Esercizi di chimica

 

 

 

Esercizi di chimica

 

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Esercizi di chimica

 

Alcuni esempi di esercizi di chimica generale

istruzioni per l’uso

Il testo del problema è in grassetto; i dati necessari per risolverlo sono in corsivo; eventuali osservazioni, lo sviluppo dei ragionamenti e la risoluzione del problema sono in carattere normale.

Prima del testo, tra parentesi, sono indicati i principali requisiti necessari per affrontare il problema; quelli di carattere matematico non vengono citati.

I problemi sono in sequenza casuale; ognuno ha un una sigla che consiste in un numero progressivo seguito dalle iniziale dell’autore (GM Gianni Michelon, LS Loretta Storaro, FV Fabiano Visentin); per cercare l’esempio che interessa si possono scorrere gli enunciati, oppure, usando la funzione “trova” (nel menù “Modifica”) si può andare direttamente all’esercizio che tratta un tema (per es. “mole”, oppure “legge” o “gas” o “pile”, ecc.).

un consiglio per risolvere in modo “elegante” i problemi

Quando possibile, è sempre meglio usare la rappresentazione letterale delle leggi anziché sostituire subito i numeri; infatti è molto più facile accorgersi di eventuali errori di impostazione ed inoltre è possibile anche effettuare calcoli mentali per individuare almeno l’ordine di grandezza del risultato finale.

Il calcolo mentale, benché molto approssimato, permette di evitare i frequenti errori dovuti all’utilizzo di calcolatrici tascabili che, ovviamente, eseguono il calcolo con i dati inseriti dall’utente, giusti o sbagliati (per esempio con la virgola al posto sbagliato o con una potenza di dieci errata). Inoltre mantiene “agile” la mente!

a proposito delle calcolatrici tascabili

Ricordate che, per loro struttura, le calcolatrici eseguono i calcoli utilizzando tutte le cifre di cui dispongono. Ma il valore ottenuto sul piccolo monitor non tiene conto dell’errore relativo: la scelta del valore corretto e approssimato è compito di chi risolve il problema.

Esempio: se devo eseguire il prodotto dei valori di due grandezze 2,1x3,66, il risultato che ottengo dalla calcolatrice è 7,686; ma non posso dare un risultato il cui errore relativo sia minore (almeno come ordine di grandezza) di quello massimo di ognuno dei due fattori. Scrivere 2,1 significa che l’incertezza è sulla prima cifra decimale, cioè 0,1 e che l’errore relativo su quel valore è 0,1/2,1, cioè circa 0,05; per il secondo valore l’incertezza è sulla seconda cifra decimale, perciò 0,01 e l’errore relativo è 0,01/3,66, cioè circa 0,03. La conseguenza è che, se voglio dare un valore corretto al risultato, non posso scrivere 7,686 (errore relativo 0,001/7,686, cioè circa 0,0001) ma devo arrotondare il risultato almeno a 7,7 (errore relativo 0,1/7,7, cioè circa 0,01)

e un altro consiglio

Nell’enunciato del problema possono essere presenti dati non necessari alla sua risoluzione; per esempio “Un gas di colore rosso, alla temperatura di 30°C, alla pressione di 0.97 atm, il 25 agosto 2002 viene portato alla temperatura di 35°C…”; in questo caso è evidente che la data e il colore non sono importanti per i calcoli…

Perciò non affannatevi ad utilizzare “tutti” i dati, ma scegliete quelli che vi servono; d’altronde la risoluzione di problemi indicati sulla carta non è altro che la rappresentazione di una situazione reale operativa e questa, per sua natura, presenta molti parametri ininfluenti; starà a voi individuare quelli che vi servono per risolvere il problema reale.

(01 GM) (concetto di mole)

A quante moli corrispondono 25 grammi di una proteina la cui massa molecolare è 50000 uma?

Il risultato si ottiene dividendo la massa di proteina (25 g) per la massa molecolare della proteina: 25/50000 = 5 x 10^-4

Il calcolo si può effettuare anche mentalmente utilizzando la notazione esponenziale:

basta esprimere 50000 come 5 x 10⁴; il calcolo si limita alla divisione tra 25 e 5 (=5); poiché la massa molecolare è il divisore, la potenza di 10 avrà valore negativo, perciò 5 x 10^-4

(02 GM) (concetti di mole e di soluzione)

Se devo preparare un litro di soluzione 0,02 M di glucosio C₆H₁₂O₆, quanti grammi di glucosio devo pesare?

(le masse atomiche sono: 12.01 per C, 1.008 per H, 16.00 per O)

Occorre dapprima definire la massa molecolare del glucosio:

(6 x 12,01) + (12 x 1,008) + (6 x 16,00) = 72,06 + 12,096 + 96,00 = 180,16

Perciò una mole di glucosio corrisponde a 180,16 g; ma poiché mi servono solo 0,02 moli, basterà moltiplicare questo valore per 0,02:

180,16 g x 0,02 = 3,603 g

Questo corrisponde al risultato della proporzione:

180,16 / 1 m = X / 0,02 m

da cui

X = 180,16 x 0,02

(03 GM) (concetti di mole e di rapporto stechiometrico)

Se riscaldo sufficientemente una miscela di ferro in polvere e di zolfo, si forma FeS, ferro solfuro, secondo la reazione:

Fe + S  FeS

date le masse atomiche di Fe (55,85) e di S (32,06), quanti grammi e quante moli di FeS posso ottenere al massimo se parto da 15,00 g di Fe e 10,00 g di S?

e il prodotto ottenuto sarà puro?

E’ ovvio che la massima quantità di prodotto ottenibile è vincolata dal reagente che si trova in quantità minore (non in peso, ma in moli!); occorre perciò determinare quante moli dei due reagenti costituiscono il sistema iniziale:

per Fe: 15,00 g / 55,85 = 0,2686

per S : 10,00 g / 32,06 = 0,3119

Poiché la reazione avviene in rapporto 1:1 tra i due reagenti, è ovvio che la massima quantità di prodotto, condizionata dal numero di moli di Fe, sarà 0,2686 moli;

la massa di FeS che si potrà ottenere sarà 0,2686 x (55,85 + 32,06) = 23,61 g

Il prodotto finale sarà impuro poiché rimangono ancora 0,3119 – 0,2686 = 0,0433 moli di S, corrispondenti a 1,41 g

(04 GM) (concetti di mole e di rapporto stechiometrico)

Per combustione totale (come se fosse sottoposta ad una analisi elementare) di 0,1 g di serotonina (un mediatore nervoso), di formula C₁₀H₁₂N₂, in cui i prodotti finali della combustione siano CO₂, H₂O, NO₂, quante moli e quanti grammi si otterranno di ognuno dei tre prodotti?

(masse atomiche: H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00)

E’ abitudine del chimico (soprattutto organico) effettuare una analisi elementare del prodotto che ottiene, per vedere se la sintesi che ha compiuto è corretta e se il prodotto è abbastanza puro. L’analisi elementare consiste, generalmente, nella combustione completa del prodotto organico con ossigeno e nella determinazione delle quantità dei gas che così si generano (per molecole contenenti altri atomi oltre a C, H, N, occorre usare anche altre metodiche analitiche)

Calcoliamo innanzitutto la massa molecolare della serotonina (e anche dei prodotti finali); quindi calcoliamo a quante moli corrispondono i grammi di serotonina sottoposti a combustione; da questo valore potremo calcolare quante moli si otterranno (e poi quanti grammi) di ognuno dei prodotti finali.

Le masse molecolari sono:

C₁₀H₁₂N₂ (10 x 12,01) + (12 x 1,008) + (2 x 14,01) = 160,22

CO₂ (12,01) + (2 x 16,00) = 44,01

H₂O (2 x 1,008) + (16,00) = 18,02

NO₂ (14,01) + (2 x 16,00) = 46,01

Il numero di moli di serotonina è:

0,1 /160,22 = 6,24 x 10^-4

Per la combustione completa della serotonina occorrerà introdurre la quantità di ossigeno necessaria, che è calcolabile contando gli O contenuti nei prodotti; la reazione è la seguente:

C₁₀H₁₂N₂ + 15 O₂ 10 CO₂ + 6 H₂O + 2 NO₂

La reazione completa produce 10 moli di CO₂, 6 di acqua e 2 di NO₂ per ogni mole di serotonina; ma poiché noi abbiamo solo 6,24 x 10^-4 moli di serotonina, occorrerà moltiplicare tale valore per il coefficiente stechiometrico appena indicato:

per CO₂: 10 x 6,24 x 10^-4 = 6,24 x 10^-3

per H₂O: 6 x 6,24 x 10^-4 = 3,74 x 10^-3

per NO₂: 2 x 6,24 x 10^-4 = 1,25 x 10^-3

e quanti grammi rispettivamente?

per CO₂: 44,01 x 6,24 x 10^-3 = 274,6 x 10^-3 = 0,2746 g

per H₂O: 18,02 x 3,74 x 10^-3 = 67,39 x 10^-3 = 0,0674 g

per NO₂: 46,01 x 1,25 x 10^-3 = 57,51 x 10^-3 = 0,0575 g

(05 GM) (concetto di mole, legge generale dei gas ideali e sue applicazioni)

Quale volume occupano 4 moli di ossigeno alla pressione di 50 atm e alla temperatura di 100°C?

Si applica la legge generale dei gas ideali PV = nRT

50 x V = 4 x 0,082 x 373,15

da cui V = 4 x 0,082 x 373,15 / 50 = 2,45 litri

Da notare che 1 mole, a condizioni normali, occuperebbe 22,4 litri; la pressione incide molto!

(06 GM) (concetto di mole, legge generale dei gas ideali e sue applicazioni)

Di quanto aumenta o diminuisce il volume di un gas compresso a 10 atm e alla temperatura di 0° se viene ulteriormente compresso a 30 atm ma anche riscaldato a 150°C?

Occorre considerare le variazioni dei parametri in gioco: la quantità di gas non cambia; per gli altri, si passa da:

P₁ = 10 atm; P₂ = 30 atm

T₁ = 273,15 K; T₂ = 423,15 K

Consideriamo la situazione iniziale 1 applicando la legge generale:

10 x V₁ = n 0,082 x 273,15

e la situazione 2 finale:

30 x V₂ = n 0,082 x 423,15

Se ora dividiamo membro a membro otteniamo:

10 V₁ / 30 V₂ = 273,15 / 423,15

da cui V₁ / V₂ = 273,15 x 30 / 423,15 x 10 = 1,94

Il volume nella situazione finale è circa la metà di quella iniziale

Un altro metodo, più “elegante”, consiste nel costruire la relazione necessaria per il calcolo utilizzando i simboli corrispondenti ai parametri e partendo sempre dalla legge generale dei gas:

P₁ V₁ = n R T₁

P₂ V₂ = n R T₂

Dividendo membro a membro ottengo P₁ V₁ / P₂ V₂ = T₁ / T₂ e da questa:

V₂ / V₁ = P₁ T₂ / P₂ T₁ = 10 x 423,15 / 30 x 273,15 = 0,516

(07 GM) (concetti di mole e di pressione parziale, legge generale dei gas ideali e legge di Dalton sulle miscele gassose)

In un recipiente chiuso contenente una miscela di gas il manometro indica la pressione di 2 atm; la miscela è costituita da 1 g di H₂, 3 g di CO₂, 10 g di N₂.

Calcolare le pressioni parziali dei componenti la miscela considerandoli gas ideali.

Occorre ricordare la legge di Dalton sulle miscele di gas, che dice che la pressione parziale di un gas è proporzionale alla sua frazione molare.

Poi si calcolerà il numero di moli totali del sistema e la frazione molare di ognuno dei componenti.

Moli di H₂ : 1 / 2,016 = 0,4960

Moli di CO₂ : 3 / 44,01 = 0,0682

Moli di N₂ : 10/ 28,02 = 0,3569

Moli totali della miscela = 0,9211

Ora basta trovare la frazione molare di ogni componente e moltiplicarla per la pressione totale per ottenere la pressione parziale di quel componente:

pressione parziale di H₂ : (0,4960/0,9211) x 2 atm = 0,5384 x 2 = 1.077 atm

pressione parziale di H₂ : (0,0682/0,9211) x 2 atm = 0,0740 x 2 = 0,148 atm

pressione parziale di H₂ : (0,3569/0,9211) x 2 atm = 0,3875 x 2 = 0,775 atm

In questo caso abbiamo anche la possibilità di controllare i nostri calcoli: infatti, se sommiamo le 3 frazioni molari, il risultato è 0,9999 (il minimo errore è dovuto agli arrotondamenti); se sommiamo le pressioni parziali otteniamo 2,000 atm.

Anche qui possiamo elegantemente organizzare l’algoritmo per il calcolo utilizzando le espressioni letterali; poi si sostituiscono i valori numerici per effettuare un calcolo unico finale per ogni componente:

chiamiamo x il numero di grammi, pm il peso molecolare, n il numero di moli, p la pressione parziale, P la pressione totale; allora, per il componente i:

p_i = n_i P /  n_i = (x_i / pm_i) P /  (x_i / pm_i)

(08 GM) (concetti di mole e di pressione parziale, legge generale dei gas ideali e legge di Dalton sulle miscele gassose)

L’analisi elementare di una sostanza dà i risultati seguenti: C 30,2%; H 5,07 %, Cl 44,6%.

Il peso molecolare della sostanza, determinato utilizzando il metodo crioscopico, risulta essere circa 160.

Calcolare il peso molecolare corretto e scrivere la formula molecolare della sostanza.

Analizziamo i dati: la somma delle percentuali riscontrate non dà 100; la ragione è che, l’analisi elementare di C, H, N, si effettua per combustione, introducendo ossigeno in eccesso; per questa ragione, di solito, la percentuale di ossigeno si ricava per differenza rispetto a 100 (in effetti ci sono anche metodiche per determinare l’ossigeno, ma sono complicate e costose, perciò generalmente si evitano). Per prima cosa dovremo determinare la percentuale di O.

Come seconda fase dobbiamo determinare la formula minima della sostanza (cioè i rapporti minimi tra i vari atomi considerati); poi vedremo se questa formula minima corrisponde al peso molecolare determinato; se così non fosse, il peso molecolare effettivo non può essere che un multiplo di quello corrispondente alla formula minima. Infine calcoleremo il vero peso molecolare.

Determiniamo la % per O: 100 – (30,2 + 5,07 + 44,6) = 100 – 79,87 = 20,13

Dividiamo ogni % per la rispettiva massa atomica:

C: 30,2 / 12,01 = 2,515

H: 5,07 / 1,008 = 5,030

O: 20,13 / 16,00 = 1,258

Cl: 44,6 / 35,45 = 1,258

Questi valori sono proporzionali ai coefficienti stechiometrici di ogni atomo nella molecola; perciò dividiamo ognuno per il più piccolo di essi (massimo comune divisore):

C: 2,515 / 1,258 = 1,999

H: 5,030 / 1,258 = 3,998

O = Cl: 1,258 / 1,258 = 1

(E’ ovvio che i numeri non siano esatti, ma dobbiamo ricordare che ci sono diverse approssimazioni, oltre agli errori sperimentali dell’analisi; anzi, questo è un risultato particolarmente preciso!)

La formula minima è perciò C₂H₄OCl, il cui peso molecolare sarebbe:

(2x12,01)+(4x1,008)+(16,00)+(35,45) = 24,02+4,03+16,00+35,45 = 79,50

Il peso molecolare determinato è circa 160, perciò il peso molecolare corretto sarà il doppio di quello corrispondente alla formula minima 2x79,50= 159,00

E la formula molecolare corretta della sostanza sarà C₄H₈O₂Cl₂, ottenuta raddoppiando i coefficienti della minima.

La sostanza potrebbe essere, per esempio, 1,1-dicloro-2,3-diidrossibutano

(Cl)₂CH-CHOH-CHOH-CH₃

(09 GM) (principio di conservazione, concetti di ossidazione e di riduzione)

Se ad una soluzione acquosa di acido arsenico (H₃AsO₄) aggiungo acido iodidrico, si ha formazione di iodio e di acido arsenioso (H₃AsO₃). Di che tipo di reazione si tratta (acido-base, di scambio, di ossidoriduzione, di dismutazione)?

Scrivi ed equilibra la reazione corretta.

Poiché i due reagenti sono ioduro (che si trasforma in iodio elementare) e acido arsenico (che si trasforma in acido arsenioso), si tratta evidentemente di una reazione di ossidoriduzione; non può essere di dismutazione poiché questa implicherebbe la trasformazione di uno dei due reagenti in due prodotti con stati di ossidazione diversi.

Proviamo a scrivere sotto forma di reazione ciò che succede:

H₃AsO₄ + I^- H₃AsO₃ + I₂

Abbiamo cioè due specie atomiche che cambiano stato di ossidazione, in particolare:

As con stato di ossidazione iniziale +5 (-8 dovuti ai 4 O; +3 dovuti ai 3 H), che passa allo stato di ossidazione +3 (-6 dovuti ai 3 O; +3 dovuti ai 3 H); la differenza di elettroni è perciò 2

I che passa da stato di ossidazione –1 allo stato di ossidazione 0; la differenza di elettroni sarebbe 1, ma lo iodio elementare è biatomico, perciò occorre partire da 2 I^- e di conseguenza la differenza di elettroni diventa 2.

Scriviamo un po’ più correttamente la reazione:

H₃AsO₄ + 2I^- H₃AsO₃ + I₂

Dal punto di vista dell’ossidoriduzione sarebbe corretta (2 elettroni vengono ceduti dallo ioduro all’acido arsenico); ma non dal punto di vista stechiometrico (in particolare per la conservazione degli atomi nei due membri della reazione: infatti a sinistra abbiamo 4 O, a destra solo 3). Ricordiamo che siamo in ambiente acido (ho aggiunto acido iodidrico ad una soluzione di acido arsenico); posso così considerare anche ioni H₃O⁺ e quindi, sommando il numero di atomi di ogni tipo del membro a sinistra (reagenti), scrivere la reazione corretta in modo che a destra (prodotti) la somma sia uguale. Il risultato sarà così:

H₃AsO₄ + 2I^- + 2H₃O⁺ H₃AsO₃ + I₂+ 3H₂O

Infatti avremo, in totale, 6 H sia a sinistra sia a destra; analogamente 6 O.

(10 GM) (principio di conservazione, concetti di ossidazione e di riduzione)

Lo ione bicromato , in ambiente acido, è in grado di ossidare il perossido di idrogeno (acqua ossigenata) a ossigeno, passando così allo stato di ione Cr³⁺. Equilibra la reazione seguente, completandola e mettendo i corretti coefficienti stechiometrici:

Cr₂O₇^2- + H₂O₂ + H₃O⁺ O₂ + Cr³⁺

Per prima cosa occorre determinare gli stati di ossidazione delle specie che subiscono ossidoriduzione; poi assegnare ad ogni specie un coefficiente stechiometrico tale che il numero di elettroni ceduti dal reagente che si ossida sia uguale a quello degli elettroni assorbiti dal reagente che si riduce; la terza fase sarà quella di equilibrare il numero di atomi dello stesso tipo a sinistra e a destra della reazione.

Le specie che subiscono ossidoriduzione e i rispettivi numeri di ossidazione sono:

Cr che passa dallo stato di ossidazione +6 (14 cariche negative dei 7 O, meno le due cariche negative dello ione dà 12, diviso 2 perché 2 sono gli atomi di Cr) allo stato di ossidazione +3; poiché sono 2 gli atomi di Cr, la differenza di elettroni è 6 e dovremo scrivere, a destra, 2 Cr³⁺

O che passa dallo stato di ossidazione –1 (2 cariche positive dovute ai due H, ma anche gli O sono 2) allo stato di ossidazione 0

Poiché il numero di elettroni in gioco deve essere lo stesso, occorrerà che il numero di molecole di perossido di idrogeno sia 3 volte quello degli ioni bicromato; la reazione, in questa fase di equilibrazione degli elettroni sarà:

Cr₂O₇^2- + 3H₂O₂ + H₃O⁺ 3O₂ + 2Cr³⁺

E’ evidente che la reazione non è ancora bilanciata (occorre anche che il numero di atomi di ogni specie sia uguale nei due membri della reazione; inoltre occorre anche che la somma delle cariche a sinistra sia uguale alla somma delle cariche a destra).

Sicuramente si formerà acqua, come prodotto ed essa non possiede cariche: la somma delle cariche a destra è perciò +6 e altrettanto dovrà essere anche a sinistra, dove abbiamo –2 (dello ione); perché arriviamo a +6 occorreranno 8 cariche + che possono essere fornite da 8H₃O⁺; il coefficiente stechiometrico dell’acqua che si ottiene come prodotto si ricava facilmente considerando il numero di H che si trovano a sinistra; la reazione bilanciata sarà perciò:

Cr₂O₇^2- + 3H₂O₂ + 8H₃O⁺ 3O₂ + 2Cr³⁺ + 15H₂O

Abbiamo la possibilità di controllare se tutto va bene, considerando la somma degli O: 21 sia a sinistra che a destra.

(11 GM) (concetti di rapporto stechiometrico e di costante di equilibrio)

Il monossido di carbonio reagisce con l’acqua producendo idrogeno e diossido di carbonio secondo la reazione di equilibrio in fase gassosa:

H₂O + CO _^H₂ + CO₂

In un recipiente di reazione vengono introdotte 4 moli di acqua e 5 di monossido; il recipiente viene portato a 1000°C e all’equilibrio sono presenti 2 moli di diossido di carbonio.

Qual è la composizione in moli, per i vari componenti all’equilibrio?

Quanto vale la K di equilibrio a 1000°C per la reazione indicata?

E per la reazione inversa H₂ + CO_{2 }^ H₂O + CO ?

Dalla stechiometria della reazione su indicata è evidente che per ogni mole di acqua reagisce una mole di monossido; e anche che, se parto dai reagenti acqua e monossido, otterrò uguali quantità in moli di idrogeno e diossido. Il ragionamento è perfettamente equivalente se parto dai reagenti idrogeno e diossido (è una reazione di equilibrio)

La situazione reale vede l’introduzione di 4 moli di acqua e 5 di monossido; quantità uguali di moli dei due reagenti reagiranno per dare i prodotti, ma che quantità? Sappiamo che, all’equilibrio, a 1000°C sono presenti 2 moli di diossido: per la stechiometria della reazione e visto che sono partito solo dai reagenti, dovrà essere presente la stessa quantità di moli di idrogeno, perciò 2.

Ma se si sono formate 2 moli di ognuno dei due prodotti, vuol dire che 2 moli di ognuno dei due reagenti ha reagito.

Ricapitolando, il numero di moli di ogni componente all’equilibrio sarà:

H₂O: 4 (moli iniziali) – 2 (moli reagite) = 2 moli

CO: 5 (moli iniziali) – 2 (moli reagite) = 3 moli

CO₂: 0 (moli iniziali) + 2 (moli prodotte) = 2 moli

H₂: 0 (moli iniziali) + 2 (moli prodotte) = 2 moli

(notare che siamo partiti da 4 + 5 = 9 moli totali; all’equilibrio abbiamo ancora 9 moli: 2 + 3 + 2 + 2; ciò dipende dal fatto che la reazione prevede rapporti stechiometrici 1 a 1 sia per i reagenti sia per i prodotti, perciò non c’è alcuna variazione nel numero di moli durante la reazione; diverso sarebbe stato se avessimo avuto una reazione del tipo, per esempio A + 2B = C + D (in questo caso infatti il numero di moli cambia durante la reazione.

Per la seconda domanda (valore della K di equilibrio), scriviamo l’espressione della K della reazione scritta come nel testo iniziale e poi sostituiamo i valori in moli all’equilibrio:

K = [H₂][CO₂]/[H₂O][CO] = 2 x 2 / 2 x 3 = 0,8

In effetti abbiamo sostituito, al posto delle concentrazioni, direttamente le moli; avremmo dovuto mettere, invece, moli/volume; ma poiché il volume è comune a tutti i componenti e poiché la reazione non comporta variazioni nel numero di moli, il risultato è lo stesso: infatti:

K = (2/V) x (2/V) / (2/V) x (3/V) = 0,8

Quanto all’ultima domanda (K per la reazione inversa):

K’ = [H₂O][CO] / [H₂][CO₂]= 2 x 3 / 2 x 2 = 1,25

Vale la relazione K’ = 1/K

(12 GM) (concetti di rapporto stechiometrico, di normalità e molarità, di neutralizzazione acido-base)

Data la reazione di neutralizzazione di acido fosforico con idrato di sodio per dare fosfato sodico, scrivere la reazione corretta ed equilibrata.

Se ho 10 ml di acido fosforico 0,02 molare, e lo voglio neutralizzare con una soluzione 0,1 molare di idrato di sodio, quanti ml di soluzione di base mi servono per la neutralizzazione?

La reazione viene equilibrata facilmente, ricordando che, nelle reazioni di neutralizzazione, si forma acqua; non occorre scrivere il catione Na⁺, dato che, in soluzione acquosa, esso rimane come tale (solvatato):

H₃PO₄ + 3 OH^- PO₄^3- + 3 H₂O

Avrei potuto anche scrivere tutta la reazione in forma ionica:

3 H⁺ + 3 OH^- 3 H₂O

ma sarebbe poco chiaro a quale neutralizzazione si riferisca, anche se, in effetti, solo H⁺ e OH^- sono gli “attori” della neutralizzazione.

La neutralizzazione di un acido con una base ha luogo quando la quantità di equivalenti di base aggiunta eguaglia quella degli equivalenti di acido contenuta nel campione da neutralizzare; per sapere perciò quanti equivalenti di base mi servono, occorre determinare prima quanti equivalenti di acido sono contenuti nel campione.

Dalla reazione è evidente che ogni mole di acido corrisponde a 3 equivalenti: chiamiamo n = numero di moli, eq = numero di equivalenti, V = volume (espresso in litri), M = molarità (numero di moli/litro), N = normalità (numero di equivalenti/litro)

Per un volume di soluzione qualsiasi, il numero di moli in esso contenuto è:

n = M x V

mentre la normalità dipenderà dal tipo di acido o base in gioco; nel caso dell’acido fosforico vale 3 volte M:

eq = 3M x V

Possiamo esprimere così la condizione di neutralità quando il numero di equivalenti di acido (eq₁) è uguale al numero di equivalenti di base (eq₂):

eq₁ = 3M₁ x V₁

eq₂ = M₂ x V₂

3M₁ x V₁ = M₂ x V₂

sostituiamo i valori: l’unica incognita è il volume della soluzione di base necessaria:

3 x 0,02 x 10/1000 = 0,1 x V₂

V₂ = 3 x 2 x 10^-2 x 10 x 10^-3 / 10^-1 = 6 x 10^-3

Occorrono cioè esattamente 6 ml di idrato sodico 0,1 M

(13 GM) (concetto di potenziale di ossidoriduzione)

Consideriamo le tre seguenti reazioni elettrochimiche spontanee:

X + Y⁺  X⁺ + Y

Y + Z⁺  Y⁺ + Z

X + Z⁺  X⁺ + Z

Ordina le tre seguenti semireazioni in ordine di tendenza decrescente ad avvenire:

a) X⁺ + e^-  X

b) Y⁺ + e^-  Y

c) Z⁺ + e^-  Z

Nelle tre reazioni iniziali, Y⁺ ossida X, Z⁺ ossida Y, Z⁺ ossida X; perciò l’ossidante più forte è Z⁺ (ossida sia X che Y), poi c’è Y⁺ che ossida solo X, infine X⁺ che è l’ossidante più debole dei tre.

Poiché occorre mettere in ordine le semireazioni in ordine decrescente, avverrà più facilmente quella con l’ossidante più forte: la sequenza di tendenza ad avvenire sarà perciò:

c > b > a

(14 GM) (concetti di solubilità e di prodotto di solubilità)

E’ noto che una delle cause più gravi di degrado di oggetti marmorei soggetti a piogge acide è la trasformazione del carbonato di calcio in solfato di calcio; il degrado è evidente perché il CaSO₄ viene facilmente dilavato dall’acqua piovana che asporta così parte del materiale superficiale modificandone le linee. Un tipo di intervento di restauro conservativo prevede la trasformazione di CaSO₄ in BaSO₄.

Calcolare la solubilità in moli/litro per CaCO₃, CaSO₄ e BaSO₄ dai loro prodotti di solubilità.

K_PS (CaCO₃) = 4,7 x 10^-9

K_PS (CaSO₄) = 3,8 x 10^-5

K_PS (BaSO₄) = 1,0 x 10^-10

Chiamiamo s1 la solubilità del carbonato di calcio, s2 quella del solfato di calcio ed s3 quella del solfato di bario. Ognuno dei tre sali si dissocia, in soluzione acquosa, nel catione Xⁿ⁺ (Ca⁺⁺ o Ba⁺⁺) e nell’anione Y^n- (CO₃^-- o SO₄^--).

Il prodotto di solubilità è dato dal prodotto delle concentrazioni degli ioni corrispondenti: K_PS = [Xⁿ⁺][ Y^n-]

Nel nostro caso (ogni sale si dissocia in un solo catione e in un solo anione), ogni mole di sale darà luogo a una mole di cationi e una mole di anioni, perciò, se le solubilità sono rispettivamente s1, s2, s3, in condizioni di equilibrio il prodotto di solubilità di ognuno dei sali sarà dato dal quadrato delle rispettive solubilità:

K_PS (CaCO₃) = (s1)² = 4,7 x 10^-9

K_PS (CaSO₄) = (s2)² = 3,8 x 10^-5

K_PS (BaSO₄) = (s3)² = 1,0 x 10^-10

Basterà perciò estrarre la radice quadrata dei prodotti di solubilità per avere le rispettive solubilità:

s1 = 6,8 x 10^-5 s2 = 6,2 x 10^-3 s3 = 1,0 x 10^-5

E’ così evidente che la solubilità del solfato di calcio è circa 100 volte quella del carbonato e che quella del solfato di bario è invece addirittura un po’ inferiore a quella del carbonato di calcio.

(15 GM) (concetti di solubilità e di prodotto di solubilità)

Il cloruro mercuroso Hg₂Cl₂ (chiamato anche calomelano) ha una solubilità, a 25°C, di 3x10^-4 g/l. Qual è il suo prodotto di solubilità?

Le masse atomiche sono, per Hg 200,6 e per Cl 35,45

Occorre notare che la formula del calomelano sembra non essere una formula minima (non basterebbe scrivere HgCl?); in effetti il catione non è Hg ma Hg₂, dato che la sua struttura è –Hg-Hg-.

La solubilità è espressa in g/l, mentre il K_PS è espresso in moli; occorre, per prima cosa, calcolare la solubilità in mol/l.

La massa molare del calomelano è 2x200,6 + 2x35,45 = 472,1

Perciò la solubilità in mol/l è 3x10^-4/472,1 = 6,35 x 10^-7

La reazione di dissociazione è: Hg₂Cl_{2 }^ Hg₂⁺⁺ + 2Cl^-

Se chiamiamo s la solubilità, tenendo conto che ogni mole di sale, in acqua, produce 1 mole di cationi e due moli di anioni, il prodotto di solubilità sarà:

K_PS (Hg₂Cl₂) = (s)(2s)² = 4 s³

In questo caso sarà molto utile usare i logaritmi:

lg K_PS = lg 4 + 3 lg s

lg K_PS = 0,6 + 3 lg 6,35 + 3 lg 10^-7 = 0,6 + 2,4 – 21 = -18

K_PS (Hg₂Cl₂) = 1 x 10^-18

(16 GM) (concetti di differenza di potenziale e di pila elettrochimica, relazione di Nernst)

Abbiamo una pila costituita da due semielementi; il primo (1) corrisponde alla riduzione di diossido di piombo a Pb⁺⁺ in ambiente acido; il secondo (2) alla riduzione di Mn⁺⁺ a Mn.

I potenziali standard sono, per il primo E°₁ = +1,46 V; per il secondo E°₂ = -1,18 V.

Le due semireazioni e la reazione totale sono:

PbO₂ + 4 H⁺ + 2 e- _^ Pb⁺⁺ + 2 H₂O

Mn _^ 2 Mn⁺⁺ + 2 e-

PbO₂ + Mn + 4 H⁺ _^ Pb⁺⁺ + Mn⁺⁺ + 2 H₂O

Le concentrazioni di Pb⁺⁺ e di Mn⁺⁺ sono ambedue 0,1 mol/l; PbO₂ e Mn sono presenti in fase solida.

Eseguo la misura della differenza di potenziale prima in ambiente acido a pH 1 (misura a), poi a pH 5 (misura b).

Tra le due misure, c’è molta differenza oppure no?

E che valore ha tale differenza?

Poiché le concentrazioni degli ioni non sono unitarie, dovrò applicare la relazione di Nernst, tenendo presente che l’acqua e i solidi hanno attività costanti e che esse sono conglobate nel rispettivi E°.

E = E°₁ + 0,059/2 x lg [ H⁺]⁴/[ Pb⁺⁺] – (E°₂ + 0,059/2 x lg [ Mn⁺⁺])

E = 1,46 +0,0295 x lg [ H⁺]⁴/[ Pb⁺⁺] – (-1,18 +0,0295 x lg [ Mn⁺⁺])

Eseguo le operazioni possibili e raccolgo i fattori comuni:

E = 2,64 +0,0295 x lg [ H⁺]⁴/[ Pb⁺⁺][ Mn⁺⁺]

O anche, separando i logaritmi:

E = 2,64 +0,0295x4 lg [ H⁺] – 0,0295 lg [ Pb⁺⁺] - 0,0295 lg [ Mn⁺⁺]

E’ già evidente che la variazione della concentrazione di acido inciderà molto (è alla quarta potenza!)

La misura a avviene a pH 1, perciò a [ H⁺] = 10^-1

La misura b avviene a pH 5, perciò a [ H⁺] = 10^-5

Le altre due concentrazioni sono in ambedue i casi 0,1

Sostituisco i dati per la misura a

Ea = 2,64 +0,0295x4 lg 10^-1 – 0,0295 lg 10^-1 - 0,0295 lg 10^-1

= 2,64 + 0,118(-1) – 0,0295(-1) – 0,0295(-1)

= 2,64 – 0,118 + 0,0295 + 0,0295 = 2,581 V

Sostituisco i dati per la misura b

Eb = 2,64 +0,0295x4 lg 10^-3 – 0,0295 lg 10^-1 - 0,0295 lg 10^-1

= 2,64 + 0,118(-5) – 0,0295(-1) – 0,0295(-1)

= 2,64 – 0,590 + 0,0295 + 0,0295 = 2,109 V

La differenza tra le due misure è

Ea - Eb = 2,581-2,109 = 0,472 V (che in una pila non è poco!)

 

Fonte: http://venus.unive.it/miche/chimrestau/Eserchimica.doc

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Autore del testo: Gianni Michelon

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

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Esercizi di chimica

Esercizi di Chimica (Stechiometria)

1 - Un idrocarburo è un composto formato da carbonio e idrogeno. Quando un idrocarburo viene bruciato in ossigeno si forma acqua, H₂O, e anidride carbonica, CO₂. Bruciando una mole di propano, C₃H₈, quante moli di acqua e quante di anidride carbonica si ottengono? (0,8 punti)

_________ moli di H₂O e _________ moli di CO₂.

Bruciando 100g di propano, C₃H₈, quanti grammi di acqua e quanti di anidride carbonica si ottengono? (1,2 punti)

_________ g di H₂O e _________ g di CO₂.

2 - L'acido solforico, H₂SO₄, reagisce con l'ossido d'alluminio, Al₂O₃, per formare solfato d'alluminio, Al₂(SO₄)₃, e acqua. Scrivere la reazione chimica bilanciata: (0,8 punti)

_________________________________________

In un recipiente di reazione si pongono a reagire 6 moli di ossido di alluminio e 6 moli di acido solforico. Queste quantità sono in rapporto stechiometrico corretto? (0,4 punti)

□ SI □ NO

Quante moli di solfato di alluminio si formano? (0,8 punti)

□ 2 moli. □ 3 moli. □ 4 moli. □ 6 moli.

3 - Il ferro si estrae dall'ossido, Fe₂O₃, per reazione con il carbonio. Tale reazione dá luogo a produzione di anidride carbonica, CO₂, secondo la seguente equazione chimica da bilanciare: (0,6 punti)

…. Fe₂O₃ + …. C ® …. Fe + …. CO₂

Un minerale contiene ossido di ferro purissimo. Se il processo di estrazione avvenisse senza alcuna perdita del metallo, quanti kg di Fe si potrebbero ottenere dalla estrazione di una tonnellata di ossido? (0,8 punti)

__________ kg

In realtá, dal processo di estrazione si ottengono 420 kg di ferro per ogni tonnellata di ossido. Quant'è la resa del processo di estrazione utilizzato? (0,6 punti)

□ Circa 10%. □ Circa 30%. □ Circa 60%. □ Circa 90%.

_{4 -} Facendo reagire H₂S con Fe₂O₃ si ha la formazione di Fe₂S₃ e H₂O. Scrivere nello spazio sottostante l’equazione chimica bilanciata, relativa a questa reazione: (0,6 punti)

__________________________________________

Quante moli di Fe₂S₃ si formano facendo reagire 3 moli di H₂S e 3 moli di Fe₂O₃? (0,8 punti)

__________ moli di Fe₂S₃

Se 10 moli di H₂S reagiscono completamente con la relativa quantità stechiometrica di ossido di ferro, Fe₂O₃, dando luogo alla formazione di 400g di solfuro di ferro, Fe₂S₃, quant'è la resa del processo considerato? (0,6 punti)

□ Circa 29%. □ Circa 45%. □ Circa 70%. □ Circa 58%.

_{5 -} Un campione minerale contiene silice (ossido di silicio con formula generica SiO_x) e calcare, CaCO₃. L’analisi elementare della silice, mostra che in essa il silicio è presente con una percentuale in peso pari a 30,59%. Quale, tra le seguenti, è la formula molecolare della silice? (0,8 punti)

□ SiO₃. □ SiO_4. □ SiO. □ SiO₂.

Sottoponendo a riscaldamento il campione minerale in esame, il calcare si decompone completamente secondo la reazione:

CaCO₃® CaO + CO₂.

Scaldando 100 g del campione si sviluppano 0,60 moli di CO₂. In quale percentuale la silice è contenuta nel campione? (1,2 punti)

□ 20%. □ 80%. □ 40%. □ 60%.

6 - La densità dell'oro solido è 19,3 g cm^-3. Quant'è il volume medio a disposizione di ogni atomo di oro allo stato solido? (1,2 punti)

_______________ cm³.

Quantè la massa in kg di un singolo atomo d'oro? (0,8 punti)

___________ kg

7 - Il carbonato d'ammonio ha formula (NH₄)₂CO₃. Quanti grammi d'idrogeno, d'azoto e di ossigeno sono contenuti in 200 g di carbonato d'ammonio? (1,0 punti)

__________ g di idrogeno; __________ g di azoto; __________ g di ossigeno

Qual'è la composizione percentuale di questo composto? (1,0 punti)

__________ % di drogeno; __________ % di azoto; __________ % di ossigeno

8 - Un composto viene analizzato e risulta essere formato da carbonio (26,681%), ossigeno (71,080%) e idrogeno. Determinare la formula minima del composto.

C H O

Un esperimento dimostra che ogni molecola del composto contiene 6 atomi di ossigeno. Determinare la formula molecolare del composto.

C H O

Esercizi di Chimica (gas)

1 - Si consideri il dispositivo qui schematizzato. Ambedue i recipienti hanno lo stesso volume e si trovano alla stessa temperatura. Quando il rubinetto è chiuso, nel recipente di destra sono contenuti 2 g di H₂, mentre in quello di sinistra ci sono 2 g di N₂. Quante moli dei due gas sono presenti nei due recipienti? (0,4 punti)

..............moli di H₂ ..............moli di N₂

Cosa accade quando si apre il rubinetto? (0,8 punti)

□ Si forma un flusso di gas da sinistra a destra fino ad avere la stessa pressione.

□ I gas si mescolano ma la pressione rimane la stessa.

□ Si forma un flusso di gas da destra a sinistra fino ad avere la stessa pressione.

□ I gas non si mescolano perchè hanno peso molecolare diverso.

Nel caso in cui nel recipiente di sinistra vi siano 4 g di He al posto di N₂, come cambia la pressione quando si apre il rubinetto? (0,8 punti)

□ Nel primo recipiente aumenta, mentre nel secondo diminuisce.

□ Nel primo recipiente diminuisce, mentre nel secondo aumenta.

□ Tende a diminuire in entrambi i recipienti.

□ Rimane costante in entrambi i recipienti.

2 - In un recipiente del volume di 10 L e alla temperatura di 25°C, vengono posti 30 g di PCl₅(g). Calcolare la pressione nel recipiente. (0,8 punti)

__________________ atm

Dopo un certo tempo, il 20% del PCl₅(g) si è decomposto secondo la reazione

PCl₅(g)  PCl₃(g) + Cl₂(g)

Calcolare la nuova pressione nel recipiente. (1,2 punti)

__________________ atm

3 - Quattro bombole contengono 50 L di gas a 100 atm e tutte alla stessa temperatura di 30C. Una contiene Ne, la seconda CH₄, la terza O₂ e la quarta N₂. Quale bombola è la più pesante? (0,8 punti)

□ Ne. □ CH₄. □ O₂. □ N₂.

Che valore assume la pressione nella bombola di metano quando la temperatura scende a 0ºC? (1,2 punti)

__________________ atm

6 - Una classe di idrocarburi molto diffusi sono gli alcani, che hanno formula generale C_nH_2n+2. Un alcano gassoso presenta a 1,00 atm e 25°C la stessa densità di CO₂ alla stessa temperatura e pressione. Qual'è la sua formula molecolare? (1,0 punti)

C___H___

Se la pressione di tale alcano viene portata a 4,00 atm, mantenendo la temperatura costante a 25°C, come cambiala sua densità? (1,0 punti)

□ È dimezzata. □ È raddoppiata. □ È triplicata. □ È quadruplicata.

4 - L'acqua ossigenata, H₂O₂, a 25°C e alla luce si decompone secondo la reazione

2 H₂O₂(l) ® 2 H₂O(l) + O₂(g).

Quanti litri di ossigeno a 25°C e 1,00 atm si ottengono dalla decomposizione completa di 100 g di acqua ossigenata pura? (1,0 punti)

___________________ L.

A 200°C la stessa reazione avviene con tutti componenti in fase gassosa:

2 H₂O₂(g) ® 2 H₂O(g) + O₂(g).

Quant'è il volume totale dei prodotti gassosi che si ottengono dalla decomposizione completa di 100 g di acqua ossigenata pura a 200°C e 1,00 atm? (1,0 punti)

......................... L.

5 - L'aria pura e secca è formata da 80% di azoto, N₂, e 20% di ossigeno, O₂. Alla temperatura di 25°C quanto vale la densità dell'aria pura e secca? (0,8 punti)

............................... g L^-1

Nell'aria umida, oltre a ossigeno ed azoto, vi è anche acqua, H₂O, in fase gassosa. Come è la densità dell'aria umida rispetto a quella dell'aria secca? (1,2 punti)

□ Maggiore □ Minore □ Uguale

6 - In un recipiente di 10,00 L di volume ed alla temperatura di 100°C sono contenute 2,00 moli di metano, CH₄, e 2,50 moli di etano, C₂H₆, entrambi allo stato gassoso. Calcolare la frazione molare dei due gas nella miscela. (0,4 punti)

X_metano=...................... X_etano=......................

Calcolare la pressione totale nel recipiente: (1,0 punti)

................................. atm

Calcolare la pressione parziale del metano: (0,6 punti)

P_metano=.......................atm

7 - Il nitrito d'ammonio, NH₄NO₂, ad alta temperatura diventa esplosivo poichè si decompone secondo la reazione

NH₄NO₂ ® N₂ + 2 H₂O

i cui prodotti sono gassosi.

Calcolare quanti grammi di nitrito d'ammonio si devono decomporre per ottenere 10,00 L di prodotti gassosi a 500 K e 1,00 atm. (1,2 punti)

________________ g

Se i prodotti gassosi sono formati, sempre a 500 K, ma in un volume di 10 cm³, quant'è la pressione in tale volume? (0,8 punti)

□ 10 atm □ 100 atm □ 1000 atm □ 10000 atm

 

Fonte: http://www.tech.ing.unipg.it/staff/pietrowww/e1.doc

Sito web da visitare:http://www.tech.ing.unipg.it/staff/pietrowww/

 

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Esercizi di chimica

1 In acqua pura il prodotto di solubilità dell’idrossido di cromo Cr(OH)₃ è di 6,3 x 10^-3 mol L^-1 a 25 °C. Calcolare la solubilità dell’idrossido di cromo a 25 °C. (1,0 punti)

s = 1,24 x 10^-8 mol L^-1

Calcolare la solubilità del sale in una soluzione acquosa a pH=8,0 e a 25 °C. (1,0 punti)

s = 6,3 x 10^-7 mol L^-1

2 – L’energia di attivazione di una reazione chimica è, rispetto a quella della sua reazione inversa: (2,0 punti)

□ maggiore

□ minore

□ uguale

■ dipende dal H di reazione

3 - In ambiente acido, lo ione bicromato, Cr₂O₇^-2(aq), viene ridotto a ione cromo, Cr⁺³(aq), dal ferro metallico che si ossida a ione ferroso, Fe⁺²(aq). Scrivere la reazione di ossidazione. (0,6 punti)

Fe (s)→ Fe⁺² (aq) + 2 e

Scrivere la reazione di riduzione. (0,6 punti)

Cr₂O₇^-2(aq) + 6e + 14 H₃O⁺ (aq) → 2 Cr⁺³(aq) + 21 H₂O(l)

Scrivere la reazione di ossido-riduzione totale. (0,8 punti)

Cr₂O₇^-2(aq) + 3 Fe (s) + 14 H₃O⁺ (aq) → 2 Cr⁺³(aq) + Fe⁺² (aq) + 21 H₂O(l)

4 - L’acido acetico ha la seguente struttura:

Dai seguenti valori di elettronegatività,

C: 2,5 O: 3,5 H: 2,2

determinare qual'è il legame, in questa molecola, con la maggiore polarità. (1,0 punti)

□ C-H □ C-C □ C-O ■ O-H

Sapendo che questo è un acido debole con K_a = 1,74 x 10^-5, calcolare il pH di una soluzione 0,6 M di acido acetico. (1,0 punti)

pH= 2,49

5 – Quante moli di acido formico (K_a= 1,8 x 10^-4) occorre utilizzare per avere un litro di soluzione a pH=2,0? (1,0 punti)

moli HCOOH= 0,56

Quale sarà il pH della soluzione se si aggiungono anche 0,54 moli di formiato di sodio (HCOONa)? (1,0 punti)

pH = 3,74

6 - Analizzando un materiale incognito si trova che contiene vanadio, con una percentuale in peso del 36,9 %, ossigeno con il 11,6 % e cloro. Determinare la formula empirica del composto. (0,6 punti)

V O Cl₂

La temperatura di congelamento del benzene puro è 5,40 °C. Una soluzione ottenuta sciogliendo 36,346 g del composto incognito in 1000g di benzene congela a 4,95 °C. Calcolare il peso molecolare del composto incognito sapendo che la costante crioscopia del benzene è 5,12. (1,0 punti)

PM =413,54 g mole^-1

Scrivere la formula molecolare del composto. (0,4 punti)

V₃ O₃ Cl₆

7 – In una pila, in condizioni standard, i due semielementi sono:

1) O₂ + 2 H₃O⁺ + 2e^- → H₂O₂ + 2 H₂O ° = 0,695 V

2) Cd²⁺ + 2 e^- → Cd ° = -0,4030 V

Calcolare G° del processo ossidoriduttivo. (1,2 punti)

G°= -211,88 kJ mol^-1

Scrivere la semireazione che avviene all’anodo. (0.8 punti)

Cd → Cd²⁺ + 2 e^-

8 – Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione BrO₃^- (aq) + H₂S (aq) → Br^- (aq)+ S (s) che avviene in ambiente acido. (1,0 punti)

BrO₃^- (aq) + 3 H₂S (aq) → Br^- (aq)+ 3 S (s) + 21 H₂O(l)

Se si usasse questo processo per costruire una pila quale processo avverrebbe al catodo? (1,0 punti)

BrO₃^- (aq) + 6e + 6 H₃O⁺ (aq) → Br^- (aq) + 9 H₂O(l)

9 - La reazione chimica 5 A + 3 B  4 C + D viene studiata dal punto di vista cinetico. Si ottengono i seguenti dati:

velocità [A] [B]

2,4 x 10^-3 0,20 0,20

9,6 x 10^-3 0,20 0,40

4,8 x 10^-3 0,40 0,20

Determinare l'ordine di reazione rispetto ad A (0,7 punti) e rispetto a B (0,7 punti).

ordine rispetto ad A n = 1 ordine rispetto ad B m = 2

Calcolare la costante di velocità della reazione alla temperatura dell'esperimento. (0,6 punti)

k = 0,3

10 – Lo ione cromato CrO4-2 (aq) presenta l’atomo di cromo al centro e i quattro atomi di ossigeno legati con legami uguali e con angoli, tra loro, di circa 109,5°. Quale sarà la simmetria dello ione? (1,0 punti)

□ lineare □ triangolare ■ tetraedrica

Quant’è il numero di ossidazione dell’atomo di cromo in questo ione? In acqua pura il prodotto di solubiltà dell'idrossido di ferro, Fe(OH)₃(s), è di 1,1  10^-36 mol L^-1 a 25ºC. Calcolare la solubilità dell'idrossido di ferro a 25ºC?????

(1,0 punti)

+6

11 – Una soluzione acquosa a 25 °C viene preparata sciogliendo per ogni litro 14,20 grammi di emoglobina umana (PM=64000). Calcolare la pressione osmotica a 25 °C della soluzione.(1,0 punti)

 =5,4 x 10^-3 atm

Quanti grammi di emoglobina di cavallo (PM=68000) servono per avere una soluzione acquosa isotonica? (1,0 punti)

15,0 grammi

12 - Determinare il H° e S° per la reazione H₂O (l) + CO (g) → H₂ (g) + CO₂ (g) sapendo che:

H_f° (kJ mol^-1) S_f°(J K^-1 mol^-1)

CO(g) -110,5 197,7

CO₂(g) -393,5 213,8

H₂O (l) -187,8 109,6

H₂ (g) / 130,5

H°= -95,2 (kJ mol^-1) (1,0 punti) S°= 37 (J K^-1mol^-1) (1,0 punti)

13 – Bilanciare la seguente reazione che avviene nella torcia acetilenica: (0,6 punti)

C₂H₂ (g) + 5/2 O₂(g)  2 CO₂(g) + H₂O(g)

Sapendo che l'entalpia di formazione dell’acetilene, C₂H₂ (g), è H_f = -226,7 kJ mol^-1dell'anidride carbonica, CO₂(g), è H_f = -393,5 kJ mol^-1 e quella dell'acqua, H₂O(g) è H_f = -241,8 kJ mol^-1, calcolare quanto calore si libera della combustione di 260 g di acetilene. (1,4 punti)

calore = -12536,17 kJ

14 – Quale delle seguenti affermazioni è errata? (2,0 punti)

□ una base è un accettare di protoni

□ sciogliendo una base debole e un suo sale, in concentrazioni uguali, pOH = pK_b

■ una base è un accettare di doppietti elettronici

□ una base è un donatore di doppietti elettronici

15 – Una bombola, del volume di 50,00 L e alla temperatura di 25°C, contiene una miscela gassosa di H₂ e CO₂, in egual numero di moli. La pressione totale del gas nella bombola è di 80,00 atm. Calcolare la pressione parziale di H₂ nella bombola. (0,4 punti)

P_H2 = 40 atm

Calcolare il numero totale delle moli della miscela gassosa. (0,4 punti)

n_tot = 163,41

Calcolare il peso totale della miscela gassosa contenuta nella bombola. (1,2 punti)

3,76 kg

ALCUNI PESI ATOMICI

H	1,008		N	14,007		Cl	35,453		Cr	51,996
C	12,011		O	15,999		V	50,9415

COSTANTE DEI GAS, R = 0,0821 L atm mol^-1 K^-1; R = 8,314 J mol^-1 K^-1

COSTANTE DI FARADAY, F = 9,6485×10⁴ C mol^-1

NUMERO DI AVOGADRO, N = 6,022×10²³

 

Esercizi di Chimica (Soluzioni)

1 - L'esano, C₆H₁₄, è un idrocarburo che a 1,00 atm bolle a 68,7°C, mentre il pentano, C₅H₁₂, alla stessa pressione bolle a 36,1°C. Calcolare la frazione molare di esano e quella del pentano quando si forma una soluzione con 200 g di esano e 200 g di pentano. (1,1 punti)

X_esano= _____________ X_pentano= _____________

Nell'ipotesi che esano e pentano formino una soluzione ideale, in quale intervallo di temperatura bolle la soluzione formata? (0,9 punti)

□ Minore di 36,1°C □ Compresa tra 36,1 e 68,7°C □ Maggiore di 68,7°C

2 - Una soluzione acquosa, di un soluto poco volatile, a 100°C presenta una tensione di vapore di 0,92 atm. Calcolare la frazione molare del soluto poco volatile nella soluzione nell'ipotesi che questa sia ideale. (0,8 punti)

X_soluto= _____________

Calcolare la stessa concentrazione in molalità. (0,8 punti)

Molalità = _____________ m

Calcolare la temperatura di congelamento di tale soluzione (Costante crioscopica dell'acqua: K_cr=1,853). (0,4 punti)

_____________ °C

3 - Una soluzione viene ottenuta mescolando 800 g di benzene, C₆H₆, con 10 grammi di un composto, poco volatile, con peso molecolare 61,2. Calcolare la frazione molare del benzene nella soluzione. (0,8 punti)

X_benzene= _____________

Calcolare la temperatura di ebollizione della soluzione, nell'ipotesi che sia ideale. (Costante ebullioscopica del benzene: K_eb=2,57. Temperatura di ebollizione del benzene puro: T_eb=80,6°C) (1,2 punti)

_____________ °C

4 - Un certo materiale plastico ha formula generica CH₃-(CH₂)_n-CH₃. Una soluzione del volume totale di 800 mL è preparata disciogliendo 54,0 g di tale materiale in etere. A 40,0°C si misura una pressione osmotica di 1,214 atm. Quant'è la concentrazione molare della soluzione preparata nell'ipotesi che sia ideale? (0,8 punti)

_____________ M

Determinare il peso molecolare del composto. (0,6 punti)

Peso molecolare ______________

Qual'è il valore di n nella formula della sostanza plastica? (0,6 punti)

n = ___________

5 - Una soluzione acquosa, che contiene glicerina (C₃H₈O₃) al 15% in peso, a 20°C presenta una densità di 0,987 g/mL. Calcolare la molarità della soluzione. (0,8 punti)

______________ M

Calcolare la frazione molare della glicerina nella soluzione. (0,6 punti)

X_glicerina = ______________

Nell'ipotesi che la soluzione sia ideale, calcolare la pressione osmotica a 20°C. (0,6 punti)

 = ________________ atm

6 - A 50°C l'acqua pura ha una tensione di vapore di 0,122 atm. Il glucosio, C₆H₁₂O₆, alla stessa temperatura non presenta tensione di vapore apprezzabile. In 90,0 g di acqua vengono disciolti 180 g di glucosio. Calcolare la frazione molare del glucosio e dell'acqua nella soluzione. (1,0 punti)

X_glucosio= ______________ X_acqua= ______________

Calcolare la tensione di vapore dell'acqua in equilibrio con la soluzione a 50°C, nell'ipotesi che la soluzione sia ideale. (1,0 punti)

________________ atm

7 - Il nitrato di magnesio, Mg(NO₃)₂, è un sale solubile in acqua ed è anche, come tutti i sali, un elettrolita forte. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,050 M di nitrato di magnesio a 25C. (0,8 punti)

 = _____________ atm

Il glucosio, C₆H₁₂O₆, è invece molto solubile in acqua, ma non è un elettrolita. Che concentrazione deve avere una soluzione di glucosio che sia isotonica, cioè con la stessa pressione osmotica, con la soluzione precedente? (0,6 punti)

_____________ M

Quanti grammi di glucosio si devono sciogliere in 500 mL di soluzione acquosa per avere tale soluzione? (0,6 punti)

_____________ g

8 - La tensione di vapore del solfuro di carbonio, CS₂(l), è 0,3914 atm a 20°C. Quando lo zolfo solido viene disciolto in tale solvente, si presenta in forma molecolare S_n. Una soluzione, preparata sciogliendo 25,65 g di zolfo solido in 4,00 moli di CS₂(l), presenta una pressione parziale di solfuro di carbonio di 0,3819 atm a 20C. Calcolare la frazione molare del CS₂ e dello zolfo nella soluzione, nell'ipotesi che la soluzione sia ideale. (60%)

X_{solfuro di zolfo}= _________ X_zolfo= _________

Da questi dati dedurre in quale forma molecolare lo zolfo si trova in una soluzione di CS₂(l). (40%)

________________

9 - Alla pressione di 1,00 atm, l'ossigeno, O₂(g), liquefà a 90,2 K ed ha DH°_evap= 14,267 kJ mol^-1. L'ossigeno allo stato liquido presenta una densità molto più elevata che allo stato gassoso e quindi viene comunemente immagazzinato allo stato liquido. In molti ospedali moderni l'ossigeno usato per le varie terapie viene prelevato da grandi contenitori, isolati termicamente, in cui l'ossigeno liquido viene conservato ad una pressione di 2,00 atm. Qual'è la temperatura d'equilibrio in tali recipienti? (1,0 punti)

_____________ K

Calcolare la tensione di vapore dell'ossigeno liquido alla temperatura di 80,0 K. (1,0 punti)

_______________ atm

10 - Alla pressione di 1,00 atm il benzene bolle a 80,2°C e alla pressione di 0,80 atm bolle a 73,4°C. Calcolare il DH_evap del benzene a 1,00 atm. (0,7 punti)

________________ kJ mol^-1

Calcolare il DS_evap del benzene a 80,2°C. (0,6 punti)

_______________ J K^-1 mol^-1

Calcolare la tensione di vapore del benzene a 75,0°C. (0,7 punti)

_________________ atm

Esercizi di Chimica (Equilibrio chimico)

1 - La seguente reazione CO₂(g) + C(s) ⇄ 2 CO(g)

presenta DG°=-33,055 kJ mol^-1. Calcolare la costante K dell'equilibrio a 727°C. (0,8 punti)

K = ___________________

In un recipiente a 727°C e a volume costante viene introdotta CO₂ insieme a una quantità in eccesso di carbonio solido. La pressione della CO₂ viene mantenuta costante al valore di 1,000 atm.Calcolare la pressione di CO all'equilibrio. (1,2 punti)

P_CO = ........................ atm

2 - Il biossido d'azoto, NO₂(g), è uno dei vari ossidi d'azoto presenti nell'atmosfera a causa dell'inquinamento da gas di scarico delle combustioni. Quest'ossido può dar luogo all'equilibrio

2 NO₂(g) ⇄ N₂O₄(g).

Il DG°_f di N₂O₄(g) è di 98,28 kJ mol^-1 mentre quello di NO₂(g) è di 51,84 kJ mol^-1. Calcolare la costante d'equilibrio della reazione a 25°C. (0,8 punti)

K = ___________________

In un recipiente a volume costante, a 25°C e inizialmente vuoto, viene introdotta una pressione di 10,0 atm di N₂O₄(g). Calcolare la pressione parziale di NO₂(g) ad equilibrio raggiunto. (1,2 punti)

______________ atm di NO₂(g)

3 - La metilammina, CH₃NH₂(g), reagisce con l'acqua allo stato gassoso per dare alcool metilico e ammoniaca secondo l'equilibrio:

CH₃NH₂(g) + H₂O(g) ⇄ CH₃OH(g) + NH₃(g).

Dai seguenti dati termodinamici a 25°C

DH°_f(kJ mol^-1) S°(J mol^-1 K^-1)

CH₃NH₂(g) -28,00 241,50

CH₃OH(g) -201,30 236,00

H₂O(g) -241,83 188,72

NH₃(g) -46,19 192,50

Calcolare il valore della costante d'equilibrio a 25°C. (1,0 punti)

K = _____________________

In un recipiente a 25°C vengono introdotte 0,20 moli di CH₃NH₂(g), 0,20 moli di H₂O(g), 0,20 moli di CH₃OH(g) e 0,20 moli di NH₃(g). Come evolve il sistema per raggiungere l'equilibrio? (0,6 punti)

□ La reazione procede da sinistra verso destra. □ La reazione procede da destra verso sinistra.

Se si aumenta la temperatura, come cambia la costante di equilibrio? (0,4 punti)

□ Aumenta. □ Rimane costante. □ Diminuisce.

4 - La costante di equilibrio della reazione

SO₂Cl₂(g) ⇄ SO₂(g) + Cl₂(g)

è 2,40 a 100°C. In un recipiente a 100°C si introducono 0,84 atm di SO₂Cl₂(g), 0,65 atm di SO₂(g) e 0,65 atm di Cl₂(g). Quanto è la pressione parziale di SO₂(g) ad equilibrio raggiunto? (0,8 punti)

_____________ atm

Calcolare la pressione totale ad equilibrio raggiunto. (1,2 punti)

P_tot = ________________ atm

5 - L’acido acetico, H₄C₂O₂, in fase gassosa, “dimerizza” secondo la reazione di equilibrio

2 H₄C₂O₂(g) ⇄ (H₄C₂O₂)₂(g)

In un recipiente a 108°C, inizialmente vuoto, viene immesso dell’acido acetico gassoso (non dimerizzato) alla pressione iniziale di 0,800 atm. Ad equilibrio raggiunto si ha una pressione totale di 0,580 atm. Calcolare la pressione parziale dell'acido acetico non dimerizzato, P_monomero, e quella dell'acido acetico dimerizzato, P_dimero, all'equilibrio a 108°C. (1,2 punti)

P_monomero=................ atm P_dimero=................ atm

Calcolare la costante d’equilibrio della reazione a 108°C. (0,8 punti)

K = ..................................

6 - Il fosgene, COCl₂(g), si decompone in CO(g) e Cl₂(g). A 600°C in un recipiente a volume e temperatura costante viene introdotta una pressione iniziale di 1,20 atm di fosgene. Ad equilibrio raggiunto si misura una pressione totale di 2,20 atm. Calcolare la costante d'equilibrio della reazione a 600°C. (1,0 punti)

K = ___________________

Calcolare la pressione totale che si stabilisce all'equilibrio in un secondo recipiente, sempre a 600°C, in cui vengono introdotte inizialmente una pressione parziale di 0,50 atm di COCl₂(g), di 0,50 atm di CO(g) e di 0,50 atm di Cl₂(g). (1,0 punti)

P_tot ....................... atm

7 - Il carburo di calcio, CaC₂(s), viene utilizzato per produrre acetilene, C₂H₂(g), secondo la reazione

CaC₂(s) + H₂O(l) ⇄ CaO(s) + C₂H₂(g).

In un recipiente a temperatura costante, è stato immesso carburo di calcio ed acqua. Ad equilibrio raggiunto si misura una pressione di 2,0 atm. Calcolare la costante d'equilibrio della reazione a tale temperatura. (0,8 punti)

K = ________________

Che cosa accade se a questo punto, mantenendo la temperatura costante, si aumenta la pressione nel recipiente fino al valore costante di 4,0 atm? (1,2 punti)

□ La reazione procede fino al consumo completo di tutto il carburo.

□ La rezione rimane ferma, con le stesse quantità di reagenti e prodotti.

□ La reazione retrocede fino a scomparsa di acetilene e ossido di calcio.

□ Si forma altro acetilene fino ad una pressione di 4,0 atm.

8 - Il G_f° dell’ozono gassoso, O₃(g), è 163,2 kJ mol^-1. Calcolare la costante di equilibrio a 25°C della reazione di equilibrio tra ossigeno ed ozono: (0,8 punti)

3 O₂(g) ⇄ 2 O₃(g) K = _______________

Calcolare la pressione parziale dell'ozono in un recipiente a 25°C in cui la pressione di O₂(g), P_ossigeno, è mantenuta costante a 1,00 atm. (0,8 punti)

P_ozono= ............................. atm

Per aumentare la pressione parziale dell'ozono, occorre... (0,4 punti)

□ aumentare la pressione totale. □ diminuire la pressione totale.

 

Esercizi di Chimica (Equilibrio acido-base)

1 - La reazione di autoprotonazione dell'acqua

2 H₂O(l) ⇄ H₃O⁺(aq) + OH^-(aq)

a 25°C presenta la costante K_w = 1×10^-14. Ad una temperatura, più elevata di 25°C, una soluzione acquosa neutra presenta pH = 6,20. Quanto vale K_w a tale temperatura? (0,8 punti)

K_w = __________________

Calcolare il DG° della reazione a 25°C. (1,2 punti)

DG°= __________________ kJ mol^-1

2 - In una soluzione del volume di 1,50 L sono disciolti 14,0 g di anilina, C₆H₇N. Calcolare la concentrazione molare dell'anilina nella soluzione. (0,8 punti)

________________ M

L'anilina è una base debole con K_b=1,8´10^-7. Calcolare [OH^-] della soluzione. (0,8 punti)

[OH^-] = ______________

Calcolare il pH della soluzione (0,4 punti)

pH = ______________

3 - L'acido nitroso, HNO₂, è un acido debole con K_a = 7,1×10^-4 a 25°C. Calcolare la concentrazione [H₃O⁺] in una soluzione 0.15 M. (0,8 punti)

[H₃O⁺] = _________________

Per la stessa soluzione, calcolare la concentrazione [NO₂^-].(0,4 punti)

[NO₂^-] = _________________

Per la stessa soluzione, calcolare pH e POH a 25°C. (0,8 punti)

pH = _____________ pOH = _____________

4 - L'acido acetico, CH₃COOH, è un acido monoprotico debole con K_a = 1,8×10^-5 a 25ºC. Una soluzione di acetato di sodio, CH₃COONa, a 25ºC ha concentrazione 0,05 M. Calcolare la concentrazione [OH^-] in tale soluzione. (1,0 punti)

[OH^-] = ____________

Calcolare il pOH corrispondente a tale concentrazione. (0,5 punti)

pOH = ___________

Calcolare il pH corrispondente a tale concentrazione. (0,5 punti)

pH = ___________

5 - Sapendo che l'acido ipocloroso, HClO, presenta K_a=3,0×10^-8 a 25°C, Calcolare il pH di una soluzione 0,20 M di ipoclorito di sodio. (0,6 punti)

pH = ___________

Calcolare il pH quando nella soluzione viene disciolto anche acido ipocloroso in concentrazione 0,20 M. (0,8 punti)

pH = ___________

Calcolare il pH quando nella soluzione vi è solo acido ipocloroso in concentrazione 0,20 M. (0,6 punti)

pH = ___________

6 - Il fluoruro di stronzio, SrF₂, è un sale poco solubile. A 25°C una soluzione satura di SrF₂ in acqua pura ha una pressione osmotica di 0,022 atm. Calcolare la solubilità di SrF₂ in acqua pura. (1,2 punti)

s = ___________ mol L^-1

Calcolare il K_ps di SrF₂ 25°C. (0,8 punti)

K_ps = __________________

7 - L'idrossido d'argento, AgOH, è poco solubile con K_ps=1,5×10^-8 a 25ºC. Calcolare la solubilità in acqua pura a 25ºC dell'idrossido d'argento. (0,8 punti)

s = _______________ mol L^-1

Calcolare quante moli di Ag⁺ si sciolgono in un litro di soluzione acquosa in cui il pH è mantenuto costante al valore di 8,00. (1,2 punti)

_______________ moli Ag⁺

8 - L'idrossido di bario, Ba(OH)₂(s), è poco solubile in acqua. Una soluzione satura di idrossido di bario in acqua pura a 25°C presenta una concentrazione 0,216 M di ioni OH^-. Calcolare il K_ps dell'idrossido di bario. (0,7 punti)

K_ps = _______________

Calcolare il DG° a 25°C della reazione di solubilità: Ba(OH)₂(s) ⇄ Ba²⁺(aq) + 2 OH^-(aq). (0,6 punti)

DG°= ________________ kJ mol^-1

Calcolare la solubilità dell'idrossido di bario a 25°C in una soluzione che è mantenuta a un pH costante di 12,50. (0,7 punti)

s = _________________ mol L^-1

9 - Per sciogliere completamente a 25°C in acqua pura 1,00 g di solfato di calcio, CaSO₄(s), si deve aggiungere acqua pura a 1,00 g del sale solido fino a raggiungere un volume totale minimo di 1,50 L di soluzione a 25°C. Calcolare la solubilità del solfato di calcio in acqua pura. (1,2 punti)

s = ___________________ mol L^-1

Calcolare il K_ps del solfato di calcio a 25°C. (0,8 punti)

K_ps = _________________

10 - Il cromato d'argento, Ag₂CrO₄, è un sale poco solubile con K_ps=1,20×10^-12 a 25°C. Calcolare la solubilità del cromato d’argento a 25°C in acqua pura. (0,8 punti)

s = _________________ mol L^-1

Calcolare quante moli di Ag⁺ si sciolgono in un litro di soluzione acquosa in cui si mantiene una concentrazione costante [CrO₄^2-]=3,0×10^-3. (1,2 punti)

____________________ moli di Ag⁺

 

Esercizi di Chimica (Reazioni redox e pile)

1 - Scrivere il numero di ossidazione medio dello zolfo in ciascuno dei seguenti composti: (0,2 punti ciascuno)

idrogeno solforato, H₂S n° ossidazione di S = _______

ione solfito, SO₃^2- n° ossidazione di S = _______

ione solfato, SO₄^2- n° ossidazione di S = _______

ione tiosolfato, S₂O₃^2- n° ossidazione di S= _______

ione tetrationato, S₄O₆^2- n° ossidazione di S = _______

anidrite solforosa, SO₂ n° ossidazione di S = _______

zolfo rombico, S(s) n° ossidazione di S = _______

ione monosolfuro, HS^- n° ossidazione di S = _______

anidrite solforica, SO₃ n° ossidazione di S = _______

solfuro di sodio, Na₂S n° ossidazione di S = _______

2 - Scrivere il numero di ossidazione del carbonio in ciascuno dei seguenti composti: (0,2 punti ciascuno)

metano, CH₄ n° ossidazione di C = _______

aldeide formica, CH₂O n° ossidazione di C = _______

alcool metilico, CH₃OH n° ossidazione di C = _______

acido formico, H₂CO₂ n° ossidazione di C = _______

anidride carbonica, CO₂ n° ossidazione di C = _______

acido carbonico, H₂CO₃ n° ossidazione di C = _______

benzene, C₆H₆ n° ossidazione di C = _______

etano, C₂H₆ n° ossidazione di C = _______

etilene, C₂H₄ n° ossidazione di C = _______

acetilene, C₂H₂ n° ossidazione di C = _______

3 - L'acido nitroso, HNO₂, in ambiente acido, viene ossidato a ione NO₃^- dallo ione permanganato, MnO₄^-, che si riduce a Mn²⁺. Scrivere la semireazione di riduzione bilanciata: (0,6 punti)

_______________________________________________________________

Scrivere la semireazione di ossidazione bilanciata: (0,6 punti)

_______________________________________________________________

Scrivere la reazione globale bilanciata: (0,2 punti)

_______________________________________________________________

Determinare quante moli dello ione Mn²⁺ e quante dello ione NO₃^- si formano alla fine della reazione che avviene in una soluzione, con un eccesso di ioni H₃O⁺, in cui sono state disciolte 0,50 moli di MnO₄^- e 0,20 moli di HNO₂. (0,6 punti)

_______________ moli di Mn²⁺ _______________ moli di NO₃^-

4 - Nell'analisi delle sostanze organiche eventualmente presenti negli aggregati usati per il calcestruzzo, si usa come reagente lo ione bicromato, Cr₂O₇^2-, che, in ambiente acido, ossida le sostanze organiche a CO₂ riducendosi a Cr³⁺. Scrivere la semireazione di riduzione, bilanciata, del bicromato in ambiente acido: (0,6 punti)

_______________________________________________________________

Un campione contiene 0,78 g di benzene, C₆H₆. Scrivere, bilanciata, la semireazione di ossidazione a CO₂ del benzene in ambiente acido: (0,6 punti)

_______________________________________________________________

Quante moli di ione bicromato saranno necessarie per la reazione completa?

_____________ moli di Cr₂O₇^2-

5 - Lo ione permanganato, MnO₄^-, in soluzione basica viene ridotto a MnO₂ dall'acqua ossigenata, H₂O₂, che si ossida a O₂. Scrivere la semireazione di riduzione bilanciata: (30%)

_______________________________________________________________

Scrivere la semireazione di ossidazione bilanciata: (30%)

_______________________________________________________________

Scrivere la reazione globale bilanciata: (10%)

_______________________________________________________________

Determinare quante moli di MnO₂ si formano alla fine della reazione che avviene in una soluzione, con un eccesso di ioni OH^-, in cui sono state disciolte 0,12 moli di MnO₄^- e 0,12 moli di H₂O₂. (30%)

_______________ moli di MnO₂

6 - Scrivere, in forma bilanciata, la semireazione di ossidazione dello ione ipoclorito, ClO^-(aq), a ione clorato, ClO₃^­(aq), in ambiente basico. (0,6 punti)

__________________________________________________________

Il cloro gassoso, Cl₂(g), è in grado di provocare l'ossidazione dello ione ipoclorito a clorato, riducendosi a ione cloruro, Cl^-(aq). Scrivere in forma bilanciata la semi-reazione di riduzione di Cl₂(g) a Cl^-(aq). (0,6 punti)

__________________________________________________________

In ambiente basico vengono fatte reagire 0,4 moli di ione ipoclorito e 0,4 moli cloro gassoso. Calcolare quante moli di ione clorato si formano (0,8 punti)

____________________ moli di ClO₃^-(aq)

7 - Lo ione solfito, SO₃^2-, può ossidarsi a ione solfato, SO₄^2-, in ambiente acido. Scrivere in forma bilanciata questa semi-reazione di ossidazione. (0,6 punti)

__________________________________________________________

Lo ione bicromato, Cr₂O₇^2-, è in grado, in ambiente acido, di provocare l'ossidazione dello ione solfito, riducendosi a ione Cr³⁺. Scrivere in forma bilanciata questa semi-reazione di riduzione. (0,6 punti)

__________________________________________________________

In un eccesso di acido, vengono fatte reagire 0,60 moli di Cr₂O₇^2- e 0,60 moli di SO₃^2-. Calcolare quante moli di Cr³⁺, (0,8 punti)

____________________ moli di Cr³⁺

8 - Si consideri la seguente pila

Calcolare la differenza di potenziale a 25°C. (0,8 punti)

___________________ V

Come cambia la differenza di potenziale quando...

Si aggiunge acqua all'elettrodo di destra: (0,4 punti) □ aumenta. □ diminuisce □ non varia.

Si aggiunge acqua all'elettrodo di sinistra: (0,4 punti) □ aumenta. □ diminuisce. □ non varia.

Si aumenta la temperatura: (0,4 punti) □ aumenta. □ diminuisce. □ non varia.

9 - A 25°C la seguente pila

presenta De = 0,218 V e l'elettrodo a sinistra rappresenta il polo positivo. Calcolare la costante K_a dell'acido debole HA. (1,2 punti)

K_a = _________________________

Quanto dovrebbe essere il pH dell'elettrodo di destra perchè la pila sia scarica? (0,8 punti)

pH = ________

10 – L’alluminio, a livello industriale, viene prodotto per riduzione catodica dello ione Al³⁺ in sali fusi d’alluminio. Scrivere la semi-reazione di riduzione dello ione Al³⁺ che avviene al catodo. (0,4 punti)

_________________________________________

Quante moli di alluminio si formano da un’elettrolisi in cui si fa passare attraverso la cella una corrente di 2,00 A per per 20,00 ore? (0,8 punti)

_____________ moli di Al

A quanti kg corrisponde tale quantità? (0,8 punti)

_______________ kg di Al

11 - Durante un'elettrolisi, al catodo si ritrovano i seguenti ioni: Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, e H₃O⁺. Quale prodotto si forma al catodo quando le condizioni sono standard? (0,8 punti)

□ Ni □ Sn □ Pb □ H₂

Facendo passare una corrente di 4,50 A, quante moli di tale prodotto si sono formate dopo 2 ore e 15 minuti? (1,2 punti)

_______________________ moli

12 - A 25°C la seguente pila,

presenta una differenza di potenziale di 0,322 V. Sapendo che l'elettrodo a sinistra rappresenta il polo positivo, calcolare la concentrazione di Ni²⁺ in una soluzione satura di NiS a 25°C. (1,2 punti)

_______________ M

Calcolare il K_ps del solfuro di nichel a 25°C. (0,8 punti)

K_ps = _______________

13 - Calcolare la differenza di potenziale nella seguente pila

alla temperatura di 25°C. (1,2 punti)

___________________ V

Se la pressione dell'ossigeno viene aumentata nel solo elettrodo di sinistra, come cambia la differenza di potenziale? (0,8 punti)

□ Aumenta. □ Diminuisce. □ Rimane uguale.

14 – Calcolare la differenza di potenziale tra gli elettrodi della seguente pila a 25°C:

essendo noto il seguente potenziale standard di riduzione:

Cl₂(g) + 2 e^-  2 Cl^-(aq) ° = 1,358 V

V = ___________ V (1,2 punti)

Quale dei due elettrodi funziona da anodo e quale da catodo? (0,4 punti)

□ Il catodo è quello a destra e l’anodo quello a sinistra

□ Il catodo è quello a sinistra e l’anodo quello a destra

Scrivere la reazione che avviene all’anodo. (0,4 punti)

______________________________________________

 

Fonte:

http://www.tech.ing.unipg.it/staff/pietrowww/e3.doc

http://www.tech.ing.unipg.it/staff/pietrowww/e4.doc

http://www.tech.ing.unipg.it/staff/pietrowww/e5.doc

http://www.tech.ing.unipg.it/staff/pietrowww/e6.doc

Sito web da visitare:http://www.tech.ing.unipg.it/staff/pietrowww/

 

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