'elettronegatività del radicale legato al gruppo •OH.
Perché, per lo stesso elemento, la forza dell'acido cresce all’aumentare del numero di ossidazione, sia perché diminuisce la stabilità della sua base coniugata sia perché diminuisce l'elettronegatività del radicale legato al gruppo •OH.
Perché, per lo stesso elemento, la forza dell'acido cresce all’aumentare del numero di ossidazione, sia perché aumenta l'elettronegatività della sua base coniugata sia perché aumenta la stabilità del radicale legato al gruppo •OH.
Perché, per lo stesso elemento, la forza dell'acido diminuisce all’aumentare del numero di ossidazione, sia perché diminuisce la stabilità della sua base coniugata sia perché diminuisce l'elettronegatività del radicale legato al gruppo •OH.

20 [Acidi e basi coniugate] Che cosa si può affermare con riferimento all'equilibrio: NH3 + N2H51+ ⇄ NH41+ + N2H4?

Che NH41+ si comporta da acido coniugato della base N2H4, secondo la teoria di J. Brønsted e T. Lowry.
Che N2H4 si comporta da base coniugata dell'acido N2H51+, secondo la teoria di J. Brønsted e T. Lowry.
Che NH3 si comporta da base coniugata dell'acido NH41+, secondo la teoria di S. Arrhenius.
Che NH3 si comporta da base coniugata dell'acido N2H51+, secondo la teoria di J. Brønsted e T. Lowry.


Quiz n. 2[modifica]

  

1 [Soluzioni acquose neutre] Che cosa si può affermare con riferimento ad una soluzione acquosa neutra di un elettrolita totalmente dissociato?

Che il prodotto ionico dell’acqua è uguale a 1,00·10-14 a prescindere dalla natura dell'elettrolita e dal valore della temperatura alla quale si trova la soluzione.
Che la concentrazione molare degli ioni idrogeno H1+ è uguale alla concentrazione molare degli ioni ossigeno O2-.
Che la concentrazione molare degli ioni idronio H3O1+ è uguale alla concentrazione molare degli ioni ossidrile OH1-.
Che il pH della soluzione è uguale a 7 se l'elettrolita dissociato è un sale non idrolizzato, è maggiore di 7 se l'elettrolita è una base forte o un sale che dà idrolisi basica ed è minore di 7 se l'elettrolita è un acido ionizzato o un sale che dà idrolisi acida.

2 [pH] A parità di tutte le altre possibili condizioni, una soluzione acquosa di cloruro di ammonio NH4Cl ha pH = 6,2 mentre una soluzione di cianuro di cesio CsCN ha pH = 8,4. Che cosa si può affermare di conseguenza?

Che l'idrossido di cesio CsOH è una base debole mente l'ammoniaca NH3 è una base forte.
Che l'idrossido di cesio CsOH e l'ammoniaca NH3 sono basi deboli.
Che l'idrossido di cesio CsOH è una base forte mente l'ammoniaca NH3 è una base debole.
Che l'idrossido di cesio CsOH e l'ammoniaca NH3 sono basi forti.

3 [Regola empirica per prevedere la forza di un ossoacido] Che cosa si può affermare con riferimento ad un certo acido HmXOn con m - n = 2?

Che si tratta di una acido molto debole.
Che si tratta di una acido debole.
Che si tratta di una acido molto forte.
Che si tratta di una acido forte.

4 [Idrolisi salina] Qual è il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 2,50 g di acetato di sodio CH3COONa in 200 mL di acqua distillata a 25°C? [Ka CH3COOH = 1,76·10-5]

pH = 3,19.
pH = 8,97.
pH = 5,03.
pH = 9,30.

5 [Acidi di Brønsted e Lowry] La metilammina si ionizza in acqua secondo l'equazione CH3NH2 + H2O ⇄ CH3NH31+ + OH1-. Quali sono i due acidi presenti all'equilibrio secondo la teoria di J. Brønsted e T. Lowry?

H2O e OH1-.
CH3NH2 e OH1-.
H2O e CH3NH31+.
CH3NH2 e CH3NH31+.

6 [Autoionizzazione dell'acqua] Con riferimento all'autoionizzazione dell’acqua, individuare l'affermazione falsa.

Se all'acqua pura si aggiunge un acido, la concentrazione degli ioni H3O1+ aumenta e l’equilibrio di autoionizzazione si sposta a sinistra: la soluzione è detta allora soluzione acida.
L'autoionizzazione dell’acqua è un processo endotermico per cui, aumentando la temperatura, l'equilibrio si sposta a destra e la concentrazione molare degli ioni H3O1+ e OH1- aumenta.
A 25°C per qualsiasi soluzione acquosa il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni H3O1+ e OH1- sarà uguale a 1,00·10-14 mol2 L-2 per cui: pH + pOH = 14.
Se all'acqua pura si aggiunge una base, la concentrazione degli ioni OH1- aumenta e l’equilibrio di autoionizzazione si sposta a destra: la soluzione è detta allora soluzione basica.

7 [Teoria di Brønsted e Lowry] Secondo la teoria di di J. Brønsted e T. Lowry, che cosa si può affermare con riferimento al seguente equilibrio: NH3 + N2H51+ ⇄ NH41+ + N2H4?

Che NH41+ si comporta da acido coniugato della base N2H4.
Che N2H4 si comporta da base coniugata dell'acido N2H51+.
Che NH3 si comporta da base coniugata dell'acido NH41+.
Che NH3 si comporta da base coniugata dell'acido N2H51+.

8 [Teoria di Arrhenius] Che cos'è una base secondo la teoria originale di S. Arrhenius?È

È una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni ossidrile OH1-.
È una sostanza che è in grado di accettare un protone p+.
È una sostanza che, sciolta in acqua, è in grado di accettare un protone p+.
È una sostanza che, sciolta in acqua, è in grado di accettare uno ione idrogeno H1+ da un’altra sostanza che è in grado, a sua volta, di cederlo.

9 [pH] Una certa soluzione acquosa ha un pH = 7,5. Che cosa si può affermare di conseguenza?

Che la soluzione è debolmente acida perché contiene una concentrazione molare di cationi inferiore alla concentrazione molare degli anioni.
Che la soluzione è leggermente basica perché contiene una certa quantità di un sale idrolizzato proveniente dalla reazione di un acido forte con una base debole.
Che la soluzione è debolmente basica perché contiene una concentrazione molare di ioni idronio inferiore alla concentrazione molare degli ioni ossidrile.
Che la soluzione è debolmente basica perché contiene un numero di ioni H3O1+ superiore al numero di ioni OH1-.

10 [Teoria di Brønsted e Lowry ] Con riferimento agli acidi e alle basi, secondo la teoria di J. Brønsted e T. Lowry, individuare l'affermazione falsa.

Secondo questa teoria quanto più forte è un acido, tanto più forte è la sua base coniugata; quanto più forte è una base, tanto più forte è il suo acido coniugato.
Secondo questa teoria ad ogni acido si può far corrispondere una base coniugata ed ad ogni base si può far corrispondere un acido coniugato.
Secondo questa teoria qualsiasi reazione acido-base può essere considerata reversibile, anche se l'equilibrio può essere, in pratica, completamente spostato in uno dei due sensi.
Secondo questa teoria in ogni reazione tra un acido ed una base si arriva sempre alla formazione di un nuovo acido e di una nuova base.

11 [Reazioni di neutralizzazione] Di seguito sono riportate quattro equazioni chimiche bilanciate. Una di esse fa riferimento ad una reazione di neutralizzazione. Quale?

Al2O3 + 2 NaOH → 2 NaAlO2 + H2O.
3 Cl2 + 6 KOH → 5 KCl + KClO3 + 3 H2O.
4 H3BO3 + Na2CO3 → Na2B4O7 + CO2 + 6 H2O.
3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 → 6 H2O + Fe2(SO4)3.

12 [Forza degli acidi alogenidrici] Perché gli acidi alogenidrici non hanno tutti la stessa forza?

Perché la forza di un acido alogenidrico cresce al crescere della sua massa molecolare poiché aumenta la stabilità della sua base coniugata.
Perché la forza di un acido alogenidrico diminuisce al crescere della sua massa molecolare poiché diminuisce la stabilità della sua base coniugata.
Perché la forza di un acido alogenidrico diminuisce al crescere dell'elettronegatività dell'alogeno, poiché quanto più l'alogeno è elettronegativo tanto minore è la tendenza dell'idrogeno a staccarsi sotto forma di idrogenione.
Perché la forza di un acido alogenidrico cresce al crescere dell'elettronegatività dell'alogeno, poiché quanto più l'alogeno è elettronegativo tanto maggiore è la tendenza dell'idrogeno a staccarsi sotto forma di idrogenione.

13 [Idrolisi salina] Quale delle seguenti equazioni descrive correttamente l'idrolisi dell'acetato CH3COO1-?

CH3COO1- + OH1- ⇄ CH3COOH + O2-.
CH3COO1- + H2O ⇄ CH3COOH + OH1-.
CH3COO1- + H3O1+ ⇄ CH3COOH + H2O.
2 CH3COO1- + H3O1+ ⇄ 2 CH3COOH + OH1-.

14 [pH] Qual è il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 2,25 mol di acido fluoridrico HF in 2,50 dm3 di acqua distillata a 25°C? [ka HF = 3,53·10-4 mol L-1]

pH = 3,19.
pH = 4,58.
pH = 1,78.
pH = 1,75.

15 [pH] Si vogliono preparare 2,50·102 cm3 di una soluzione acquosa di cloruro di ammonio NH4Cl avente pH = 4,70. Quante moli di cloruro di ammonio (n') occorrerà sciogliere in acqua distillata alla temperatura di 25°C? [kb NH3 = 1,79·10-5 mol L-1]

n' = 3,55·10-2 mol.
n' = 1,78·10-1 mol.
n' = 4,99·10-6 mol.
n' = 7,13·10-1 mol.

16 [Costante di ionizzazione acida] Che cosa si può affermare sapendo che il valore della costante di ionizzazione (Ka) di un certo acido monoprotico è uguale a 1,79·10-1 mol L-1?

Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è di poco maggiore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido abbastanza forte.
Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è di poco minore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido abbastanza forte.
Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è di poco minore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido abbastanza debole.
Che all’equilibrio la concentrazione molare dell'acido indissociato è di poco maggiore della concentrazione molare dei prodotti della ionizzazione, per cui si tratta di un acido abbastanza debole.

17 [pH] In un becher, contenente acqua distillata alla temperatura di 25°C, viene versata una certa quantità di acido tale da raddoppiare la concentrazione iniziale degli ioni idronio. Che cosa si può prevedere di conseguenza?

Che il pH finale della soluzione sarà la metà di quello precedente.
Che il pH finale della soluzione sarà uguale a 6,7.
Che il pH finale della soluzione sarà il doppio di quello precedente.
Che il pH finale della soluzione sarà dieci volte maggiore rispetto a quello precedente.

18 [pH] Una certa soluzione acquosa (soluzione 1) ha pH = 4, mentre un'altra soluzione acquosa (soluzione 2) ha pH = 9. Che cosa si può affermare di conseguenza?

Che la soluzione 1 ha una concentrazione molare di ioni idronio centomila volte maggiore della concentrazione degli stessi ioni nella soluzione 2.
Che la soluzione 2 ha una concentrazione molare di ioni ossidrile cinque volte maggiore della concentrazione degli stessi ioni nella soluzione 1.
Che la soluzione 1 ha una concentrazione molare di ioni idronio cinque volte maggiore della concentrazione degli stessi ioni nella soluzione 2.
Che sicuramente nella soluzione A c’è una concentrazione molare di ioni idronio maggiore della concentrazione degli stessi ioni nella soluzione 2, ma che non si può dire di quanto perché occorrerebbe conoscere le concentrazioni molari delle due soluzioni.

19 [pH] Con riferimento al pH di una soluzione acquosa, individuare l'affermazione falsa.

Una variazione di una unità sulla scala del pH corrisponde ad un aumento o a una diminuzione di dieci volte della concentrazione molare degli ioni idronio H3O1+ nella soluzione.
Il pH di una soluzione acquosa di un acido debole, con Ka ≤ 1,0·10-4 mol L-1, è uguale al logaritmo decimale negativo della radice quadrata del prodotto della costante di dissociazione acida (Ka) per la sua concentrazione analitica (CA).
Il pH di una soluzione acquosa di una base debole, con Kb ≤ 1,0·10-4 mol L-1, è uguale al logaritmo decimale negativo della radice quadrata del prodotto della costante di dissociazione basica (Kb) per la sua concentrazione analitica (CB).
Per definizione, qualsiasi soluzione acquosa con pH > 7 è basica, mentre qualsiasi soluzione acquosa con pH < 7 è acida.

20 [Acidi e basi coniugate] Che cosa si può affermare, in base alla teoria sugli acidi e le basi di J. Brønsted e T. Lowry, con riferimento al seguente equilibrio: Cl2C6H3OCH2COOH + NH3 ⇄ Cl2C6H3OCH2COO1- + NH41+?

Che Cl2C6H3OCH2COO1- è la base coniugata dell'acido NH41+.
Che Cl2C6H3OCH2COOH è l'acido coniugato della base NH3.
Che Cl2C6H3OCH2COOH è l'acido coniugato della base NH41+.
Che Cl2C6H3OCH2COO1- è la base coniugata dell'acido Cl2C6H3OCH2COOH.


Quiz n. 3[modifica]

  


Quiz n. 4[modifica]

  


Risorse[modifica]

Quiz di chimica generale ed inorganica[modifica]

Bibliografia[modifica]

  • Peter William Atkins, Loretta Jones e Leroy Laverman, Fondamenti di chimica generale, Bologna, Zanichelli, 2018, ISBN 97-888-0867-012-0.

Collegamenti esterni[modifica]

  • Rodomontano, Chimica generale, rodomontano.altervista.org. URL consultato il 4 gennaio 2020.

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