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Università degli Studi della Calabria – Facoltà di Ingegneria Dipartimento di Ingegneria Chimica e dei Materiali

Compito di CHIMICA del 17-04-2002 (Nuovo Ordinamento) Archivio

Quesito 1. Bilanciare e completare col metodo delle semireazioni la seguente reazione in ambiente acido:

S + HNO3 ! H2SO4 + NO2

Soluzione: 2H+ + e- + NO3

- ! NO2 + H2O x 6 4H2O + S ! SO4

2- + 6e- + 8H+ x1 12 H+ + 6e- + 6NO3

- + 4H2O + S ! 6NO2 + 6H2O + SO42- + 6e- + 8H+

Semplificando opportunamente: 6 H+ + 6NO3

- + S ! 6NO2 + 2H2O + SO42- + 2H+

ossia: 6 HNO3 + S ! 6NO2 +H2SO4 + 2H2O

Quesito 2. Nella seguente reazione: 2 NaBr + 2 H2SO4 + MnO2 → Br2 + MnSO4 + 2 H2O + Na2SO4 quale massa di bromo può essere prodotta dalla reazione di 2,10 g di NaBr e 9,42 g di H2SO4? Soluzione: nNaBr = 2,10 g / 102,9 g·mol-1 = 0,0204 mol nH2SO4 = 9,42 g / 98,08 g·mol-1 = 0,0960 mol il rapporto stechiometrico tra NaBr e H2SO4 è 1:1 mentre quello effettivo è 0,0204:0,0960 = 0,212 < 1 quindi NaBr è il reagente limitante nBr2 = nNaBr /2 = 0,0204 mol /2 = 0,0102 mol mBr2 = 0,0102 mol·159,8 g·mol-1 = 1,63 g

Quesito 3. A 5,00 g di un composto organico non elettrolita viene aggiunto tanto decano (C10H22) da formare 3,51 litri di soluzione. La pressione osmotica a 25 °C risulta uguale a 0,00597 atm. Calcolare il peso molare della sostanza organica.

Soluzione: Se con mB si indica la massa del composto organico, il suo peso molare è:

( ) ( )

( ) ( ) moleg

latm

KKmole

atmlg

VRTmPMTOT

B 583851,300597,0

2980821,000,5=

×

°×

°×××

==π

.

Quesito 4. Calcolare il calore che si sviluppa quando 4,20 l di H2, misurati alla pressione di 200 atm e alla temperatura di 523 K, reagiscono con un eccesso di N2 sapendo che per la reazione di formazione dell�ammoniaca ½ N2 + 3/2 H2 → NH3 ∆H = - 46,19 kJ/mol.

Soluzione: Le moli di H2 che reagiscono sono: n = PV/RT = 200·4,20 / 0,0821·523 = 19,6 mol di H2 Dalla stechiometria della reazione si osserva che: nNH3/1 = nH2/(3/2) pertanto nNH3 = 13,1 moli Il calore sviluppato sarà: q = 13,1 mol·46,19 KJ/mol = 605 KJ

Quesito 5. A 986 ºC la costante di equilibrio della reazione: H2 + CO2 CO + H2O vale 1.6. Calcolare le moli di ciascun componente all�equilibrio quando si pongono a reagire 3 moli di H2 e 2 moli di CO2

Soluzione: All�equilibrio si avranno x moli di CO e x di H2O, 3 - x moli di H2 e 2 - x moli di CO2:

Kn = 1.6 ( )( ) pxc

2K K K

x2x-3x ===

−=

da cui risolvendo si ha x = 1.333 mol Per cui nH2 = 1.666 mol, nCO2 = 0.666 mol, nCO = nH2O = 1.333 mol

Quesito 6. 5,80 g di NH4Cl sono sciolti in tanta acqua da ottenere un litro di soluzione. Si calcoli il pH della soluzione. Kb (NH3) = 1.85*10-5 Soluzione: Il cloruro d�ammonio si scioglie completamente. Lo ione ammonio in acqua si comporta da acido secondo la seguente reazione di equilibrio NH4

+ + H2O NH3 + H3O+ n NH4Cl = massa(NH4Cl) /PM (NH4Cl) = 5.80 g / 53.5 g mol-1 = 0.108 mol Cs = n NH4Cl / V (l) = 0.108 mol / 1 l = 0.108 M [H+] = (Kw * Cs / Kb)1/2 = 7.60 * 10-6 M pH = -log [H+] = 5.12 La formula che fornisce la concentrazione di ioni idrogeno si ricava tenendo conto delle approssimazioni che sono: dissociazione trascurabile dell�acqua e [NH4

+]>>[H+]>>10-7M.

Quesito 7. Quanti e quali e orbitali si trovano al terzo livello energetico (n=3) in un atomo? R.: Un orbitale di tipo s (3s, perché l=0 e m = 0), tre orbitali di tipo p (3p, perché l =1 e m= -1, 0, +1) e cinque orbitali di tipo d (3d, perché l=2, m= -2, -1, 0, +1, +2). Quesito 8. Perché l�idrogeno elementare esiste come H2 e l�elio elementare come He? R.: L�atomo di idrogeno ha configurazione elettronica 1s1 ed il suo livello elettronico esterno non è completo, pertanto nella molecola H2 ogni atomo si trova intorno due elettroni, ed è come se ognuno avesse completato il proprio livello elettronico esterno. L�atomo di elio ha configurazione elettronica 1s2 ed il suo livello elettronico esterno è completo, pertanto non ha alcuna tendenza a cedere o ad acquistare elettroni nella formazione di legami covalenti. Quesito 9. Definire l�energia di prima ionizzazione. R.: È l�energia necessaria a rimuovere un elettrone da un atomo neutro isolato in fase gassosa. Quesito 10. Se il punto di ebollizione di un solvente sale a seguito dell�aggiunta di un soluto non volatile cosa accade alla pressione di vapore?. R.: Un aumento del punto di ebollizione corrisponde ad una diminuzione della pressione di vapore della soluzione rispetto al solvente puro alla stessa temperatura. Quesito 11. Spiegare perchè un diamante è molto più duro rispetto ad un pezzo di grafite. R.: Tutti gli atomi di carbonio di un diamante sono legati tra loro con legami covalenti a formare un reticolo cristallino tridimensionale, ed hanno ibridazione sp3. La grafite è formata da piani di atomi di carbonio sovrapposti. In ogni piano gli atomi di carbonio, con ibridazione sp2, sono legati tra loro con legami covalenti. I piani della grafite sono legati tra loro da forze di van der Waals, più deboli dei legami covalenti, e possono scivolare l�uno sull�altro. Quesito 12. Una reazione esotermica è sempre una reazione spontanea? R.: In una reazione spontanea ∆G = ∆H � T ∆S < 0. Se la reazione è esotermica ∆H<0 per cui essa sarà spontanea se T ∆S >∆H. Quesito 13. Spiegare perché i metalli sono buoni conduttori di elettricità e di calore. R.: Il legame metallico si instaura tra tutti gli atomi di un pezzo di metallo mediante condivisione degli elettroni più esterni. Gli elettroni più esterni non sono localizzati tra due atomi, ma sono liberi di muoversi in tutto il pezzo del metallo, e pertanto possono trasportare rapidamente ed efficacemente sia energia cinetica (calore) che carica elettrica (sotto l�effetto di una modesta differenza di potenziale elettrico). Quesito 14. Nella reazione all�equilibrio 3A (g) B (g) + 2C (g) viene aumentata all�improvviso la pressione a temperatura costante mediante una riduzione del volume. Da quale lato si sposta la reazione? Motivare la risposta. R.: La reazione non si sposta da nessun lato e la posizione dell�equilibrio rimane invariata in quanto non c�è variazione del numero di moli di gas passando da sinistra a destra o da destra a sinistra. ∆ν=(b+c) � a = (2+1)-3=0. Quesito 15. Il potenziale Eo di una semicoppia viene misurato in condizioni standard. Come si calcola il potenziale in condizioni diverse da quelle standard? R.: In condizioni diverse da quelle standard il potenziale di riduione di una semicoppia si calcola mediante l�equazione di Nernst, che consente di prendere in esame temperature diverse da 25°C, concentrazioni di soluti, pressioni parziali di gas e attività di specie solide non unitarie.



Quesito 1. Bilanciare la seguente equazione redox in ambiente basico col metodo delle semireazioni:

Fe(OH)2(s) + H2O2(aq) ! Fe(OH)3(s)

Soluzione: Rid. Fe2+ ! Fe3+ + e- x 2

+2 +3 Ox. H2O2

+ 2 e- ! 2 OH- x 1 ... -1 -2

Totale (forma ionica): 2 Fe2+ + H2O2 !2 Fe3+ + 2 OH- Forma Molecolare: 2 Fe(OH)2 + H2O2 !2 Fe(OH)3 Quesito 2. Il nitrato di piombo si decompone per riscaldamento secondo la seguente reazione:

2223 42)(2 ONOPbONOPb ++→ Calcolare la massa di ciascun prodotto che si forma dalla decomposizione di 100 g di nitrato. Soluzione: Moli di Pb(NO3)2 = 100 g/331.2 g/mol = 0.302 mol Dalla stechiometria della reazione, abbiamo che per ogni mole di nitrato che si decompone si forma una 1 di PbO , 2 moli di NO2, ½ mole di O2. Quindi, la massa di ciascun prodotto di reazione è: m(PbO) = gmol

gmol 4.67223302.0 =×

m(NO2) = gmolgmol 8.270.46302.02 =××

m(O2) = gmolgmol 83.40.32302.05.0 =××

Quesito 3. Si calcoli il valore dell�entalpia standard di formazione del propene: 3C + 3H2 → C3H6 dai seguenti dati: a) C + O2 → CO2 ∆Hf(CO2) = -393,5 kJ/mol b) H2 + ½ O2 →H2O ∆Hf(H2O) = -241,84 kJ/mol c) C3H6 + 9/2 O2 → 3CO2 + 3H2O ∆Hr= -2092 kJ/mol Soluzione: ∆Hf(C3H6) = 3a + 3b � c = 3 (-393,5) + 3 (-241,84) + 2092 = 186,98 kJ/mol

Quesito 4. In 350 ml di soluzione acquosa sono contenuti 3,00 g di cloruro di sodio. Determinare la pressione osmotica a 0°C. Soluzione: Il composto NaCl si dissocia in acqua dando origine agli ioni Na+ e Cl � dunque si liberano 2 particelle in soluzione πV=nRTν ; 0,35π = (3,00/58,44) · 0,082· 273· 2 ; π = 6,57 atm Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione satura di Fe(OH)2. Kps[Fe(OH)2]=1,6*10-14 Soluzione:

−+ +⇔ OH2F)OH(F 2e2e

; Kps=[Fe2+][OH-]2

[OH-]=2·[Fe2+] per cui [Fe3+] = (Kps/4)1/3 = 1,6·10-5 mol/l [OH-]=2·[Fe2+]=3.2*10-5 mol/L; pOH=4,5; pH=pKw-pOH=9.5 Quesito 6. Scrivere le semireazioni, indicare anodo e catodo e calcolare la f.e.m a 25° della pila: Zn/Zn2+ (0.5 M)//Ag+ (0.4 M)/Ag, sapendo che E0 Zn2+/Zn=-0.76V; E0 Ag+/Ag=0.80V Soluzione: Molto probabilmente la reazione di riduzione (catodo) interesserà lo ione Ag+ perché ha una E° molto maggiore dello ione Zn2+: Ag+ (aq) + e- → Ag(m) La reazione di ossidazione sarà: Zn(m)→ Zn2+

(aq) + 2e-

∆E= E0cat- E0

anodo � 0.0591/2 log[Zn2+]/[Ag+]2= 0.80+ 0.76 � 0.0591 1/2 log[0.5]/[0.4]2=1.545 V

Quesito 7. In natura il litio si trova come ione Li+ oppure come ione Li2+? Spiegare. R.: In natura il litio si trova come ione Li+. Il litio ha numero atomico 3, pertanto Li+ ha due elettroni con configurazione elettronica 1s2. Avendo il primo livello completo Li+ è uno ione stabile, mentre lo ione Li2+ avrebbe configurazione 1s1, e quindi una fortissima tendenza ad acquistare un elettrone.

Quesito 8. Qual è l�origine del legame π? R.: Il legame π si forma per sovrapposizione in fase, con assi paralleli, degli orbitali p di due atomi adiacenti.

Quesito 9. Quando un legame covalente è polare e quando non lo è? R.: La polarità di un legame dipende dalla elettronegatività dei due atomi coinvolti. Maggiore è la differenza delle elettronegatività e maggiore è la polarità del legame covalente. (Quando la differenza di elettronegatività è maggiore di circa 1,5 � 2,0 unità il legame si può considerare di tipo ionico). Quesito 10. Ricavare le dimensioni della costante dei gas R partendo dall�equazione di stato dei gas perfetti. R.: PV= nRT. R=PV/nT, quindi le dimensioni sono: [R]≡ massa·lunghezza2 tempo-2/quantità di materia·temperatura. Le unità di misura più comuni risultano [R]≡litri atm / mol K.

Quesito 11. Dare una spiegazione a livello microscopico e a livello macroscopico di cosa accade se si fornisce calore ad un gas in un recipiente chiuso (a volume costante). R.: La somministrazione di calore fa aumentare la temperatura (del gas). Dalla teoria cinetica dei gas, per una mole di gas perfetto monoatomico, T = 2 Ecin/3R = M v2/3R dove Ecin è l�energia cinetica totale delle molecole, R = costante universale dei gas, M = massa molare del gas e v = velocità media delle molecole. Da questa equazione si deduce che l�aumento della temperatura fa aumentare l�energia cinetica delle molecole che significa una maggiore velocità. Quesito 12. Sciogliendo in acqua il cloruro di calcio anidro la soluzione si riscalda. Discutere i vari contributi all�entalpia di soluzione. R.: Quando un soluto si scioglie in un solvente la variazione di energia (a pressione costante) del sistema soluto-solvente è il ∆H di soluzione: ∆H soluz = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 dove ∆H1 > 0 e ∆H2 > 0 sono le variazioni di entalpia relative all�allontanamento di una mole di particelle del soluto e del solvente e ∆H3 <0 è l�entalpia dovuta alle interazioni soluto � solvente. Nel caso del CaCl2 gli ioni Ca2+ e Cl- vengono idratati dall�acqua (solvente polare) liberando energia perché (in valore assoluto) ∆H3 > (∆H1 + ∆H2).

Quesito 13. L�ammoniaca è una base di Lewis. Perché? R.: Perché l�azoto nell�ammoniaca (NH3) ha un doppietto elettronico non condiviso che può essere messo a disposizione di un acido di Lewis.

Quesito 14. Cosa significa comportamento anfotero? Riportare almeno un esempio. R.: Una sostanza anfotera si comporta da acido con una base più forte, e da base con un acido più forte. Es.: H2O, Zn(OH)2, Al(OH)3, H3BO3. Quesito 15. Spiegare come viene utilizzata la tabella dei potenziali standard di riduzione per prevedere se una reazione redox all�equilibrio è più spostata da un lato o dall�altro. R.: La coppia redox con il più alto potenziale di riduzione è quella che prevale sull�altra. Pertanto, all�equilibrio, la reazione sarà spostata da quella parte dove compare la specie ridotta della coppia con il potenziale di riduzione maggiore.



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione in ambiente acido col metodo delle semi-reazioni:

HBiO3 + S = BiCl3 + SO2 + H2O.

Soluzione: Riduzione: BiO3

– + 6H+ + 2e– → Bi3+ + 3H2O ×2 Ossidazione: S + 2H2O → SO2 + 4H+ + 4e– ×1 2BiO3

– + 12H+ + 4e– + S + 2H2O → 2Bi3+ + 6H2O + SO2 + 4H+ + 4e–

da cui, semplificando e completando: 2HBiO3 + S + 6HCl = 2BiCl3 + SO2 + 4H2O.

Quesito 2. Un composto ha dato all’analisi la seguente composizione percentuale: N 28,16%, H 8,12%, P 20,79%; O 42,93%. Calcolare la formula minima del composto.

Soluzione: Si prendono come riferimento per i calcoli 100 g del composto

massa/g n/moli n/nmin

N 28,16 2,010 2,995 H 8,12 8,06 12,0 P 20,79 0,6712 1 O 42,93 2,683 3,997

La formula minima del composto è N3H12PO4. Quesito 3. La densità alle condizioni standard di un gas A è esattamente il doppio della densità a 423 K e 1 atm di una sostanza gassosa B. In quali rapporti stanno i pesi molecolari dei due gas A e B?

Soluzione: Punto di partenza è l’equazione di stato dei gas perfetti:

PV = nRT. Manipolandola in maniera opportuna è possibile ottenere una equazione che lega tra di loro la densità del gas con il suo peso molecolare:

d = PM (P/RT). Questa espressione può essere scritta sia per il gas A che per quello B:

1.29BPMAPM

1.55PMPM

TT

PMPM

dd

RTPPMd

RTPPMd

B

A

A

B

B

A

B

A

BBB

AAA

=→⋅=⋅=→

⎪⎪⎭

⎪⎪⎬

⎫

=

=

Quesito 4. Qual è la temperatura di congelamento di una soluzione di saccarosio (PM = 342 g/mol, non elettrolita) al 2.00 % in peso? Kcr (H2O) = 1.86 kg K / mol.

Soluzione: ∆Tcr = Kcr m dove m = nsoluto / kgsolvente

Per passare dalla concentrazione espressa come percentuale in peso alla molalità è necessario considerare che

100 g di soluzione = 2 g di soluto + 98 g di solvente. n di soluto = 2 g / 342 g/mol = 5,85·10-3 mol m =5,85·10-3 molsoluto / 0,098 kgsolvente = 0,0597 m

quindi: ∆Tcr = 1.86 kg K /mol × 0,0597 mol/kg = 0.111 K da cui infine: Tc = 0°C- 0.111 °C = – 0.111 °C.

Quesito 5. 0,500 moli di PCl5 sono messi a reagire in un recipiente chiuso della capacità di 2,00 litri a 487 °C, secondo la seguente reazione in fase gassosa: PCl5 PCl3+Cl2 Kc = 33,3. All’equilibrio quale è la pressione nel recipiente?

Soluzione: PCl5 PCl3+Cl2

[conc] iniz. 0,250 0 0 [conc] equil. 0,250-x x x

Il valore dell’incognita x è calcolabile dall’espressione della costante di equilibrio:

0,248mol/lx33,3x0,250

x][PCl

]][Cl[PClK

2

5

Quindi: [PCl

23c =→=

−==

3]eq = [Cl2]eq = 0,248 M; [PCl5]eq = 0,002 M. La pressione finale nel recipiente viene calcolata mediante l’equazione di stato dei gas perfetti: 31,07atm7600,0821498,0RTc

VRTnP .

tottot =⋅⋅===

Quesito 6. Calcolare quanti milligrammi di Ag+ sono sciolti in 100 ml di una soluzione satura di AgOH (Kps = 1,5 10-8).

Soluzione: AgOH Ag+ + OH- Kps= [Ag+] [OH-] = 1,5 10-8

Dall’espressione del Kps è possibile determinare la [Ag+]: [Ag+] = [OH-] = (Kps)1/2 =1,22·10-4 M da cui, poichè si tratta di 100 ml di soluzione è possibile calcolare le moli di Ag+: n (Ag+) = 1,22·10-4 mol/dm3 × 0,1 dm3 = 1,22·10-5 mol e mediante il peso molare di Ag: m(g) = n PM = 1,22 10-5 mol · 107,9 g/mol = 1,32·10-3 g = 1,32 mg. Quesito 7. Che cos’è la carica nucleare (z) di un atomo? R.: E’ un numero pari al numero dei protoni (carichi positivamente) presenti nel nucleo, e coincide con il numero atomico dell’atomo. Quesito 8. Quale legame chimico si trova nella sostanza CO? Giustificare brevemente la risposta. R.: Poiché C e O hanno elettronegatività (2,5 e 3,5) tali che la differenza di elettronegatività è pari a 1, il legame che tiene legati gli atomi di C ed O è di tipo covalente polare. Quesito 9. Ci sono più atomi di ossigeno in 1,000 kg di SO3 o in 1,000 kg di H2SO3? Motivare brevemente la risposta. R.: Per entrambe le sostanze il numero di moli di atomi di ossigeno è pari al triplo del numero di moli di sostanza. Poiché la massa molare di SO3 è più bassa della massa molare di H2SO3, il numero di moli di atomi di O è maggiore in 1,000 kg di SO3. Quesito 10. Il tetracloruro di carbonio CCl4 è più solubile in acqua o in esano CH3CH2CH2CH2CH2CH3? Giustificare brevemente la risposta. R.: Il tetracloruro di carbonio CCl4 è una molecola apolare, e quindi è più solubile nell’esano (solvente apolare) rispetto che nell’acqua (solvente polare). Quesito 11. La reazione in fase gassosa A 2B è all’equilibrio. Giustificare se la costante di equilibrio si modifica o meno e in quale direzione si sposta l’equilibrio se raddoppia il volume? Motivare brevemente la risposta? R.: La costante di equilibrio è funzione solo della temperatura. Quindi, raddoppiando il volume l’equilibrio si sposta a destra, ma la costante di equilibrio non cambia il suo valore, poiché il tutto avviene in condizioni isoterme. Quesito 12. In quale circostanza una sostanza è detta elettrolita? R.: Quando in soluzione è dissociata in ioni, anche parzialmente. Quesito 13. Che effetto ha il raffreddamento su un campione di gas? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’equazione di stato dei .gas perfetti dice che PV = nRT. Ora, se si raffredda una certa massa di gas, poiché il numero di moli n non cambia ed R è costante, il prodotto PV deve necessariamente diminuire. Tutto ciò, tradotto in un piano PV, si manifesta con un abbassamento dell’iperbole rappresentante l’andamento grafico dell’equazione PV = K (T) che è la legge di Boyle. Quesito 14. Spiegare brevemente perché i metalli sono buoni conduttori di calore. R.: In un metallo i vari atomi sono legati tra di loro con legami di tipo metallico, che per definizione è un legame di tipo delocalizzato. Come conseguenza di ciò, schematicamente un metallo può essere rappresentato come un insieme di cationi immerso in un mare di elettroni praticamente liberi di muoversi. Proprio all’elevata mobilità di questo mare di elettroni è dovuta l’ottima conducibilità termica dei metalli. Quesito 15. Una soluzione di NH4NO3 è acida, basica o neutra? Motivare brevemente la risposta. R.: In nitrato di ammonio NH4NO3 è un sale che in acqua si dissocia in ioni NH4

+ ed NO3-.

Ora, lo ione ammonio NH4+ è l’acido coniugato della base debole ammoniaca NH3, per cui è

una acido mediamente forte, mentre lo ione nitrato NO3- è la base coniugata dell’acido forte

HNO3, per cui è un base molto debole. Quindi una soluzione di nitrato di ammonio risulta essere acida.


Compito di CHIMICA del 06-04-2004 (A) (Nuovo Ordinamento) Archivio

Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione, in ambiente basico, con il metodo delle semireazioni (o ionico-elettronico):

Fe(OH)2 + Na2SO4 → Fe(OH)3 + SO2.Soluzione: Ossidazione: Fe2+ → Fe3+ + e– ×2 Riduzione: SO4

2– + 2e– + 2H2O → SO2 + 4OH– ×1 2Fe2+ + SO4

2– + 2e– + 2H2O → 2Fe3+ + 2e– + SO2 + 4OH– In forma molecolare (completando): 2 Fe(OH)2 + Na2SO4 + 2H2O → 2 Fe(OH)3 + SO2 + 2NaOH.

Quesito 2. Calcolare la percentuale in peso di ogni elemento presente nel composto Al2(SO4)3. Soluzione: Per il solfato di alluminio Al2(SO4)3 la massa molare è pari a 342,2 g/mol. La percentuale in peso degli elementi si può calcolare nel modo seguente:

15,77%100g/mol 342,2g/mol) (26,98 2100

MMMM(Al) 2%Al

composto

=×=×=

28,12%100g/mol 342,2g/mol) (32,07 3100

MMMM(S) 3%S

composto

=×=×=

56,11%100g/mol 342,2

g/mol) (16,00 12100MM

MM(O) 12%Ocomposto

=×=×=

Quesito 3. Determinare il volume di una soluzione di HNO3 al 20,00% in peso (densità = 1,460 g/mL) che deve essere prelevato per preparare 425,0 mL di una soluzione in cui la concentrazione dell’acido è 1,000 mol/L. Soluzione: Si consideri la soluzione finale con [HNO3]f = 1,000 M. n(HNO3) = [HNO3]f ⋅ Vf = 1,000 [mol⋅L–1]⋅ 0,4250 [L] = 0,4250 mol Si può calcolare la massa del solo HNO3m(HNO3) = n(HNO3)⋅ MM(HNO3) = 0,4250 [mol] ⋅ 63,011 [g⋅mol–1]= 26,78 g m(soluzione)i = m(HNO3)⋅100 / 20,00 = 26,78 [g] ⋅ 100 / 20,00 = 133,9 g V(soluzione)i = m(soluzione)i / densità(soluzione)i= 133,9[g]/1,460[g⋅ml–1] = 91,71 mL Quesito 4. Una soluzione ottenuta sciogliendo 3,00 g di un non elettrolita in 120 g di acqua congela a –0,801°C. La costante crioscopica dell’acqua è 1,86 °C kg mol–1. Calcolare il peso molare del non elettrolita. Soluzione: L’abbassamento crioscopico è: ∆T= 0-(-0,801)= 0,801 °C Indichiamo con NE il non elettrolita. ∆T=Kcr [NE], [NE] =

O)m(H1

MM(NE)m(NE)

2

×

sostituendo in ∆T, si ottiene: ∆T=

O)m(HMM(NE)(NE) mK

2

cr

⋅⋅

da cui MM(NE)=

O)m(H∆Tm(NE)K

2

cr

⋅⋅ =

(kg)10120C)0,801(3,00(g)kg/mol) C1,86(

_3×⋅°⋅° = 58,1 g/mol

Quesito 5. Calcolare il pH determinato dall’aggiunta di 49,0 mL di NaOH 0,1000 M a 50,0 mL di HCl 0,1000 M. Soluzione: Il numero delle moli iniziali di OH– è: n0(OH–) = 0,0490 L (0,1000 mol/L) = 4,90 x 10-3

il numero delle moli iniziali di H+ è : n0(H+) = 0,0500 L (0,1000 mol/L) = 5,00 x 10-3molessendo una reazione di neutralizzazione rimangono dunque ioni H+

n(H+) = 5,00 x 10-3- 4,90 x 10-3= 1,0 x 10-4 mol Conseguentemente la concentrazione di H+ è: [ H+] = 1,0 x 10-4 mol/ 0,0990 L = 1,00 x 10-3 M pH = -log[ H+] = 3.0

Quesito 6. Calcolare la f.e.m. (a 25 °C) di una pila in cui un elettrodo standard a idrogeno è collegato ad una semicella Ni/Ni2+ (10-3 M). [E°(Ni2+/Ni) = -0,25 V]

Soluzione: Applicando l’equazione di Nernst al singolo semielemento si ricava:

[ ] V0,3410

1log2

0,05920,25Ni

1log2

0,0592/Ni)(NiE/Ni)E(Ni 3222 −=⋅−−=⋅−°=

−+++

E(Ni2+/Ni) < E(H+/H2) = 0, pertanto nella semicella con il nichel avverrà l’ossidazione (anodo). f.e.m. = Ec – Ea = 0- Ea = - (-0,34) = 0,34 V Quesito 7. Quanti e quali valori del numero quantico ml esistono per un elettrone in un atomo con numero quantico l = 3? Giustificare brevemente la risposta. R.: Un elettrone con numero quantico l = 3 si trova in un orbitale di tipo f. Ci sono 7 possibili valori del numero quantico ml, pari a -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, corrispondenti ai 7 orbitali f. Quesito 8. Spiegare brevemente come e perché varia l’elettronegatività lungo un periodo della tavola periodica. R.: Se consideriamo un periodo della tavola periodica, si ha un aumento della elettronegatività da sinistra verso destra, fino all’alogeno (l’ultimo elemento – gas nobile – non ha elettronegatività). Ciò è dovuto alla sempre minore efficacia della schermatura della carica nucleare da parte degli elettroni esterni, che determina un aumento della efficacia con la quale gli elettroni esterni – di legame – sono trattenuti dall’atomo. Quesito 9. Per la reazione A(g) B(g) da che parte si sposta l’equilibrio a seguito di un aumento di pressione? Motivare brevemente la risposta. R.: L’equilibrio non si sposta, dal momento che uno spostamento della posizione dell’equilibrio non provoca alcun cambiamento nel numero di molecole di gas. Quesito 10. Descrivere brevemente la differenza tra C(grafite) e C(diamante). R.: Nella grafite il carbonio ha ibridizzazione sp2 e forma piani con cicli di 6 atomi di C condensati. Ogni atomo di C forma 3 legami a 120°, e mette a disposizione 1 elettrone in 1 orbitale p non ibridato per formare orbitali molecolari π estesi a tutto il piano. La mancanza di legami chimici tra i vari piani di atomi di C consente loro di scorrere: la grafite è quindi un lubrificante. Nel diamante gli atomi di C hanno ibridazione sp3 (geometria tetraedrica) e ciascuno è legato ad altri atomi di C con legami di tipo σ. Pertanto il cristallo di diamante ha struttura tridimensionale. Quesito 11. Un acido HA ha Ka = 10–5. Un altro HX ha Ka = 10–6. Quale dei due acidi è più forte? Motivare la risposta. R.: È più forte l’acido HA perché la sua costante acida è maggiore. Quesito 12. Una reazione esotermica è sempre spontanea? Motivare la risposta. R.: Una reazione è spontanea se si ha una diminuzione dell’energia libera di Gibbs: ∆G = ∆H – ∆ (TS) < 0 ∆ (TS) > ∆H. La condizione ∆Η < 0 potrebbe non essere sufficiente se ∆TS ≤ ∆H. Quesito 13. L’acqua a pressione e temperatura standard è un liquido, mentre H2S è un gas. Spiegare brevemente il perché. R.: La polarità dei legami O–H è tale da consentire l’instaurarsi di legami a idrogeno tra diverse molecole di acqua: sono necessarie temperature elevate (100°C) per l’ebollizione dell’acqua. La polarità dei legami S–H è invece troppo bassa, non ci sono legami a idrogeno tra le molecole di H2S, e la sostanza bolle a una temperatura sotto lo 0°C. Quesito 14. Per la reazione di riduzione MnO4

– + 5e– + 8H+ Mn2+ + 4H2O come cambia il potenziale di riduzione dello ione MnO4

– se il pH aumenta? Spiegare. R.: All’aumentare del pH la concentrazione di H3O+ diminuisce e il potenziale di riduzione della semicella MnO4

– / Mn2+ diminuisce. Lo si può ricavare attraverso l’equazione di Nernst, oppure mediante il principio di Le Chatelier: se consideriamo la sola semireazione in esame, una diminuzione nella concentrazione dello ione H+ sposterà l’equilibrio verso sinistra, cioè diminuirà la tendenza dello ione MnO4

– a ridursi a ione Mn2+. Quesito 15. Usando la formula relativa all’innalzamento ebullioscopio ∆Teb dedurre le dimensioni della costane ebullioscopica Keb. R.: In una soluzione contenente n numero i di soluti: u

[ ]∑⋅=i

ebeb iK∆T

[∆Teb] = [Keb]·[i] ↔ [Keb]= [∆Teb]/ [i] = ⎥⎦⎤

⎢⎣⎡ ⋅°

=⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡ °mole

kgCmol/kg

C



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione in ambiente basico col metodo delle semi-reazioni:

KOH + KBrO3 + MnO2 → KBr + KMnO4. Soluzione: Riduzione: BrO3

– + 6e– + 3H2O → Br– + 6OH– ×1 Ossidazione: MnO2 + 4OH– → MnO4

– + 3e– + 2H2O ×2 BrO3

– + 6e– + 3H2O + 2MnO2 + 8OH– → Br– + 6OH– + 2MnO4– + 6e– + 4H2O

da cui, semplificando e completando: KBrO3 + 2MnO2 + 2KOH → KBr + 2KMnO4 + H2O.

Quesito 2. Data la reazione (da bilanciare)

P4 + Cl2 → PCl3calcolare la massa di cloruro di fosforo che si ottiene facendo reagire 450 g di Cl2 con 100 g di P4. Soluzione: La reazione bilanciata è:

P4 + 6 Cl2 → 4 PCl3

n (P4) = g/mol123.9

g100 = 0,807 mol; n (Cl2) = g/mol70.91g450 = 6,35 mol

rapporto stechiometrico: n (Cl2)/ n(P4) = 6 rapporto effettivo: n (Cl2)/ n(P4) = 7.9 per cui Cl2 è in eccesso e P4 è il reagente limitante.

P4 Cl2 PCl3

nin [mol] 0,807 6,35 0 nreag [mol] 0,807 4,84 3,23 nfin [mol] 0 1,51 3,23 mfin [g] 0 106,9 443,2

Quesito 3. 3,60 grammi di una sostanza gassosa occupano un volume di 1,98 L, a 25,0 °C e alla pressione di 1,00 atm. Calcolare il peso molare del gas. Soluzione Dall’equazione di stato dei gas si ha: n = PV/RT = (1,00 atm·1,98 L)/(0,0821 atm L mol-1 K-1·298 K) = 8,09·10-2 mol PM = m/n = 3,6 g / 8,1 10-2 mol = 44,46 g/mol Quesito 4. Calcolare quanti chili di glicol etilenico (C2H6O2) occorre sciogliere in 5,000 kg di acqua per abbassare il punto di congelamento dell’acqua a -10,00°C (alla pressione di 1,000 atm). Kcr (H2O) = 1,853 K kg mol-1. Supporre che la soluzione si comporti in maniera ideale. Soluzione: L’abbassamento crioscopico è: ∆T= 0°C -(-10,00°C)= 10,00 °C = 10,00 K ∆T = Kcr · m

m =

crK∆T =

1-mol kgK 1,853K 10,00 = 5,397 mol kg-1 =

kg 5,000)OHPM(C

)OHmassa(C262

262

da cui massa(C2H6O2) = 1675 g = 1,675 kg. Quesito 5. Una soluzione è ottenuta miscelando 1,000 L di una soluzione di HNO2 0,100 M (Ka = 4,50·10-4) con 1,000 L di una soluzione di NaOH 0,050 M. Calcolare il pH della soluzione finale. Soluzione: Si aggiunge un acido ad una base, ha luogo la seguente reazione di neutralizzazione:

HNO2 + OH– → NO2– + H2O

nin 0,100 0,050 0 / nfin 0,050 0 0,050 / Quindi, al completamento della reazione di neutralizzazione i 2,000 L di soluzione ottenuti conterranno 0,050 moli dell’acido debole HNO2 e 0,050 moli della sua base coniugata NO2

–. Si tratta quindi di una soluzione tampone. L’equilibrio in soluzione è il seguente:

HNO2 + H2O H3O+ + NO2–

Risolvendo si ottiene: 4

302

023

2

23a 104,46]OH[

]HNO[]NO[]OH[

]HNO[]NO[]OH[K −+

−+−+

⋅=⇒⋅

≅⋅

=

da cui: pH = 3.35. Quesito 6 Calcolare la f.e.m. di una pila Cu-Zn sapendo che la concentrazione di Cu2+ è 1,00·10-3 M, quella di Zn2+ è 0,1 M e che Eo

Cu2+

/Cu= 0,34 V e Eo

Zn2+

/Zn= -0,76 V. Giustificare quale è il catodo e quale è l’anodo.

Soluzione La pila in questione può essere schematizzata come segue: Cu / Cu2+ 1,00·10-3M // Zn2+ 0,1 M / Zn Dai potenziali standard di riduzione si può assumere che all’elettrodo di Cu avvenga la semireazione di riduzione, mentre all’elettrodo di Zn avviene l’ossidazione: Cu2+ + 2e– Cu ×1 Zn Zn2+ + 2e– ×1 Cu2+ + Zn Cu + Zn2+

Mediante l’equazione di Nernst è possibile calcolare i potenziali di cella: E Cu

2+/Cu= 0,34 + 0,059/2 log [Cu2+]= 0,34+0,059/2 log 10-3 = 0,25 V

E Zn2+

/Zn = -0,76 + 0,059/2 log [Zn2+]= -0,76 +0,059/2 log 10-1= -0,79V Per cui, la f.e.m. = Ec - Ea = 0,25 - (-0,79) = 1,04 V. L’anodo è lo zinco poiché ha potenziale minore; esso pertanto si ossida.

Quesito 7. Quanti neutroni sono contenuti nell’atomo 96Mo? Giustificare brevemente la risposta. R.: Il molibdeno (num. atomico 42) possiede 42 protoni e pertanto nel nucleo dell’isotopo 96Mo ci sono 96-42 = 54 neutroni.

Quesito 8. Quale tipo di legame chimico tiene legati gli atomi nella sostanza CO? R.: C ed O hanno elettronegatività simile, per cui nella molecola CO vengono condivisi elettroni per formare legami covalenti.

Quesito 9. In quali condizioni (P, V, T, d) un gas può essere considerato ideale? Motivare brevemente la risposta. R.: Le ipotesi fondamentali su cui si base il modello di gas ideale sono due: 1) particelle puntiformi; 2) assenza di interazioni tra le particelle. La prima ipotesi implica che il volume occupato dalle particelle di gas VP sia trascurabile rispetto al volume del contenitore V, ipotesi rispettata quando la P è bassa (PV = cost → V elevato). Le seconda ipotesi è valida quando l’energia potenziale delle particelle è trascurabile rispetto a quella cinetica 3/2 KT, cioè quando la T è alta. Ora, tenendo conto che la densità di un gas d = PM (P/RT) le due ipotesi precedenti implicano che un gas ideale è un gas poco denso.

Quesito 10. Data una generica reazione all’ equilibrio:

A + B C + D cosa succede se si aggiunge prodotto C? Motivare brevemente la risposta. R.: La perturbazione di un sistema all’equilibrio induce il sistema a ritornare in una nuova posizione di equilibrio in cui l’effetto della perturbazione viene ridotta (principio di Le Chatelier). In questo caso l’equilibrio si sposta a sinistra.

Quesito 11. CCl4 è un solvente apolare, l’acqua è un solvente polare. La sostanza I2 è più solubile in CCl4 o in H2O? Giustificare brevemente la risposta. R.: Poiché I2 è una molecola apolare, risulta più solubile nel solvente apolare CCl4.

Quesito 12. Il pH di una soluzione acquosa di nitrato di ammonio (NH4NO3) è acido, basico o neutro. Giustificare brevemente la risposta. R.: Il nitrato di ammonio si scioglie in soluzione dissociandosi in ione nitrato NO3

– e ione ammonio NH4

+. Li ione NO3– non reagisce con l’acqua perché è la base coniugata dell’acido

forte HNO3. Lo ione ammonio è l’acido coniugato della base debole ammoniaca NH3 ed in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

per cui la soluzione risulta acida.

Quesito 13. Due soluzioni di un litro, contenenti una KBr e l’altra Ca(NO3)2, hanno la stessa pressione osmotica. In quale delle due soluzioni c’è il maggior numero di moli di sostanza? Motivare brevemente la risposta. R.: KBr è un elettrolita forte, che si dissocia completamente in K+ e Br–. Il nitrato di calcio Ca(NO3)2 è un elettrolita forte che si dissocia in tre particelle. Per avere lo stesso numero di particelle in soluzione è necessaria un maggior numero di moli di KBr.

Quesito 14. L’idrossido di magnesio Mg(OH)2 è un composto poco solubile in acqua. Dire se tale sostanza è più solubile in una soluzione 1M di HCl o in una soluzione 1M di NaOH. Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché l’idrossido di magnesio si dissocia in acqua secondo la reazione di equilibrio

Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH–

esso risulta più solubile nella soluzione di HCl, con minore [OH-].

Quesito 15. Come si misura la forza di una base in soluzione acquosa? R.: La forza di una base si misura dal valore della costante di equilibrio della reazione di dissociazione

B + H2O BH+ + OH– ]B[

]OH[]BH[Kb

−+ ⋅=

Più è elevata la Kb, maggiore è la forza della base.



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione redox, in ambiente basico, con il metodo delle semireazioni: KMnO4 + KBr → MnO2 + KBrO3 +KOH Soluzione: MnO4

– + 3e– + 2H2O → MnO2 + 4OH– x2 Br– + 6OH– → BrO3

– + 6e– + 3H2O x1 2MnO4

– + 6e– + 4H2O + Br– + 6OH– → 2MnO2 + 8OH–+ BrO3– + 6e– + 3 H2O

Quindi: 2MnO4

– + Br– + H2O → 2MnO2 + 2OH– + BrO3–

Completando 2 KMnO4 + KBr + H2O → 2MnO2 + KBrO3 + 2KOH Quesito 2. 10,0 grammi di carbonato di calcio (CaCO3) sono fatti reagire con 10,0 grammi di HCl secondo la seguente reazione (da bilanciare):

CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2. Calcolare quanti grammi di CaCl2 si formano e quanti grammi del reagente in eccesso rimangono inalterati. Soluzione: La reazione bilanciata è: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2. nin (CaCO3) = 10,0 g / 100,1 g·mol-1 = 0,100 mol nin (HCl) = 10,0 g / 36,54 g·mol-1 = 0,274 mol Dividendo le moli iniziali per i rispettivi coefficienti stechiometrici e confrontando, CaCO3 è il reagente limitante. Quindi: nfin (CaCl2) = nin (CaCO3) = 0,100 mol m (CaCl2) = 0,100 mol × 110,99 g·mol-1= 11,1 g nfin (HCl) = nin (HCl) – 2 nin (CaCO3) = 0,074 mol m (HCl) = 0,074 mol × 36,54 g·mol-1= 2,7 g. Quesito 3. Calcolare il calore prodotto dalla combustione di 100 L di metano misurati a 298 K e a 10,0 atm, note le seguenti entalpie di formazione:∆Hf°(CH4) = – 21,75 kcal/mol; ∆Hf°(CO2) = – 96,96 kcal/mol; ∆Hf°(H2O(l)) = – 68,36 kcal/mol.

CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) Soluzione: Dalla legge di Hess: ∆HR = ∆Hf°(CO2) + 2 ∆Hf°(H2O(l)) - ∆Hf°(CH4) = -211,93 kcal/mol. Applicando l’equazione di stato dei gas perfetti: nin (CH4) = PV/RT = (10,0·100) / (0,082·298) = 40,9 mol Quindi, il calore di combustione: Q = – nin(CH4) ∆HR = 40,9 mol × 211,93 kcal/mol = 8,67·103 kcal. Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica, a 25°C, della soluzione ottenuta mescolando 1,000 L di soluzione 0,1000 M in NaCl con 1,000 L di soluzione 0,0500 M in CaCl2. Soluzione: n (NaCl) = 1,000 L · 0,1000 M = 0,1000 mol; n (CaCl2) = 1,000 L · 0,0500 M = 0,0500 mol. In soluzione le due specie si dissociano completamente secondo le seguenti reazioni: NaCl(s) → Na+

(aq) + Cl– (aq)

; CaCl2(s) → Ca2+(aq) + 2Cl–

(aq). La concentrazione totale dei soluti in 2 litri di soluzione è la seguente: [Na+] + [Ca2+] + [Cl–] = 0,0500 M + 0,0250 M + 0,1000 M = 0,1750 M

Quindi: π = 0,1750 M · 0,08206 l atm mol-1 K–1 ·298,15 K = 4,28 atm. Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione 0,175 M di HCN (Ka = 1,10·10-10). Soluzione: L’equilibrio di dissociazione di HCN è il seguente: HCN + H2O H3O+ + CN-. Quindi:

0

2

0

2

30

23

][][][][][

HCNx

xHCNx

OHHCNOH

Ka ≈−

=−

= +

+

da cui MHCNKOHx a6

03 1039,4][][ −+ ⋅=⋅==

pH = -log [H3O+] = 5,36. Quesito 6. Calcolare a 25°C la fem della seguente pila: Sn│Sn2+ (0,250M) ║ Pd2+ (0,500M) │Pd sapendo che E° (Pd2+/Pd) = 0,987 V, e E°(Sn2+/Sn) = – 0,137 V.

Soluzione: Poiché non siamo in condizioni standard, bisogna calcolare i potenziali per ogni semicella: E(Pd2+/Pd) = E°(Pd2+/Pd) –0,0592/2 Log (1/[Pd2+]) = 0,987 – 0,009 V = 0,978 V E(Sn2+/Sn) = E°(Sn2+/Sn) –0,0592/2 Log (1/[Sn2+]) = –0,137 –0,018 V = –0,155 V E(Pd2+/Pd) > E(Sn2+/Sn), pertanto l’elettrodo di Pd è il catodo della pila mentre quello di Sn è l’anodo. Le due reazioni redox sono: Rid Pd2+ + 2e– Pd *1 Ox Sn Sn2+ + 2e– *1 Pd2+ + Sn Pd + Sn2+ Quindi: fem = ∆E = 0,978 V – (– 0,155) V = 1,133 V Quesito 7. Sistemare in ordine crescente di affinità elettronica i seguenti elementi: Li, C, F. Motivare brevemente la risposta. R.: L’ordine è Li<C<F. Infatti Li, C e F appartengono tutti allo stesso periodo, e nell’ambito di uno stesso periodo l’energia di prima ionizzazione aumenta da sinistra a destra a causa della diminuzione dell’efficacia della schermatura della carica nucleare. Quesito 8. In base alle configurazioni elettroniche di K e Cl descrivere brevemente quale tipo di legame si forma in KCl. R.: K ha numero atomico Z = 19 (configurazione elettronica esterna 4s1), per cui perde un elettrone e diventa K+, isoelettronico con l’Argon con tutti gli orbitali pieni; Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5), per cui acquista un elettrone e diventa Cl-, isoelettronico con l’Argon con tutti gli orbitali pieni. Le due cariche, una positiva e l’altra negativa, si attraggono con una forza elettrostatica e danno luogo ad un legame ionico, pertanto KCl è un solido ionico. Quesito 9. Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, è maggiore la densità dell’ossigeno (O2) o del biossido di carbonio (CO2)? Motivare brevemente la risposta. R.: Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione due gas ideali contengono lo stesso numero di molecole. Le molecole di CO2 hanno una massa maggiore delle molecole di O2, per cui la densità dell’anidride carbonica è maggiore di quella dell’ossigeno nelle stesse condizioni. Quesito 10. Data la seguente reazione esotermica in fase gassosa: 2 A B spiegare sinteticamente in quale verso si sposta l’equilibrio in seguito ad un aumento di temperatura. R.: Poiché la reazione è esotermica (cessione di calore) un aumento di temperatura comporta, per il principio di Le Chatelier, uno spostamento dell’equilibrio verso i reagenti, cioè nel verso endotermico della reazione, assorbendo così il calore somministrato. Quesito 11. Nella reazione in fase gassosa: A + B → 2C + D, come varia l’entropia? Giustificare la risposta. R.: La reazione provoca un aumento del numero di moli, quindi il disordine molecolare aumenta, e di conseguenza anche l’entropia che ne è una misura quantitativa. Quesito 12. Come è noto in inverno si sparge sale sulle strade per evitare la formazione di ghiaccio. Da un punto di vista prettamente chimico è preferibile spargere n moli di NaCl o n moli di CaCl2? Motivare brevemente la risposta. R.: I due soluti in esame sono elettroliti forti, con la differenza che il primo in soluzione si dissocia in 2 particelle, mentre il secondo in 3. Quindi conviene usare CaCl2 in quanto si ottiene, a parità del numero di moli, un maggiore abbassamento crioscopico. Quesito 13. In una soluzione acquosa di acetato di sodio (CH3COONa) il pH è acido, basico o neutro? Motivare la risposta scrivendo le reazioni che avvengono. R.: Il pH è basico; infatti si libera CH3COO-, base coniugata dell’acido debole CH3COOH. Lo ione sodio, acido coniugato della base forte NaOH, è inerte. CH3COONa → CH3COO– + Na+ CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– Quesito 14. Indicare se PbCl2 (sale poco solubile) è più solubile in acqua pura o in una soluzione acquosa di KCl (eletrolita forte), e spiegare sinteticamente il perché. R.: PbCl2 è più solubile in acqua. In una soluzione di KCl la presenza degli ioni Cl– derivanti dalla dissociazione del sale completamente solubile (KCl) sposta verso il sale solido, per il principio di Le Chatelier, l’equilibrio di dissociazione di PbCl2. Quesito 15. Descrivere in maniera essenziale il funzionamento di un catalizzatore. R.: Un catalizzatore consente di condurre una reazione chimica a velocità più sostenuta offrendo ai reagenti un diverso percorso di reazione con energia di attivazione più bassa. Il catalizzatore prende parte alla reazione ma si rigenera alla fine dei singoli eventi reattivi, pertanto non compare nella equazione chimica complessiva.




NaClO + NaI + H2SO4 → NaCl + I2 + Na2SO4 Soluzione: Ossidazione: ClO– + 2e– +2H+ → Cl– + H2O ×1 Riduzione: 2I– → I2 + 2e– ×1 ClO–- + 2e– +2H+ + 2I– → Cl– + H2O + I2 + 2e–

da cui, semplificando e completando: NaClO + 2NaI + H2SO4 → NaCl + I2 + H2O + Na2SO4.

Quesito 2. Un composto ha la seguente composizione elementare: 27,06% in peso di Na; 16,47% di N; 56,47% di O. Determinare la formula minima di tale composto. Soluzione: Prendiamo come base di calcolo 100 g del composto in esame: Na N O massa/g 27,06 16,47 56,47 n/moli 1,17 1,18 3,53 n/nmin 1,00 1,01 3,02 Quindi la formula minima del composto è NaNO3.

Quesito 3. Calcolare il calore prodotto dalla combustione di 2,00 mole di etano (C2H6), note le seguenti entalpie di formazione: ∆Hf°(C2H6) = – 20,26 kcal/mol; ∆Hf°(CO2) = – 96,96 kcal/mol; ∆Hf°(H2O(l)) = – 68,36 kcal/mol.

C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2O(l) Soluzione: Dalla legge di Hess: ∆HR = 2×∆Hf°(CO2) + 3×∆Hf°(H2O(l)) - ∆Hf°(C2H6) = -378,74 kcal/mol quindi: Q = 2×∆HR = -757.48 kcal. Quesito 4. Calcolare la massa in grammi di KCl da aggiungere ad 1,00 L di H2O per ottenere una soluzione che abbia la stessa pressione osmotica di una soluzione 0,100 M di CaCl2. Soluzione π = ([Ca2+]1+[Cl–]1) RT = ([K+]2+[Cl–]2) RT che significa [Ca2+]1+[Cl–]1 = [K+]2+[Cl–]2

Poiché CaCl2 (s) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq), allora [Ca2+]1 = 0,100 M, e [Cl–]1 = 0,200 M; pertanto [Ca2+]1+[Cl–]1 = 0,300 M = [K+]2+[Cl–]2. Siccome KCl (s) → K+ (aq) + Cl– (aq), allora [K+]2 = [Cl–]2, ed anche [K+]2 = [Cl–]2 = 0,150 M, e n(KCl) = 0,150 moli. Quindi: m(KCl) = 0,150 mol·74,54 g/mol = 11,2 g.

Quesito 5. Si abbia una miscela di gas formata da 1,00 moli di CO e 3,00 moli di H2O. Alla temperatura di 1000 °C la costante di equilibrio della reazione

CO + H2O H2 + CO2Kc = 1,6. Quale sarà la composizione (espressa in moli) dei gas all’equilibrio? Soluzione:

La costante di equilibrio assume la forma seguente: O][H[CO] ][H · ][CO

2

22

⋅=Kc

In questo caso particolare Kc = Kp = Kn poiché la reazione avviene senza variazione del numero di moli (∆n = 0). Indicando con x le moli di CO che reagiscono:

( ) ( )( ) ( )x-3,00x-1,00

x · xK n ⋅=

Risolvendo l’equazione di II° grado per x si ottengono due valori: +9,85 e +0,81. L’unico valore valido è + 0,81. All’equilibrio avremo: n(H2) = 0,81 mol n(CO2) = 0,81 mol n(CO) = 1,00 - 0,81 = 0,19 mol n(H2O) = 3,00 - 0,81 = 2,19 mol.

Quesito 6 Calcolare la solubilità in moli/l dell’idrossido di ferro (III) (Fe(OH)3; Kps = 2,6·10–39) in una soluzione tamponata a pH = 3,00. Soluzione L’equilibrio di solubilità è il seguente:

Fe(OH)3.(s) + Fe3+ (aq) + 3 OH– (aq), con Kps = 2,6·10–39 = [Fe3+][OH–]3. Se il pH è tamponato a 3,00, allora [OH–] = 1,00·10–11 M, e di conseguenza . [Fe3+] = 2,6·10–39 / [OH–]3 = 2,6·10–6 M. Poiché il numero di moli di ione ferro in soluzione è uguale al numero di moli di idrossido di ferro che si sciolgono, allora [Fe3+] coincide con la solubilità dell’idrossido. Quesito 7. Quanti neutroni sono contenuti nell’isotopo 112Sn? R.: Il numero di massa è la somma di neutroni e protoni, il numero atomico è invece pari al numero dei soli protoni, pertanto la risposta è 112 – 50 = 62.

Quesito 8. Come varia il raggio atomico lungo un gruppo della tavola periodica? Motivare brevemente la risposta. R.: Aumenta dall’alto verso il basso in un gruppo: a parità di configurazione elettronica esterna gli ultimi elettroni vengono a trovarsi su un livello energetico superiore, con minore energia di legame (inversamente proporzionale ad n2), a maggiore distanza dal nucleo. Quesito 9. Descrivere brevemente le caratteristiche principali dei solidi covalenti. R.: In un solido covalente tutti gli atomi sono legati ai vicini da legami covalenti, e formano perciò insieme una unica grossa molecola. Partendo da un atomo qualsiasi del solido si possono raggiungere tutti gli altri passando attraverso legami covalenti. Possono essere cristallini o amorfi. I legami covalenti localizzati hanno come conseguenza che i solidi covalenti sono generalmente isolanti termici e cattivi conduttori di elettricità. Il diamante (C tetraedrico ibridato sp3) è duro, isolante e cristallino. La silice SiO2 è sempre isolante, è nota sia amorfa che cristallina (quarzo). Appartengono a questa categoria anche i materiali ceramici, l’allumina, etc.. Quesito 10. Per l’equilibrio N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) che effetto provoca sulla costante di equilibrio la sottrazione di ammoniaca a temperatura costante? Giustificare brevemente la risposta. R.: Nessuno: a temperatura costante la costante di equilibrio non cambia. Quesito 11. Che effetto ha il riscaldamento su un campione di gas contenuto in un recipiente dotato di pistone mobile, e quindi capace di far variare sia la pressione che il volume? Giustificare brevemente la risposta in base all’equazione di stato dei gas perfetti. R.: L’equazione di stato dei .gas perfetti dice che PV = nRT. Ora, se si riscalda una certa massa di gas, poiché il numero di moli n non cambia ed R è costante, il prodotto PV deve necessariamente aumentare. Tutto ciò, tradotto in un piano PV, si manifesta con un allontanamento dall’origine dell’iperbole rappresentante l’andamento grafico dell’equazione PV = K (T) che è la legge di Boyle. Quesito 12. Una soluzione acquosa in cui è disciolta una certa quantità di K3PO4 ha un pH acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta (N.B. H3PO4 è un acido debole). R.: K3PO4 → 3K+ + PO4

3-. Poiché PO43- è la base coniugata di un acido molto debole, avremo

idrolisi: PO43- + H2O HPO4

2- + OH-. Quindi si tratta di una soluzione basica. Quesito 13. Il cloruro di sodio NaCl si scioglie meglio nell’alcol metilico CH3–OH oppure nell’esano CH3–CH2–CH2-CH2-CH2-CH3? Giustificare brevemente la risposta. R.: Di più nell’alcol metilico, poiché è un solvente polare. La polarità del solvente è infatti molto importante per dissociare il sale negli ioni. Quesito 14. Descrivere brevemente il funzionamento di un catalizzatore. R.: Un catalizzatore consente di condurre una reazione chimica a velocità più sostenuta offrendo ai reagenti un diverso percorso di reazione con energia di attivazione più bassa. Il catalizzatore prende parte alla reazione ma si rigenera alla fine dei singoli eventi reattivi, pertanto non compare nella equazione chimica complessiva. Quesito 15. Dire quale è il significato del potenziale standard di riduzione di una semicoppia. R.: Il potenziale di riduzione standard misura la tendenza di una specie ossidata ad acquistare elettroni, cioè la tendenza a ridursi, in condizioni standard: 25°C e attività unitarie delle specie che compaiono nella semi-reazione di riduzione. Ad un alto potenziale standard di riduzione corrisponde un’elevata tendenza alla riduzione.


Compito di CHIMICA del 23-03-2007 (Nuovo Ordinamento) (A) Archivio

Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione redox, in ambiente acido, con il metodo delle semireazioni:

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4

Soluzione: 2I– → I2 + 2e– x3 Cr2O7

2- + 6e- +14 H+ + → 2Cr3+ +7H2O x1 6I- + Cr2O7

2- + 14 H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O Completando: 6KI + K2Cr2O7+ 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O Quesito 2. Calcolare la formula minima di un composto organico che all'analisi ha dato i seguenti risultati: C = 66.7%; H = 3.7%; O = 29.6%.

Soluzione Si prendono come riferimento per i calcoli 100 g del composto


C 66.7 5.55 3,00 H 3.7 3.67 1,98 O 29.6 1.85 1

La formula minima del composto è C3H2O. Quesito 3. La densità a condizioni normali del fosforo gassoso è 5.54 g/litro. Calcolare il peso molare e la formula molecolare del fosforo.

Soluzione: PV=nRT, ed n=m/PM, pertanto PV=mRT/PM, da cui PM=mRT/PV. Ma d=m/V, quindi:

PM = d × (RT / P) = = 5.54 g dm-3 × 0.082 atm dm3 mol-1 K-1 × 273 K / 1 atm = 124 g mol-1. Consultando la tavola periodica, PA(P) = 30.9738g mol-1, quindi 124 g mol-1 / 30.97 g mol-1 = 4.00 per cui la formula molecolare del fosforo gassoso è P4. Quesito 4. Quanti grammi di CaCl2 sono necessari per preparare 2.00 litri di soluzione acquosa con la stessa pressione osmotica del sangue (7.60 atm a 37.0 °C)?

Soluzione: π = R·T {[Ca2+] + [Cl–]} Poiché CaCl2 (s) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq), allora {[Ca2+] + [Cl–]} = 3 [CaCl2]0.

Quindi: 7.6 atm = 3 [CaCl2]0 × 0.082 atm L mol–1 K–1 × 310 K

da cui: [CaCl2]0 = 7.6 atm / (0.082 atm L mol–1 K–1 × 310 K × 3) = 0.10 mol L–1

Dovendo preparare 2.00 L di soluzione: n(CaCl2) = 0.10 mol L–1 × 2.00 L = 0.20 mol m(CaCl2) = 0.20 mol × 110.99 g mol–1 = 22.2 g.

Quesito 5. In un reattore di 1.00 litro vengono introdotti 57.2 g di CO2 e 2.62 g di H2. A 2000 K si stabilisce il seguente equilibrio:

CO2 + H2 CO +H2O Se a 2000 K Kc = 4.40, calcolare le concentrazioni di tutte le specie chimiche all’equilibrio.

Soluzione: Calcoliamo la concentrazione iniziale di CO2 e di H2

[CO2]0 = n0(CO2)/ V = (57.2 g / 44,01 g mol–1) / 1.00 L = 1.30 mol L–1

[H2]0 = n0 (H2)/ V = (2.62 g / 2.016 g mol–1) / 1.00 L = 1.30 mol L–1

CO2 H2 CO H2O Condiz. iniziali, n0/V, moli L–1 1.30 1.30 0 0

All’equilibrio n/V, moli L–1 1.30 - x 1.30 - x x x

quindi la costante di equilibrio: KC = [CO] [H2O] / [CO2] [H2] = x2 / (1.3 – x)2 ⇒ x = 0.88 mol L–1. Quindi le concentrazioni all’equilibrio: [CO2] = [H2] = 0.42 mol L–1; [CO] = [H2O] = 0.88 mol L–1.

Quesito 6. Calcolare la solubilità di AgOH (Kps= 1.5 10-8) in una soluzione di NaOH 0.010 M.

Soluzione L’equilibrio di solubilità è:

AgOH(s) Ag+(aq) + OH-

(aq) con Kps = [Ag+] [OH-] = 1.5 10–8

[OH–] = s + 0.010 M ≈ 0.010 M, e [Ag+] = Kps/[OH–] = 1.5 10–8 /0.010 = 1.5 10–6 M.

Quesito 7. Spiegare cos’è il peso atomico di un elemento. R.: È il peso medio degli atomi di quell’elemento, che si ottiene attraverso la media pesata delle masse dei vari isotopi che costituiscono l’elemento. Quesito 8. Spiegare brevemente come e perché varia il raggio atomico in un gruppo della tavola periodica. R.: Il raggio atomico degli elementi di uno stesso gruppo aumenta dall’alto verso il basso. Questo perché andando verso il basso in un gruppo gli ultimi elettroni si devono sistemare in orbitali sempre più esterni, con numero quantico principale n crescente; gli elettroni esterni quindi sono trattenuti sempre più debolmente e si trovano ad una distanza maggiore dal nucleo. Quesito 9. In quali casi si forma un legame σ e in quali un legame π? Motivare brevemente la risposta. R.: Quando tra due atomi c’è un solo legame covalente, è un legame σ, costituito dalla sovrapposizione di due orbitali, ad es. s o p, che si sovrappongono lungo la congiungente i due nuclei, e la densità elettronica risulta massima in mezzo ai due nuclei. Quando tra due atomi c’è un doppio o un triplo legame covalente, uno è di tipo σ, gli altri di tipo π; il legame π è generalmente dovuto alla sovrapposizione di due orbitali p con assi paralleli tra loro, ma entrambi perpendicolari all’asse internucleare.

Quesito 10. Quali sono le ipotesi alla base del modello dei gas ideali? R.: Molecole puntiformi, prive cioè di volume proprio, ed assenza di forze attrattive o repulsive tra le molecole. Le molecole di un gas reale non sono puntiformi ed occupano un volume finito. Inoltre esistono forze tra le molecole, attrattive a lunga distanza, e repulsive a breve distanza.

Quesito 11. Spiegare perché nel fenomeno dell’evaporazione solo alcune particelle del liquido passano in fase vapore. R.: Solo alcune particelle di liquido passano allo stato vapore ed altre no poiché solo una frazione delle particelle di liquido ha l’energia necessaria a passare in fase vapore (energia o entalpia di evaporazione molare, ∆Hev) come risulta dalla distribuzione di Maxwell-Boltzmann. Quesito 12. Spiegare brevemente cosa si intende quando si parla di equilibrio dinamico per la generica reazione R P. R.: La condizione di equilibrio è caratterizzata dal fatto che [R] e [P] non cambiano nel tempo non perché la reazione si sia fermata, ma perché all’equilibrio la velocità della reazione diretta, che va da R a P, è pari a quella della reazione inversa, che va da P a R.

Quesito 13. Per la reazione in fase gassosa A + 3B 4C cosa succede all’equilibrio se viene diminuito il volume a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché la reazione in esame avviene senza variazione del numero di moli, cioè ∆n = 0, una diminuzione del volume non ha alcun effetto sull’equilibrio. Quesito 14. Spiegare a che serve e come funziona il ponte salino in una cella galvanica. R.: Il ponte salino serve a collegare elettricamente il compartimento anodico e catodico di una cella galvanica. Esso funziona mantenendo l’elettroneutralità nei due compartimenti. Infatti, nel compartimento catodico (dove avviene la reazione di riduzione) si avrebbe un eccesso di carica negativa che viene bilanciata dalla diffusione di ioni positivi dal ponte alla soluzione. Nel compartimento anodico, invece, avviene la diffusione di ioni negativi dal ponte alla soluzione.

Quesito 15. Spiegare il meccanismo di funzionamento di una soluzione tampone CH3COOH / CH3COO– quando ad essa si aggiunge un po’ di HCl. R.: L’HCl libera in soluzione ioni H3O+ che reagiscono con CH3COO– formando acido debole indissociato CH3COOH. Pertanto l’acido non va ad aumentare in modo significativo la concentrazione di H3O+ e il pH resta quasi invariato.




NaClO + I2 + NaOH → NaIO3 + NaCl. Soluzione: Riduzione: ClO– + 2e– + H2O → Cl– + 2OH– ×5 Ossidazione: I2 + 12OH– → 2IO3

– + 10e– + 6H2O ×1 5ClO– + 10e– + 5H2O + I2 + 12OH– → 5Cl– + 10OH– + 2IO3

– + 10e– + 6H2O da cui, semplificando e completando:

5 NaClO + I2 + 2 NaOH → 5 NaCl + 2 NaIO3 + H2O.


SO2 + O2 + H2O → H2SO4calcolare la massa di acido solforico (H2SO4) che si ottiene facendo reagire 320 g di SO2 con 32,0 g di O2 in eccesso di acqua. Soluzione: La reazione bilanciata è:

2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4

n (SO2) = g/mol64,0

g320 = 5,00 mol; n (O2) = g/mol32,0

g0,23 = 1,00 mol

rapporto stechiometrico: n (SO2)/ n(O2) = 2 rapporto effettivo: n (SO2)/ n(O2) = 5 per cui SO2 è in eccesso e O2 è il reagente limitante.

SO2 O2 H2SO4

nin [mol] 5,00 1,00 0 nreag [mol] 2,00 1,00 2,00 nfin [mol] 3,00 0 2,00 mfin [g] 192 0 196

Quesito 3. Calcolare la densità di un gas, la cui massa molare è 28,02 g/mol, alla pressione di 1,00 atm ed alla temperatura di 0°C. Soluzione La densità: d =

VMMn

Vm ⋅= .

Ora, dall’equazione di stato dei gas perfetti: RTP

Vn= ,

quindi: Lg1,25

2730,08228,021,00

RTMMPd . =

⋅⋅

=⋅

=

Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione acquosa di 3,50 g di cloruro di sodio NaCl in 370 mL di soluzione a 44°C. Soluzione: nNaCl = 3,50 g / 58,44 g/mol = 5,99·10-2 mol [NaCl] = 5,99·10-2 mol / 0,370 L = 0,162 M π = ([Na+] + [Cl-]) RT = 2 [NaCl] RT = 8,43 atm.

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 50,0 mL di KOH 0,50 M e 50,0 mL di KOH 0,050 M. Soluzione: Si calcola il numero di moli di KOH nelle due soluzioni: n1 = 0,50mol/L · 0,05 L = 0,025 mol n2 = 0,05mol/L · 0,05 L = 0,0025 mol Quindi: nTOT = 0,0275 mol → [KOH]TOT = nTOT/VTOT = 0,0275/0,10 = 0,275 M per cui, dato che KOH è una base forte: pOH = -log 0,275 = 0,560 → pH = 13,44.

Quesito 6 Calcolare la f.e.m. della seguente pila

Ni / Ni2+ 1,00·10-3M // Ag+ 5,00·10-2M / Ag sapendo che E0

Ag+

/Ag= 0,799V e E0 Ni2+

/Ni = -0,250V. Giustificare quale è il catodo e quale è l’anodo. Soluzione Le due reazioni che avvengono all’elettrodo (scritte entrambe nel verso della riduzione) sono:

Ag+ + e– Ag Ni2+ + 2e– Ni Mediante l’equazione di Nernst è possibile calcolare i potenziali di cella: EAg

+/Ag = 0,799–(0,0592/1)·log(1/[Ag+])= 0,799–0,0592·log (1/5,00·10-2)= 0,722 V

ENi2+

/Ni = –0,250–(0,059/2)·log(1/[Ni2+])= –0,250–(0,0592/2)·log(1/10-3) = –0,339V Per cui, la f.e.m. = Ec – Ea = 0,722 – (–0,339) = 1,061 V. L’anodo è l’elettrodo di nichel poiché ha potenziale di riduzione minore; e lì ha luogo l’ossidazione. Il catodo è l’elettrodo di argento poiché ha potenziale di riduzione maggiore; dove ha luogo la riduzione.

Quesito 7. Secondo il principio di Pauli in un orbitale possono trovare posto al massimo due elettroni. Cosa distingue gli elettroni che occupano lo stesso orbitale? R.: Il principio di esclusione di Pauli afferma che in un orbitale non possono coesistere elettroni aventi tutti e quattro in numeri quantici uguali. Quindi, in un orbitale possono coesistere solo due elettroni aventi tre numeri quantici uguali (n, m, l) ma diverso numero quantico di spin.

Quesito 8. Come varia l’energia di ionizzazione lungo un gruppo della tavola periodica? Motivare brevemente la risposta. R.: Andando dall’alto verso il basso nello stesso gruppo, l’elettrone risente sempre meno dell’azione attrattiva del nucleo, perché sono occupati orbitali atomici esterni, con En = -B/n2 . Se n cresce, En diminuisce.

Quesito 9. In base alle configurazioni elettroniche di K e Br descrivere brevemente quale tipo di legame si forma in KBr. R.: K ha numero atomico Z = 19 (configurazione elettronica esterna 4s1), per cui perde un elettrone e diventa K+, isoelettronico con Ar con tutti gli orbitali pieni; Br ha Z = 35 (configurazione elettronica esterna 4s2 4p5), per cui acquista un elettrone e diventa Br-, isoelettronico con Kr con tutti gli orbitali pieni. Il catione e l’anione così prodotti si attraggono con una forza elettrostatica e danno luogo ad un legame ionico, pertanto KBr è un solido ionico.

Quesito 10. La reazione in fase gassosa 3A B + C è all’equilibrio. Da che parte si sposta l’equilibrio se viene raddoppiato il volume a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Raddoppiando il volume la pressione diminuisce, per cui il sistema si porterà in una nuova posizione di equilibrio aumentando il numero di moli e facendo aumentare la pressione (principio di Le Chatelier). L’equilibrio si sposta quindi a sinistra.

Quesito 11. Il valore della variazione di quale grandezza termodinamica dà informazioni sulla spontaneità delle reazioni chimiche? Spiegare brevemente. R.: Il valore della variazione di energia libera di Gibbs fornisce l’indicazione sulla spontaneità dei processi chimici. Infatti, la variazione dell'energia libera tra lo stato finale e iniziale è:

∆G = ∆H - T∆S a temperatura costante. Allora, essendo sicuramente spontaneo un processo in cui ∆H < 0 e ∆S > 0, discende che, per un tale processo, ∆G è minore di zero (∆G < 0).

Quesito 12. In una soluzione acquosa di acetato di sodio (CH3COONa) il pH è acido, basico o neutro? Motivare la risposta scrivendo le reazioni che avvengono. R.: Il pH è basico; infatti si libera CH3COO-, base coniugata dell’acido debole CH3COOH. Lo ione sodio, acido coniugato della base forte NaOH, è inerte. CH3COONa → CH3COO– + Na+

CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–.

Quesito 13. In quali condizioni di temperatura e pressione un gas si avvicina maggiormente al comportamento ideale? R.: Un gas ideale non ha volume proprio e tra le molecole non ci sono forze attrattive o repulsive. Per avvicinarsi maggiormente al comportamento di un gas ideale le molecole del gas devono essere il più possibile veloci (alta temperatura) e distanti tra loro (bassa pressione).

Quesito 14. AgCl (Kps = 1,2·10-10) è un composto poco solubile in acqua. Dire se tale sostanza è più solubile in una soluzione 1M di HBr o in una soluzione 1M di HCl. Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché AgCl si dissocia in acqua secondo la reazione di equilibrio

AgCl Ag+ + Cl–

esso risulta più solubile nella soluzione di HBr, poiché nella soluzione di HCl c’è lo ione Cl– che con la sua presenza ne abbassa la solubilità.

Quesito 15. Che cosa è l’energia di attivazione di una reazione? R.: è la più bassa barriera di energia potenziale che devono superare i reagenti per trasformarsi nei prodotti. L’insieme atomico corrispondente al massimo della energia potenziale è il cosiddetto complesso attivato; alcuni legami sono parzialmente rotti, ed altri (nuovi) sono parzialmente formati.




K2Cr2O7 + H2SO3 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O.

Soluzione: Riduzione: Cr2O7

2– + 14H+ + 6e– → 2Cr3+ + 7H2O ×1

Ossidazione: SO32– + H2O → SO4

2– + 2H+ + 2e– ×3 Cr2O7

2– + 14H+ + 6e– + 3SO32– + 3H2O → 2Cr3+ + 7H2O + 3SO4

2– + 6H+ + 6e–

da cui, semplificando e completando: K2Cr2O7 + 3H2SO3 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O.

Quesito 2. Un composto organico ha dato all’analisi la seguente composizione percentuale: C 47,35%, H 10,60%, O 42,05%. Calcolare la formula minima del composto.


massa/g n/moli n/nmin 2×(n/nmin) C 47,35 3,942 1,500 3,000 H 10,60 10,52 4,002 8,004 O 42,05 2,628 1 2

La formula minima del composto è C3H8O2. Quesito 3. Conoscendo le variazioni entalpiche delle reazioni seguenti: (a) C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2CO2 (g) + H2O(l) ∆Ha = -1299,6 kJ (b) C(s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hb = -393,5 kJ (c) H2(g) + 1/2 O2 (g) → H2O(l) ∆Hc = -285,9 kJ scrivere come si può ottenere la reazione seguente

2C(s) + H2(g) → C2H2 (g) dalle reazioni (a), (b) e (c) e calcolarne la variazione di entalpia

Soluzione: 2CO2 (g) + H2O(l) → C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) ∆H’ = -∆Ha = 1299,6 kJ 2C(s) +2 O2 (g) → 2CO2 (g) ∆H’’ = 2·∆Hb = -787,0 kJ H2(g) + 1/2 O2 (g) → H2O(l) ∆H’’’ = ∆Hc = -285,9 kJ 2C(s) + H2(g) → C2H2 (g) ∆H = 226,7 kJ quindi ∆Ηreaz. = -∆Ha + 2·∆Hb + ∆Hc = 1299,6 kJ + 2 (-393,5) kJ - 285,9 kJ = 226,7 kJ Quesito 4. Calcolare la massa in grammi di CaCl2 da aggiungere ad 1,000 L di acqua per ottenere una soluzione che abbia la stessa pressione osmotica di una soluzione 0,100 M di NaCl.

Soluzione: πNaCl = πCaCl2 → 2·0,100·RT = 3·cCaCl2·RT → cCaCl2 = 0,067M. Dovendo preparare 1,000 L di soluzione (trascurando la variazione di volume dovuta all’aggiunta del cloruro di calcio) a tale concentrazione è possibile calcolare le moli di CaCl2 necessarie e, mediante la massa molare, la massa necessaria: nCaCl2 = 0,067 M × 1,000 L = 0,067 mol mCaCl2 = 0,067 mol × 111,0 g/mol = 7,44 g

Quesito 5. La costante di equilibrio della reazione

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)a 1120 °C è KC = 2,00. Si determinino le concentrazioni di tutte le specie all’equilibrio se le concentrazioni iniziali sono CCO2 = 1,00 M, CH2 = 2,50 M, CCO = CH2O = 0,00 M.

Soluzione: La costante di equilibrio della reazione è:

]H[]CO[]OH[]CO[K .

22

2C ⋅

⋅=

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)

cin 1,00 2,50 0 0 ceq 1,00-x 2,50-x x x

( )( )( )( ) M808,0x

x-2,50x-1,00xx00,2K C =→==

Quindi: [CO2] = 0,192 M [H2] = 1,69 M [CO] = 0,808 M [H2O] = 0,808 M.

Quesito 6 Calcolare il numero di moli per litro di Co(OH)2 (Kps = 1,09·10-15) che si scioglie in una soluzione tamponata a pH 12.

Soluzione: pH = 12 → pOH = 2 → [OH-] = 10-2 M Quindi, per calcolare la concentrazione dello ione cobalto in questa soluzione:

Co(OH)2(s) Co2+(aq) + 2OH-

(aq) da cui Kps = [Co2+]·[OH-]2 = [Co2+] · (10-2)2 = [Co2+] · 10-4 = 1,09·10-15 quindi [Co2+] = 1,09·10-11 M. Quesito 7. Come varia la dimensione degli atomi da sopra verso sotto in un gruppo della tavola periodica e perché? R.: La dimensione degli atomi da sopra verso sotto in un gruppo della tavola periodica aumenta perché gli elettroni si sistemano in orbitali sempre più esterni, a energia sempre più bassa. Quesito 8. Che tipo di legame tiene insieme gli atomi nella sostanza CaF2? Giustificare brevemente la risposta. R.: Poichè Ca e F hanno elettronegatività molto diversa (1,0 e 4,0), la sostanza è ionica (ioni Ca2+ e F–) ed il legame è ionico. Quesito 9. Scrivere la configurazione elettronica dello ione N3–. R.: L’azoto N ha numero atomico pari a 7. Quindi, lo ione N3- possiede 10 elettroni, con la seguente configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6. Quesito 10. Tra le sostanze CH3OH e CH3CH2OH quale ha la più alta temperatura di ebollizione? Spiegare brevemente il motivo. R.: CH3CH2OH ha la temperatura di ebollizione maggiore perché in questa molecola ci sono più elettroni, e quindi le forze di dispersione sono più intense. Quesito 11. Una soluzione acquosa in cui è disciolta una certa quantità di NaI ha un pH acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta. R.: NaI(s) → Na+ + I–. Na+ ed I– sono acido e base coniugata di elettroliti molto forti (NaOH e HI), pertanto sono troppo deboli e la soluzione è neutra. Quesito 12. La reazione in fase gassosa A C + D è all’equilibrio. Da che parte si sposta l’equilibrio se il volume viene raddoppiato a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Se si raddoppia il volume si dimezza la pressione. Il sistema si riporta in una nuova posizione di equilibrio che faccia aumentare la pressione: l’equilibrio si sposta a destra dove ci sono più molecole. Quesito 13. Perché il sale da cucina (NaCl) non si scioglie nell’eptano CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’eptano è una sostanza apolare, e non può stabilizzare ioni Na+ e Cl– che formano il cristallo di NaCl. Pertanto l’NaCl non si scioglie. Quesito 14. Spiegare brevemente che cosa è e a cosa serve il ponte salino in una pila. R.: Il ponte salino è costituita da una soluzione di un elettrolita dissociato in ioni e serve a chiudere il circuito elettrico. Gli ioni positivi migrano verso il catodo, gli ioni negativi migrano verso l’anodo. Quesito 15. Nella reazione A + 2B → C + D la velocità di reazione non è influenzata dalla concentrazione di A. Quale è l’ordine di reazione rispetto ad A? Motivare brevemente la risposta. R.: In generale la velocità di reazione v = k [A]m[B]n. In questo caso necessariamente m = 0. Solo in questo caso non c’è influenza di [A] su v. L’ordine di reazione rispetto ad A è zero.


Compito di CHIMICA del 06-04-2004 (B) (Nuovo Ordinamento) Archivio

Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione, in ambiente basico, con il metodo delle semireazioni (o ionico-elettronico):

Fe + Na2SO4 → Fe(OH)2 + SO2.Soluzione: Ossidazione: Fe → Fe2+ + 2e– ×1 Riduzione: SO4

2– + 2e– + 2H2O → SO2 + 4OH– ×1 Fe + SO4

2– + 2e– + 2H2O → Fe2+ + 2e– + SO2 + 4OH– In forma molecolare (completando): Fe + Na2SO4 + 2H2O → Fe(OH)2 + SO2 + 2NaOH. Quesito 2. Calcolare la percentuale in peso di ogni elemento presente nel composto Fe(NO3)3. Soluzione: Per il nitrato ferrico la massa molare è pari a 241,85 g/mol. La percentuale in peso degli elementi si può calcolare nel seguente modo:

23,09%100g/mol) (241,85g/mol) (55,85

100MMMM(Fe)

%Fecomposto

=×=×=

17,37%100g/mol) (241,85g/mol) (14,00 3100

MMMM(N) 3%N

composto

=×=×=

59,54%100g/mol) (241,85g/mol) (16,00 9100

MMMM(O) 9%O

composto

=×=×=

Quesito 3. Determinare il volume di una soluzione di HNO3 al 20,00% in peso (densità = 1,460 g/mL) che deve essere prelevato per preparare 350,0 mL di una soluzione in cui la concentrazione dell’acido è 0,800 mol/L. Soluzione: Si consideri la soluzione finale con [HNO3]f = 0,800 M. n(HNO3) = [HNO3]f ⋅ Vf = 0,800 [mol⋅L–1]⋅ 0,350 [L]= 0,280 mol Si può calcolare la massa del solo HNO3m(HNO3) = n(HNO3)⋅ MM(HNO3) = 0,280 [mol] ⋅ 63,011 [g⋅mol–1]= 17,64 g m(soluzione)i = m(HNO3)⋅100 / 20,00 = 17,64 [g] ⋅ 100 / 20,00 = 88,2 g V(soluzione)i = m(soluzione)i/densità(soluzione)i= 88,2[g]/1,460[g⋅ml–1] = 60,41 ml Quesito 4. Una soluzione ottenuta sciogliendo 5,00 g di un non elettrolita in 120 g di acqua congela a –0,920°C. La costante crioscopica dell’acqua è 1,86 °C kg mol–1. Calcolare il peso molare del non elettrolita. Soluzione: L’abbassamento crioscopico è: ∆T= 0-(-0,920)= 0,920 °C Indichiamo con NE il non elettrolita. ∆T=Kcr [NE], [NE]=

O)m(H1

MM(NE)m(NE)

2

×


O)m(HMM(NE)(NE) mK

2

cr

⋅⋅

da cui PM(b)=

O)m(H∆Tm(NE)K

2

cr

⋅⋅ =

(kg)10120C)0,920(5,00(g)kg/mol) C1,86(

_3×⋅°⋅° = 84,2 g/mol

Quesito 5. Calcolare il pH determinato dall’aggiunta di 51,0 mL di NaOH 0,1000 M a 49,0 mL di HCl 0,1000 M. Soluzione: Il numero delle moli iniziali di OH– è: n0(OH–) = 0,051 L (0,1000 mol/L) = 5,1 x 10-3

il numero delle moli iniziali di H+ è : n0(H+) = 0,049 L (0,1000 mol/L) = 4,90 x 10-3

essendo una reazione di neutralizzazione rimangono dunque ioni H+

n(OH–) = 5,10 x 10-3- 4,90 x 10-3= 2,0 x 10-4 mol Conseguentemente la concentrazione di OH-

[OH-] = 2,0 x 10-4 mol/ 0,100 L = 2,0 x 10-3 M; pOH = -log[ OH-] = 2,70; pH = 14-pOH = 11,3 Quesito 6. Calcolare la f.e.m. (a 25 °C) di una pila in cui un elettrodo standard a idrogeno è collegato ad una semicella Fe/Fe2+ (10-2 M). [E°(Fe2+/Fe) = -0,409 V].


[ ] V0,46810

1log2

0,05920,409Fe

1log2

0,0592/Fe)(Fe/Fe)(Fe 2222 −=⋅−−=⋅−°=

−+++ EE

E(Fe2+/Fe) < E(H+/H2) = 0, pertanto nella semicella con il ferro avverrà l’ossidazione (anodo). f.e.m. = Ec – Ea = 0- Ea = - (-0,468) = 0,468 V Quesito 7. Quanti e quali valori del numero quantico ml esistono per un elettrone in un atomo con numero quantico l = 3? Giustificare brevemente la risposta. R.: Un elettrone con numero quantico l = 3 si trova in un orbitale di tipo f. Ci sono 7 possibili valori del numero quantico ml, pari a -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, corrispondenti ai 7 orbitali f. Quesito 8. Spiegare brevemente come e perché varia l’elettronegatività lungo un periodo della tavola periodica. R.: Se consideriamo un periodo della tavola periodica, si ha un aumento della elettronegatività da sinistra verso destra, fino all’alogeno (l’ultimo elemento – gas nobile – non ha elettronegatività). Ciò è dovuto alla sempre minore efficacia della schermatura della carica nucleare da parte degli elettroni esterni, che determina un aumento della efficacia con la quale gli elettroni esterni – di legame – sono trattenuti dall’atomo. Quesito 9. Per la reazione A(g) B(g) da che parte si sposta l’equilibrio a seguito di un aumento di pressione? Motivare brevemente la risposta. R.: L’equilibrio non si sposta, dal momento che uno spostamento della posizione dell’equilibrio non provoca alcun cambiamento nel numero di molecole di gas. Quesito 10. Descrivere brevemente la differenza tra C(grafite) e C(diamante). R.: Nella grafite il carbonio ha ibridizzazione sp2 e forma piani con cicli di 6 atomi di C condensati. Ogni atomo di C forma 3 legami a 120°, e mette a disposizione 1 elettrone in 1 orbitale p non ibridato per formare orbitali molecolari π estesi a tutto il piano. La mancanza di legami chimici tra i vari piani di atomi di C consente loro di scorrere: la grafite è quindi un lubrificante. Nel diamante gli atomi di C hanno ibridazione sp3 (geometria tetraedrica) e ciascuno è legato ad altri atomi di C con legami di tipo σ. Pertanto il cristallo di diamante ha struttura tridimensionale. Quesito 11. Un acido HA ha Ka = 10–5. Un altro HX ha Ka = 10–6. Quale dei due acidi è più forte? Motivare la risposta. R.: È più forte l’acido HA perché la sua costante acida è maggiore. Quesito 12. Una reazione esotermica è sempre spontanea? Motivare la risposta. R.: Una reazione è spontanea se si ha una diminuzione dell’energia libera di Gibbs: ∆G = ∆H – ∆ (TS) < 0 ∆ (TS) > ∆H. La condizione ∆Η < 0 potrebbe non essere sufficiente se ∆TS ≤ ∆H. Quesito 13. L’acqua a pressione e temperatura standard è un liquido, mentre H2S è un gas. Spiegare brevemente il perché. R.: La polarità dei legami O–H è tale da consentire l’instaurarsi di legami a idrogeno tra diverse molecole di acqua: sono necessarie temperature elevate (100°C) per l’ebollizione dell’acqua. La polarità dei legami S–H è invece troppo bassa, non ci sono legami a idrogeno tra le molecole di H2S, e la sostanza bolle a una temperatura sotto lo 0°C. Quesito 14. Per la reazione di riduzione MnO4

– + 5e– + 8H+ Mn2+ + 4H2O come cambia il potenziale di riduzione dello ione MnO4

– se il pH aumenta? Spiegare. R.: All’aumentare del pH la concentrazione di H3O+ diminuisce e il potenziale di riduzione della semicella MnO4

– / Mn2+ diminuisce. Lo si può ricavare attraverso l’equazione di Nernst, oppure mediante il principio di Le Chatelier: se consideriamo la sola semireazione in esame, una diminuzione nella concentrazione dello ione H+ sposterà l’equilibrio verso sinistra, cioè diminuirà la tendenza dello ione MnO4

– a ridursi a ione Mn2+. Quesito 15. Usando la formula relativa all’innalzamento ebullioscopio ∆Teb dedurre le dimensioni della costane ebullioscopica Keb. R.: In una soluzione contenente n numero i di soluti: u

[ ]∑⋅=i

ebeb iK∆T

[∆Teb] = [Keb]·[i] ↔ [Keb]= [∆Teb]/ [i] = ⎥⎦⎤

⎢⎣⎡ ⋅°

=⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡ °mole

kgCmol/kg

C




NaOH + NaBrO3 + MnO2 → NaBr + NaMnO4. Soluzione: Riduzione: BrO3

– + 6e– + 3H2O → Br– + 6OH– ×1 Ossidazione: MnO2 + 4OH– → MnO4

– + 3e– + 2H2O ×2 BrO3

– + 6e– + 3H2O + 2MnO2 + 8OH– → Br– + 6OH– + 2MnO4– + 6e– + 4H2O

da cui, semplificando e completando: NaBrO3 + 2MnO2 + 2NaOH → NaBr + 2NaMnO4 + H2O.


P4 + Cl2 → PCl3calcolare la massa di cloruro di fosforo che si ottiene facendo reagire 45,0 g di Cl2 con 100 g di P4. Soluzione: La reazione bilanciata è:

P4 + 6 Cl2 → 4 PCl3

n (P4) = g/mol123,9

g100 = 0,807 mol; n (Cl2) = g/mol70,91

g45,0 = 0,635 mol

rapporto stechiometrico: n (Cl2)/ n(P4) = 6 rapporto effettivo: n (Cl2)/ n(P4) = 0,79 per cui P4 è in eccesso e Cl2 è il reagente limitante.

P4 Cl2 PCl3

nin [mol] 0,807 0,635 0 nreag [mol] 0,106 0,635 0,423 nfin [mol] 0,701 0 0,423 mfin [g] 86,9 0 58,09

Quesito 3. 3,60 grammi di una sostanza gassosa occupano un volume di 1,98 L, a 25,0 °C e alla pressione di 0,100 atm. Calcolare il peso molare del gas. Soluzione Dall’equazione di stato dei gas si ha: n = PV/RT = (0,100 atm·1,98 L)/(0,0821 atm L mol-1 K-1·298 K) = 8,09·10-3 mol PM = m/n = 3,6 g / 8,1 10-3 mol = 444,6 g/mol Quesito 4. Calcolare quanti chili di glicol propilenico (C3H8O2) occorre sciogliere in 5,000 kg di acqua per abbassare il punto di congelamento dell’acqua a -10,00°C (alla pressione di 1,000 atm). Kcr (H2O) = 1,853 K kg mol-1. Supporre che la soluzione si comporti in maniera ideale. Soluzione: L’abbassamento crioscopico è: ∆T= 0°C -(-10,00°C)= 10,00 °C = 10,00 K ∆T = Kcr · m

m =

crK∆T =

1-mol kgK 1,853K 10,00 = 5,397 mol kg-1 =

kg 5,000)OHPM(C

)OHmassa(C283

262

da cui massa(C3H8O2) = 2053 g = 2,053 kg.

Quesito 5. Una soluzione è ottenuta miscelando 1,000 L di una soluzione di HNO2 0,200 M (Ka = 4,50·10-4) con 1,000 L di una soluzione di NaOH 0,050 M. Calcolare il pH della soluzione finale. Soluzione: Si aggiunge un acido ad una base, ha luogo la seguente reazione di neutralizzazione:

HNO2 + OH– → NO2– + H2O

nin 0,200 0,050 0 / nfin 0,150 0 0,050 / Quindi, al completamento della reazione di neutralizzazione i 2,000 L di soluzione ottenuti conterranno 0,150 moli dell’acido debole HNO2 e 0,050 moli della sua base coniugata NO2

–. Si tratta quindi di una soluzione tampone. L’equilibrio in soluzione è il seguente:

HNO2 + H2O H3O+ + NO2–

Risolvendo si ottiene: 3

302

023

2

23a 10,351]OH[

]HNO[]NO[]OH[

]HNO[]NO[]OH[K −+

−+−+

⋅=⇒⋅

≅⋅

=

da cui: pH = 2,87. Quesito 6 Calcolare la f.e.m. di una pila Cu-Zn sapendo che la concentrazione di Cu2+ è 0,10 M, quella di Zn2+ è 1,00·10-3 M e che Eo

Cu2+

/Cu= 0,34 V e Eo

Zn2+

/Zn= -0,76 V. Giustificare quale è il catodo e quale è l’anodo.

Soluzione La pila in questione può essere schematizzata come segue: Cu / Cu2+ 0,10 M // Zn2+ 1,00·10-3 M / Zn Dai potenziali standard di riduzione si può assumere che all’elettrodo di Cu avvenga la semireazione di riduzione, mentre all’elettrodo di Zn avviene l’ossidazione: Cu2+ + 2e– Cu ×1 Zn Zn2+ + 2e– ×1 Cu2+ + Zn Cu + Zn2+

Mediante l’equazione di Nernst è possibile calcolare i potenziali di cella: E Cu

2+/Cu= 0,34 + 0,059/2 log [Cu2+]= 0,34+0,059/2 log 10-1 = 0.31 V

E Zn2+

/Zn = -0,76 + 0,059/2 log [Zn2+]= -0,76 +0,059/2 log 10-3= -0,85V Per cui, la f.e.m. = Ec - Ea = 0,31 - (-0,85) = 1,16 V. L’anodo è lo zinco poiché ha potenziale minore; esso pertanto si ossida.

Quesito 7. Quanti neutroni sono contenuti nell’atomo 98Mo? Giustificare brevemente la risposta. R.: Il molibdeno (num. atomico 42) possiede 42 protoni e pertanto nel nucleo dell’isotopo 96Mo ci sono 98-42 = 56 neutroni.

Quesito 8. Quale tipo di legame chimico tiene legati gli atomi nella sostanza Al? R.: Nell’alluminio Al gli atomi sono legati da un legame metallico.

Quesito 9. In quali condizioni (P, V, T, d) un gas può essere considerato non ideale? Motivare brevemente la risposta. R.: Le ipotesi fondamentali su cui si base il modello di gas ideale sono due: 1) particelle puntiformi; 2) assenza di interazioni tra le particelle. La prima ipotesi implica che il volume occupato dalle particelle di gas VP sia trascurabile rispetto al volume del contenitore V, ipotesi rispettata quando la P è bassa (PV = cost → V elevato). Le seconda ipotesi è valida quando l’energia potenziale delle particelle è trascurabile rispetto a quella cinetica 3/2 KT, cioè quando la T è alta. Ora, tenendo conto che la densità di un gas d = PM (P/RT) le due ipotesi precedenti implicano che un gas non ideale è un gas denso.


A + B C + D cosa succede se si sottrae prodotto C? Motivare brevemente la risposta. R.: La perturbazione di un sistema all’equilibrio induce il sistema a ritornare in una nuova posizione di equilibrio in cui l’effetto della perturbazione viene ridotta (principio di Le Chatelier). In questo caso l’equilibrio si sposta a destra.

Quesito 11. CCl4 è un solvente apolare, l’acqua è un solvente polare. La sostanza HI è più solubile in CCl4 o in H2O? Giustificare brevemente la risposta. R.: Poiché HI è una molecola polare, risulta più solubile nel solvente polare H2O.



+. Li ione NO3– non reagisce con l’acqua perché è la base coniugata dell’acido

forte HNO3. Lo ione ammonio è l’acido coniugato della base debole ammoniaca NH3 ed in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+



Quesito 14. L’idrossido di magnesio Mg(OH)2 è un composto poco solubile in acqua. Dire se tale sostanza è più solubile in una soluzione 1M di HCl o in una soluzione 1M di NaOH. Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché l’idrossido di magnesio si dissocia in acqua secondo la reazione di equilibrio

Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH–

esso risulta più solubile nella soluzione di HCl, con minore [OH-].

Quesito 15. Come si misura la forza di una base in soluzione acquosa? R.: La forza di una base si misura dal valore della costante di equilibrio della reazione di dissociazione

B + H2O BH+ + OH– ]B[

]OH[]BH[Kb

−+ ⋅=

Più è elevata la Kb, maggiore è la forza della base.



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione redox, in ambiente basico, con il metodo delle semireazioni: K2MnO4 + KBr → MnO2 + KBrO3 +KOH Soluzione: MnO4

2– + 2e– + 2H2O → MnO2 + 4OH– x3 Br– + 6OH– → BrO3

– + 6e– + 3H2O x1 3MnO4

2– + 6e– + 6H2O + Br– + 6OH– → 3MnO2 + 12OH–+ BrO3– + 6e– + 3 H2O

Quindi: 3MnO4

2– + Br– + 3H2O → 3MnO2 + 6OH– + BrO3–

Completando 3 K2MnO4 + KBr + 3H2O → 3MnO2 + KBrO3 + 6KOH Quesito 2. 10,0 grammi di carbonato di calcio (CaCO3) sono fatti reagire con 1,00 grammi di HCl secondo la seguente reazione (da bilanciare):

CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2. Calcolare quanti grammi di CaCl2 si formano e quanti grammi del reagente in eccesso rimangono inalterati. Soluzione: La reazione bilanciata è: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2. nin (CaCO3) = 10,0 g / 100,1 g·mol-1 = 0,100 mol nin (HCl) = 1,00 g / 36,54 g·mol-1 = 0,0274 mol Dividendo le moli iniziali per i rispettivi coefficienti stechiometrici e confrontando, HCl è il reagente limitante. Quindi: nfin (CaCl2) = nin (HCl) / 2 = 0,0137 mol m (CaCl2) = 0,0137 mol × 110,99 g·mol-1= 1,52 g nfin (CaCO3) = nin (CaCO3) – ½ nin (HCl) = 0,0863 mol m (CaCO3) = 0,0863 mol × 100,1 g·mol-1= 8,64 g. Quesito 3. Calcolare il calore prodotto dalla combustione di 100 L di metano misurati a 298 K e a 100 atm, note le seguenti entalpie di formazione: ∆Hf°(CH4) = – 21,75 kcal/mol; ∆Hf°(CO2) = – 96,96 kcal/mol; ∆Hf°(H2O(l)) = – 68,36 kcal/mol.

CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) Soluzione: Dalla legge di Hess: ∆HR = ∆Hf°(CO2) + 2 ∆Hf°(H2O(l)) - ∆Hf°(CH4) = -211,93 kcal/mol. Applicando l’equazione di stato dei gas perfetti: nin (CH4) = PV/RT = (100·100) / (0,082·298) = 409 mol Quindi, il calore di combustione: Q = – nin(CH4) ∆HR = 409 mol × 211,93 kcal/mol = 8,67·104 kcal. Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica, a 25°C, della soluzione ottenuta mescolando 1,000 L di soluzione 0,1000 M in NaCl con 1,000 L di soluzione 0,0050 M in CaCl2. Soluzione: n (NaCl) = 1,000 L · 0,1000 M = 0,1000 mol; n (CaCl2) = 1,000 L · 0,0050 M = 0,0050 mol. In soluzione le due specie (elettroliti forti) si dissociano secondo le seguenti reazioni: NaCl(s) → Na+

(aq) + Cl– (aq)

; CaCl2(s) → Ca2+(aq) + 2Cl–

(aq). La concentrazione totale delle particelle in 2 litri di soluzione è la seguente: [Na+] + [Ca2+] + [Cl–] = 0,0500 M + 0,0025 M + 0,0550 M = 0,1075 mol·L-1

Quindi: π = 0,1075 M · 0,08206 l atm mol-1 K–1 ·298,15 K = 2,63 atm. Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione 0,175M di HCNO (Ka = 1,60·10-4). Soluzione: L’equilibrio di dissociazione di HCNO è il seguente: HCNO + H2O H3O+ + CNO-. Quindi:

0

2

0

2

30

23

][][][][][

HCNOx

xHCNOx

OHHCNOOH

Ka ≈−

=−

= +

+

da cui MHCNOKOHx a3

03 1029,5][][ −+ ⋅=⋅==

pH = -log [H3O+] = 2,27. Quesito 6. Calcolare a 25°C la fem della seguente pila: Sn│Sn2+ (0,500M) ║ Pd2+ (0,250M) │Pd sapendo che E° (Pd2+/Pd) = 0,987 V, e E°(Sn2+/Sn) = – 0,137 V.

Soluzione: Poiché non siamo in condizioni standard, bisogna calcolare i potenziali per ogni semicella: E(Pd2+/Pd) = E°(Pd2+/Pd) –0,0592/2 Log (1/[Pd2+]) = 0,987 – 0,018 V = 0,969 V E(Sn2+/Sn) = E°(Sn2+/Sn) –0,0592/2 Log (1/[Sn2+]) = –0,137 –0,009 V = –0,146 V E(Pd2+/Pd) > E(Sn2+/Sn), pertanto l’elettrodo di Pd è il catodo della pila mentre quello di Sn è l’anodo. Le due reazioni redox sono: Rid Pd2+ + 2e– Pd *1 Ox Sn Sn2+ + 2e– *1 Pd2+ + Sn Pd + Sn2+ Quindi: fem = ∆E = 0,969 V – (– 0,146) V = 1,115 V Quesito 7. Sistemare in ordine crescente di affinità elettronica i seguenti elementi: Na, Si, Cl. Motivare brevemente la risposta. R.: L’ordine è Na<Si<Cl. Infatti Na, Si e Cl appartengono tutti allo stesso periodo, e nell’ambito di uno stesso periodo l’energia di prima ionizzazione aumenta da sinistra a destra a causa della diminuzione dell’efficacia della schermatura della carica nucleare. Quesito 8. In base alle configurazioni elettroniche di Na e Cl descrivere brevemente quale tipo di legame si forma in NaCl. R.: Na ha numero atomico Z = 11 (configurazione elettronica esterna 3s1), per cui perde un elettrone e diventa Na+, isoelettronico con il Neon con tutti gli orbitali pieni; Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5), per cui acquista un elettrone e diventa Cl-, isoelettronico con l’Argon con tutti gli orbitali pieni. Le due cariche, una positiva e l’altra negativa, si attraggono con una forza elettrostatica e danno luogo ad un legame ionico, pertanto NaCl è un solido ionico. Quesito 9. Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, è maggiore la densità dell’ossigeno (O2) o del monossido di carbonio (CO)? Motivare brevemente la risposta. R.: Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione due gas ideali contengono lo stesso numero di molecole. Le molecole di CO hanno una massa minore delle molecole di O2, per cui la densità del monossido di carbonio è minore di quella dell’ossigeno nelle stesse condizioni. Quesito 10. Data la seguente reazione endotermica in fase gassosa: 2 A B spiegare sinteticamente in quale verso si sposta l’equilibrio in seguito ad un aumento di temperatura. R.: Poiché la reazione è endotermica (assorbimento di calore) un aumento di temperatura comporta, per il principio di Le Chatelier, uno spostamento dell’equilibrio verso i prodotti, cioè nel verso endotermico della reazione, assorbendo così il calore somministrato. Quesito 11. Nella reazione in fase gassosa: A + 2B → C + D, come varia l’entropia? Giustificare la risposta. R.: La reazione provoca una diminuzione del numero di moli, quindi il disordine molecolare diminuisce, e di conseguenza anche l’entropia che ne è una misura quantitativa. Quesito 12. Come è noto in inverno si sparge sale sulle strade per evitare la formazione di ghiaccio. Da un punto di vista prettamente chimico è preferibile spargere n moli di NaCl o n moli di CaCl2? Motivare brevemente la risposta. R.: I due soluti in esame sono elettroliti forti, con la differenza che il primo in soluzione si dissocia in 2 particelle, mentre il secondo in 3. Quindi conviene usare CaCl2 in quanto si ottiene, a parità del numero di moli, un maggiore abbassamento crioscopico. Quesito 13. In una soluzione acquosa di cloruro di ammonio (NH4Cl) il pH è acido, basico o neutro? Motivare la risposta scrivendo le reazioni che avvengono. R.: Il pH è acido; infatti si libera NH4

+, acido coniugato della base debole NH3. Lo ione cloruro, base coniugata dell’acido forte HCl, è inerte. NH4Cl → NH4

+ + Cl– NH4

+ + H2O NH3 + H3O+ Quesito 14. Indicare se Fe(OH)3 (sale poco solubile) è più solubile in acqua pura o in una soluzione acquosa di NaOH (eletrolita forte), e spiegare sinteticamente il perché. R.: Fe(OH)3 è più solubile in acqua. In una soluzione di NaOH la presenza degli ioni OH– derivanti dalla dissociazione del sale completamente solubile (NaOH) sposta verso il sale solido, per il principio di Le Chatelier, l’equilibrio di dissociazione di Fe(OH)3. Quesito 15. Descrivere in maniera essenziale il funzionamento di un catalizzatore. R.: Un catalizzatore consente di condurre una reazione chimica a velocità più sostenuta offrendo ai reagenti un diverso percorso di reazione con energia di attivazione più bassa. Il catalizzatore prende parte alla reazione ma si rigenera alla fine dei singoli eventi reattivi, pertanto non compare nella equazione chimica complessiva.




KClO + KI + H2SO4 → KCl + I2 + K2SO4 Soluzione: Ossidazione: ClO–- + 2e– +2H+ → Cl– + H2O ×1 Riduzione: 2I– → I2 + 2e– ×1 ClO–- + 2e– +2H+ + 2I– → Cl– + H2O + I2 + 2e–

da cui, semplificando e completando: KClO + 2KI + H2SO4 → KCl + I2 + H2O + K2SO4.

Quesito 2. Un composto ha la seguente composizione elementare: 33,3% di Na, 20,3 % di N e 46,4 % di O. Determinare la formula minima di tale composto. Soluzione: Prendiamo come base di calcolo 100 g del composto in esame: Na N O massa/g 33,3 20,3 46,4 n/moli 1,45 1,45 2,90 n/nmin 1,00 1,00 2.00 Quindi La formula minima della sostanza è NaNO2.

Quesito 3. Calcolare il calore prodotto dalla combustione di 2.00 moli di etene (C2H4), note le seguenti entalpie di formazione: ∆Hf°(C2H4) = 12,69 kcal/mol; ∆Hf°(CO2) = – 96,96 kcal/mol; ∆Hf°(H2O(l)) = – 68,36 kcal/mol.

C2H4(g) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 2 H2O(l) Soluzione: Dalla legge di Hess: ∆HR = 2×∆Hf°(CO2) + 2×∆Hf°(H2O(l)) - ∆Hf°(C2H4) = -343,33 kcal/mol quindi: Q = 2×∆HR = -686.66 kcal. Quesito 4. Calcolare la massa in grammi di NaCl da aggiungere ad 1,00 L di H2O per ottenere una soluzione che abbia la stessa pressione osmotica di una soluzione 0,100 M di CaCl2. Soluzione π = ([Ca2+]1+[Cl–]1) RT = ([Na+]2+[Cl–]2) RT che significa [Ca2+]1+[Cl–]1 = [Na+]2+[Cl–]2

Poiché CaCl2 (s) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq), allora [Ca2+]1 = 0,100 M, e [Cl–]1 = 0,200 M; pertanto [Ca2+]1+[Cl–]1 = 0,300 M = [Na+]2+[Cl–]2. Siccome NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl– (aq), allora [Na+]2 = [Cl–]2, ed anche [Na+]2 = [Cl–]2 = 0,150 M, e n(NaCl) = 0,150 moli. Quindi: m(NaCl) = 0,150 mol·58,44 g/mol = 8,77 g.

Quesito 5. Si abbia una miscela di gas formata da 3,00 moli di CO e 1,00 moli di H2O. Alla temperatura di 1000 °C la costante di equilibrio della reazione

CO + H2O H2 + CO2Kc = 1,6. Quale sarà la composizione (espressa in moli) dei gas all’equilibrio? Soluzione:

La costante di equilibrio assume la forma seguente: O][H[CO] ][H · ][CO

2

22

⋅=Kc

In questo caso particolare Kc = Kp = Kn poiché la reazione avviene senza variazione del numero di moli (∆n = 0). Indicando con x le moli di CO che reagiscono:

( ) ( )( ) ( )x-1,00x-3,00

x · xK n ⋅=

Risolvendo l’equazione di II° grado per x si ottengono due valori: +9,85 e +0,81. L’unico valore valido è + 0,81. All’equilibrio avremo: n(H2) = 0,81 mol n(CO2) = 0,81 mol n(CO) = 3,00 - 0,81 = 2,19 mol n(H2O) = 1,00 - 0,81 = 0,19 mol.

Quesito 6 Calcolare la solubilità in moli/l dell’idrossido di ferro (II) (Fe(OH)2; Kps = 4,9 10–17) in una soluzione tamponata a pH = 7,00. Soluzione L’equilibrio di solubilità è il seguente:

Fe(OH)2.(s) + Fe2+ (aq) + 2 OH– (aq), con Kps = 4,9 10–17 = [Fe2+][OH–]2. Se il pH è tamponato a 7,00, allora [OH–] = 10·10–7 M, e di conseguenza . [Fe2+] = 4,9 10–17 / [OH–]2 = 4,9 10–3 M. Poiché il numero di moli di ione ferro in soluzione è uguale al numero di moli di idrossido di ferro che si sciolgono, allora [Fe2+] coincide con la solubilità dell’idrossido. Quesito 7. Quanti neutroni sono contenuti nell’isotopo 118Sn? R.: Il numero di massa è la somma di neutroni e protoni, il numero atomico è invece pari al numero dei soli protoni, pertanto la risposta è 118 – 50 = 68.

Quesito 8. Come varia il raggio atomico lungo un gruppo della tavola periodica? Motivare brevemente la risposta. R.: Aumenta dall’alto verso il basso in un gruppo: a parità di configurazione elettronica esterna gli ultimi elettroni vengono a trovarsi su un livello energetico superiore, con minore energia di legame (inversamente proporzionale ad n2), a maggiore distanza dal nucleo.

Quesito 9. Descrivere brevemente le caratteristiche principali dei solidi molecolari. R.: I solidi molecolari sono formati da molecole neutre discrete. Possono essere cristallini o amorfi. Generalmente sono poco duri e con basso punto di fusione. Sono solidi molecolari il ghiaccio, la paraffina, la canfora, il naftalene (naftalina), le materie plastiche, etc. Quesito 10. Per l’equilibrio N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) che effetto provoca sull’equilibrio la sottrazione di ammoniaca a temperatura costante? Giustificare brevemente la risposta. R.: Una sottrazione di ammoniaca dall’ambiente di reazione provoca uno spostamento a destra della posizione dell’equilibrio: il sistema forma nuova ammoniaca per tornare all’equilibrio. Quesito 11. Che effetto ha il riscaldamento su un campione di gas contenuto in un recipiente dotato di pistone mobile, e quindi capace di far variare sia la pressione che il volume? Giustificare brevemente la risposta in base all’equazione di stato dei gas perfetti. R.: L’equazione di stato dei .gas perfetti dice che PV = nRT. Ora, se si riscalda una certa massa di gas, poiché il numero di moli n non cambia ed R è costante, il prodotto PV deve necessariamente aumentare. Tutto ciò, tradotto in un piano PV, si manifesta con un allontanamento dall’origine dell’iperbole rappresentante l’andamento grafico dell’equazione PV = K (T) che è la legge di Boyle.

Quesito 12. Una soluzione acquosa in cui è disciolta una certa quantità di Na3PO4 ha un pH acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta (N.B. H3PO4 è un acido debole). R.: Na3PO4 → 3Na+ + PO4

3-. Poiché PO43- è la base coniugata di un acido molto debole,

avremo idrolisi: PO43- + H2O HPO4

2- + OH-. Quindi si tratta di una soluzione basica. Quesito 13. Il cloruro di sodio NaCl si scioglie meglio nell’alcol metilico CH3–OH oppure nell’esano CH3–CH2–CH2-CH2-CH2-CH3? Giustificare brevemente la risposta. R.: Di più nell’alcol metilico, poiché è un solvente polare. La polarità del solvente è infatti molto importante per dissociare il sale negli ioni

Quesito 14. Descrivere brevemente il funzionamento di un catalizzatore. R.: Un catalizzatore consente di condurre una reazione chimica a velocità più sostenuta offrendo ai reagenti un diverso percorso di reazione con energia di attivazione più bassa. Il catalizzatore prende parte alla reazione ma si rigenera alla fine dei singoli eventi reattivi, pertanto non compare nella equazione chimica complessiva.

Quesito 15. Dire quale è il significato del potenziale standard di riduzione di una semicoppia. R.: Il potenziale di riduzione standard misura la tendenza di una specie ossidata ad acquistare elettroni, cioè la tendenza a ridursi, in condizioni standard: 25°C e attività unitarie delle specie che compaiono nella semi-reazione di riduzione. Ad un alto potenziale standard di riduzione corrisponde un’elevata tendenza alla riduzione.


Compito di CHIMICA del 23-03-2007 (Nuovo Ordinamento) (B) Archivio


K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4

Soluzione: 2I– → I2 + 2e– x3 Cr2O7

2- + 6e- +14 H+ + → 2Cr3+ +7H2O x1 6I- + Cr2O7

2- + 14 H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O Completando: 6KI + K2Cr2O7+ 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O Quesito 2. Calcolare la formula minima di un composto organico che all'analisi ha dato i seguenti risultati: C = 66.7%; H = 3.7%; O = 29.6%.

Soluzione Si prendono come riferimento per i calcoli 100 g del composto


C 66.7 5.55 3,00 H 3.7 3.67 1,98 O 29.6 1.85 1

La formula minima del composto è C3H2O. Quesito 3. La densità a condizioni standard del fosforo gassoso è 5.07 g/litro. Calcolare il peso molare e la formula molecolare del fosforo.

Soluzione: PV=nRT, ed n=m/PM, pertanto PV=mRT/PM, da cui PM=mRT/PV. Ma d=m/V, quindi:

PM = d × (RT / P) = = 5.07 g dm-3 × 0.082 atm dm3 mol-1 K-1 × 298 K / 1 atm = 124 g mol-1. Consultando la tavola periodica, PA(P) = 30.9738g mol-1, quindi 124 g mol-1 / 30.97 g mol-1 = 4.00 per cui la formula molecolare del fosforo gassoso è P4. Quesito 4. Quanti grammi di CaCl2 sono necessari per preparare 20.0 litri di soluzione acquosa con la stessa pressione osmotica del sangue (7.60 atm a 37.0 °C)?

Soluzione: π = R·T {[Ca2+] + [Cl–]} Poiché CaCl2 (s) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq), allora {[Ca2+] + [Cl–]} = 3 [CaCl2]0.

Quindi: 7.6 atm = 3 [CaCl2]0 × 0.082 atm L mol–1 K–1 × 310 K

da cui: [CaCl2]0 = 7.6 atm / (0.082 atm L mol–1 K–1 × 310 K × 3) = 0.10 mol L–1

Dovendo preparare 20.0 L di soluzione: n(CaCl2) = 0.10 mol L–1 × 20.0 L = 2.00 mol m(CaCl2) = 2.00 mol × 110.99 g mol–1 = 222 g.

Quesito 5. In un reattore di 1.00 litro vengono introdotti 57.2 g di CO2 e 2.62 g di H2. A 2000 K si stabilisce il seguente equilibrio:

CO2 + H2 CO +H2O Se a 2000 K Kc = 4.40, calcolare le concentrazioni di tutte le specie chimiche all’equilibrio.

Soluzione: Calcoliamo la concentrazione iniziale di CO2 e di H2

[CO2]0 = n0(CO2)/ V = (57.2 g / 44.01 g mol–1) / 1.00 L = 1.30 mol L–1

[H2]0 = n0 (H2)/ V = (2.62 g / 2.016 g mol–1) / 1.00 L = 1.30 mol L–1

CO2 H2 CO H2O Condiz. iniziali, n0/V, moli L–1 1.30 1.30 0 0

All’equilibrio n/V, moli L–1 1.30 - x 1.30 - x x x

quindi la costante di equilibrio: KC = [CO] [H2O] / [CO2] [H2] = x2 / (1.3 – x)2 ⇒ x = 0.88 mol L–1. Quindi le concentrazioni all’equilibrio: [CO2] = [H2] = 0.42 mol L–1; [CO] = [H2O] = 0.88 mol L–1.

Quesito 6. Calcolare la solubilità di AgOH (Kps= 1.5 10-8) in una soluzione di NaOH 0.100 M.

Soluzione L’equilibrio di solubilità è:

AgOH(s) Ag+(aq) + OH-

(aq) con Kps = [Ag+] [OH-] = 1.5 10–8

[OH–] = s + 0.100 M ≈ 0.100 M, e [Ag+] = Kps/[OH–] = 1.5 10–8 /0.100 = 1.5 10–7 M.

Quesito 7. Spiegare cos’è il peso atomico di un elemento. R.: È il peso medio degli atomi di quell’elemento, che si ottiene attraverso la media pesata delle masse dei vari isotopi che costituiscono l’elemento. Quesito 8. Spiegare brevemente come e perché varia il raggio atomico in un gruppo della tavola periodica. R.: Il raggio atomico degli elementi di uno stesso gruppo aumenta dall’alto verso il basso. Questo perché andando verso il basso in un gruppo gli ultimi elettroni si devono sistemare in orbitali sempre più esterni, con numero quantico principale n crescente; gli elettroni esterni quindi sono trattenuti sempre più debolmente e si trovano ad una distanza maggiore dal nucleo. Quesito 9. In quali casi si forma un legame σ e in quali un legame π? Motivare brevemente la risposta. R.: Quando tra due atomi c’è un solo legame covalente, è un legame σ, costituito dalla sovrapposizione di due orbitali, ad es. s o p, che si sovrappongono lungo la congiungente i due nuclei, e la densità elettronica risulta massima in mezzo ai due nuclei. Quando tra due atomi c’è un doppio o un triplo legame covalente, uno è di tipo σ, gli altri di tipo π; il legame π è generalmente dovuto alla sovrapposizione di due orbitali p con assi paralleli tra loro, ma entrambi perpendicolari all’asse internucleare.

Quesito 10. Quali sono le ipotesi alla base del modello dei gas ideali? R.: Molecole puntiformi, prive cioè di volume proprio, ed assenza di forze attrattive o repulsive tra le molecole. Le molecole di un gas reale non sono puntiformi ed occupano un volume finito. Inoltre esistono forze tra le molecole, attrattive a lunga distanza, e repulsive a breve distanza.

Quesito 11. Spiegare perché nel fenomeno dell’evaporazione solo alcune particelle del liquido passano in fase vapore. R.: Solo alcune particelle di liquido passano allo stato vapore ed altre no poiché solo una frazione delle particelle di liquido ha l’energia necessaria a passare in fase vapore (energia o entalpia di evaporazione molare, ∆Hev) come risulta dalla distribuzione di Maxwell-Boltzmann. Quesito 12. Spiegare brevemente cosa si intende quando si parla di equilibrio dinamico per la generica reazione R P. R.: La condizione di equilibrio è caratterizzata dal fatto che [R] e [P] non cambiano nel tempo non perché la reazione si sia fermata, ma perché all’equilibrio la velocità della reazione diretta, che va da R a P, è pari a quella della reazione inversa, che va da P a R.

Quesito 13. Per la reazione in fase gassosa A + 3B 4C cosa succede all’equilibrio se viene diminuito il volume a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché la reazione in esame avviene senza variazione del numero di moli, cioè ∆n = 0, una diminuzione del volume non ha alcun effetto sull’equilibrio. Quesito 14. Spiegare a che serve e come funziona il ponte salino in una cella galvanica. R.: Il ponte salino serve a collegare elettricamente il compartimento anodico e catodico di una cella galvanica. Esso funziona mantenendo l’elettroneutralità nei due compartimenti. Infatti, nel compartimento catodico (dove avviene la reazione di riduzione) si avrebbe un eccesso di carica negativa che viene bilanciata dalla diffusione di ioni positivi dal ponte alla soluzione. Nel compartimento anodico, invece, avviene la diffusione di ioni negativi dal ponte alla soluzione.

Quesito 15. Spiegare il meccanismo di funzionamento di una soluzione tampone CH3COOH / CH3COO– quando ad essa si aggiunge un po’ di HCl. R.: L’HCl libera in soluzione ioni H3O+ che reagiscono con CH3COO– formando acido debole indissociato CH3COOH. Pertanto l’acido non va ad aumentare in modo significativo la concentrazione di H3O+ e il pH resta quasi invariato.



Ag+ + e– Ag Ni2+ + 2e– NiMediante l’equazione di Nernst è possibile calcolare i potenziali di cella: EAg

+/Ag = 0,799–(0,0592/1)·log(1/[Ag+])= 0,799–0,0592·log (1/5,00·10-3)= 0,663 V

ENi2+

/Ni = –0,250–(0,059/2)·log(1/[Ni2+])= –0,250–(0,0592/2)·log(1/10-2) = –0,309V Per cui, la f.e.m. = Ec – Ea = 0,663 – (–0,309) = 0,972 V. L’anodo è l’elettrodo di nichel poiché ha potenziale di riduzione minore; e lì ha luogo l’ossidazione. Il catodo è l’elettrodo di argento poiché ha potenziale di riduzione maggiore; dove ha luogo la riduzione.

Quesito 7. Secondo il principio di Pauli in un orbitale possono trovare posto al massimo due elettroni. Cosa distingue gli elettroni che occupano lo stesso orbitale? R.: Il principio di esclusione di Pauli afferma che in un orbitale non possono coesistere elettroni aventi tutti e quattro in numeri quantici uguali. Quindi, in un orbitale possono coesistere solo due elettroni aventi tre numeri quantici uguali (n, m, l) ma diverso numero quantico di spin.

Quesito 8. Come varia l’energia di ionizzazione lungo un periodo della tavola periodica? Motivare brevemente la risposta. R.: Andando da sinistra verso destra nello stesso periodo, la carica nucleare aumenta, quindi gli elettroni sono tenuti con maggiore energia e quindi l’energia di ionizzazione aumenta.

Quesito 9. In base alle configurazioni elettroniche di Na e Br descrivere brevemente quale tipo di legame si forma in NaBr. R.: Na ha numero atomico Z = 11 (configurazione elettronica esterna 3s1), per cui perde un elettrone e diventa Na+, isoelettronico con Ne con tutti gli orbitali pieni; Br ha Z = 35 (configurazione elettronica esterna 4s2 4p5), per cui acquista un elettrone e diventa Br-, isoelettronico con Kr con tutti gli orbitali pieni. Il catione e l’anione così prodotti si attraggono con una forza elettrostatica e danno luogo ad un legame ionico, pertanto NaBr è un solido ionico.

Quesito 10. La reazione in fase gassosa 3A B + C è all’equilibrio. Da che parte si sposta l’equilibrio se viene raddoppiata la pressione a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Raddoppiando la pressione il sistema si porterà in una nuova posizione di equilibrio diminuendo il numero di moli e facendo diminuire la pressione (principio di Le Chatelier). L’equilibrio si sposta quindi a destra.

Quesito 11. Il valore della variazione di quale grandezza termodinamica da informazioni sulla spontaneità delle reazioni chimiche? Spiegare brevemente. R.: Il valore della variazione di energia libera di Gibbs fornisce l’indicazione sulla spontaneità dei processi chimici. Infatti, la variazione dell'energia libera tra lo stato finale e iniziale è:

∆G = ∆H - T∆S a temperatura costante. Allora, essendo sicuramente spontaneo un processo in cui ∆H < 0 e ∆S > 0, discende che, per un tale processo, ∆G è minore di zero (∆G < 0).

Quesito 12. In una soluzione acquosa di cloruro di ammonio (NH4Cl) il pH è acido, basico o neutro? Motivare la risposta scrivendo le reazioni che avvengono. R.: Il pH è acido; infatti si libera NH4

+, acido coniugato della base debole NH3. Lo ione cloruro, base coniugata dell’acido forte HCl, è inerte. NH4Cl → NH4

+ + Cl–

NH4+ + H2O NH3 + H3O+.

Quesito 13. In quali condizioni di temperatura e pressione un gas si avvicina maggiormente al comportamento ideale? R.: Un gas ideale non ha volume proprio e tra le molecole non ci sono forze attrattive o repulsive. Per avvicinarsi maggiormente al comportamento di un gas ideale le molecole del gas devono essere il più possibile veloci (alta temperatura) e distanti tra loro (bassa pressione).

Quesito 14. AgBr (Kps = 3,5·10-13) è un composto poco solubile in acqua. Dire se tale sostanza è più solubile in una soluzione 1M di HBr o in una soluzione 1M di HCl. Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché AgBr si dissocia in acqua secondo la reazione di equilibrio

AgBr Ag+ + Br–

esso risulta più solubile nella soluzione di HCl, poiché nella soluzione di HBr c’è lo ione a comune Br– che con la sua presenza abbassa la solubilità.

Quesito 15. Che cosa è l’energia di attivazione di una reazione? R.: è la più bassa barriera di energia potenziale che devono superare i reagenti per trasformarsi nei prodotti. L’insieme atomico corrispondente al massimo della energia potenziale è il cosiddetto complesso attivato; alcuni legami sono parzialmente rotti, ed altri (nuovi) sono parzialmente formati.


KClO + I2 + KOH → KIO3 + KCl. Soluzione: Riduzione: ClO– + 2e– + H2O → Cl– + 2OH– ×5 Ossidazione: I2 + 12OH– → 2IO3

– + 10e– + 6H2O ×1 5ClO– + 10e– + 5H2O + I2 + 12OH– → 5Cl– + 10OH– + 2IO3

– + 10e– + 6H2O da cui, semplificando e completando:

5 KClO + I2 + 2 KOH → 5 KCl + 2 KIO3 + H2O.


SO2 + O2 + H2O → H2SO4calcolare la massa di acido solforico (H2SO4) che si ottiene facendo reagire 32,0 g di SO2 con 320 g di O2 in eccesso di acqua. Soluzione: La reazione bilanciata è:

2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4

n (SO2) = g/mol64,0

g32,0 = 0,50 mol; n (O2) = g/mol32,0

g203 = 10,0 mol

rapporto stechiometrico: n (SO2)/ n(O2) = 2 rapporto effettivo: n (SO2)/ n(O2) = 0,05 per cui O2 è in eccesso e SO2 è il reagente limitante.

SO2 O2 H2SO4

nin [mol] 0,50 10,0 0 nreag [mol] 0,50 0,25 0,50 nfin [mol] 0 9,75 0,50 mfin [g] 0 312 49

Quesito 3. Calcolare la densità di un gas, la cui massa molare è 28,02 g/mol, alla pressione di 10,0 atm ed alla temperatura di 0°C. Soluzione La densità: d =

VMMn

Vm ⋅= .


Vn= ,

quindi: Lg12,5

2730,08228,0210,0

RTMMPd . =

⋅⋅

=⋅

=

Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione acquosa di 3,50 g di cloruro di sodio KCl in 370 mL di soluzione a 44°C. Soluzione: nNaCl = 3,50 g / 74,54 g/mol = 4,70·10-2 mol [NaCl] = 4,70·10-2 mol / 0,370 L = 0,127 M π = ([Ka+] + [Cl-]) RT = 2 [KCl] RT = 6,61 atm.

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 5,00 mL di KOH 0,50 M e 50,0 mL di KOH 0,050M. Soluzione: Si calcola il numero di moli di KOH nelle due soluzioni: n1 = 0,50mol/L · 0,005 L = 0,0025 mol n2 = 0,05mol/L · 0,05 L = 0,0025 mol Quindi: nTOT = 0,005 mol → [KOH]TOT = nTOT/VTOT = 0,005/0,055 = 0,091 M per cui, dato che KOH è una base forte: pOH = -log 0,091 = 1,04 → pH = 12,96. Quesito 6 Calcolare la f.e.m. elettromotrice della seguente pila

Ni / Ni2+ 1,00·10-2M // Ag+ 5,00·10-3M / Ag sapendo che E0

Ag+

/Ag= 0,799V e E0 Ni2+

/Ni = -0,250V. Giustificare quale è il catodo e quale è l’anodo. Soluzione Le due reazioni che avvengono all’elettrodo (scritte entrambe nel verso della riduzione) sono:




K2CrO4 + K2SO3 = Cr(OH)3 + K2SO4. + KOH

Soluzione: Riduzione: CrO4

2– + 3e– + 4H2O → Cr3+ + 8OH– ×2

Ossidazione: SO32– + 2OH– → SO4

2– + 2e– + H2O ×3 2CrO4

2– + 6e– + 8H2O + 3SO32– + 6OH– → 2Cr3+ + 16OH– + 3SO4

2– + 6e– + 3H2O da cui, semplificando e completando:

2K2CrO4 + 3K2SO3 + 5H2O = 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 4KOH Quesito 2. Un composto organico ha dato all’analisi la seguente composizione percentuale: C 81,715%, H 18,285%. Calcolare la formula minima del composto.


massa/g n/moli n/nmin 3×(n/nmin) C 81,715 6,803 1 3 H 18,285 18,142 2,666 8

La formula minima del composto è C3H8. Quesito 3. Conoscendo le variazioni entalpiche delle reazioni seguenti: (a) C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2CO2 (g) + H2O(l) ∆Ha = -1299,6 kJ (b) C(s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hb = -393,5 kJ (c) H2(g) + 1/2 O2 (g) → H2O(l) ∆Hc = -285,9 kJ scrivere come si può ottenere la reazione seguente

2C(s) + H2(g) → C2H2 (g) dalle reazioni (a), (b) e (c) e calcolarne la variazione di entalpia

Soluzione: 2CO2 (g) + H2O(l) → C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) ∆H’ = -∆Ha = 1299,6 kJ 2C(s) +2 O2 (g) → 2CO2 (g) ∆H’’ = 2·∆Hb = -787,0 kJ H2(g) + 1/2 O2 (g) → H2O(l) ∆H’’’ = ∆Hc = -285,9 kJ 2C(s) + H2(g) → C2H2 (g) ∆H = 226,7 kJ quindi ∆Ηreaz. = -∆Ha + 2·∆Hb + ∆Hc = 1299,6 kJ + 2 (-393,5) kJ - 285,9 kJ = 226,7 kJ Quesito 4. Calcolare la massa in grammi di NaCl da aggiungere ad 1,000 L di acqua per ottenere una soluzione che abbia la stessa pressione osmotica di una soluzione 0,100 M di CaCl2.

Soluzione: πNaCl = πCaCl2 → 2·cNaCl·RT = 3·0,100·RT → cNaCl = 0,150M. Dovendo preparare 1,000 L di soluzione (trascurando la variazione di volume dovuta all’aggiunta del cloruro di sodio) a tale concentrazione è possibile calcolare le moli di NaCl necessarie e, mediante la massa molare, la massa necessaria: nNaCl = 0,150 M × 1,000 L = 0,150 mol mNaCl = 0,150 mol × 58,44 g/mol = 8,77 g Quesito 5. La costante di equilibrio della reazione

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)a 1120 °C è KC = 2,00. Si determinino le concentrazioni di tutte le specie all’equilibrio se le concentrazioni iniziali sono CCO = 1,00 M, CH2O = 2,50 M, CCO2 = CH2 = 0,00 M.

Soluzione: La costante di equilibrio della reazione è:

]H[]CO[]OH[]CO[K .

22

2C ⋅

⋅=

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) cin 0 0 1,00 2,50 ceq x x 1,00-x 2,50-x

( )( )( )( ) M608,0x

xxx-2,50x-1,0000,2K C =→==

Quindi: [CO2] = 0,608 M [H2] = 0,608 M [CO] = 0,392 M [H2O] = 1,892 M.

Quesito 6 Calcolare il numero di moli per litro di Cd(OH)2 (Kps = 5,27·10-15) che si scioglie in una soluzione tamponata a pH 12.

Soluzione: pH = 12 → pOH = 2 → [OH-] = 10-2 M Quindi, per calcolare la concentrazione dello ione cadmio in questa soluzione:

Cd(OH)2(s) Cd2+(aq) + 2OH-

(aq) da cui Kps = [Cd2+]·[OH-]2 = [Cd2+] · (10-2)2 = [Cd2+] · 10-4 = 5,27·10-15 quindi [Cd2+] = 5,27·10-11 M. Quesito 7. Come varia l’elettronegatività degli atomi da sinistra verso destra in un periodo della tavola periodica e perché? R.: L’elettronegatività aumenta da sinistra a destra in un periodo della tavola periodica perché progressivamente diminuisce l’efficacia della schermatura della carica nucleare e aumenta la carica nucleare efficace sentita dagli elettroni di legame. Quesito 8. Che tipo di legame tiene insieme gli atomi nella sostanza OF2? Giustificare brevemente la risposta. R.: Poiché l’elettronegatività è elevata e molto simile (3,5 e 4,0) il legame nella molecola OF2 è covalente. Quesito 9. Scrivere la configurazione elettronica dello ione Al3+. R.: L’alluminio Al ha numero atomico pari a 13. Quindi, lo ione Al3+ possiede 10 elettroni, con la seguente configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6. Quesito 10. Tra le sostanze CH3OCH3 e CH3CH2OCH2CH3 quale ha la più alta temperatura di ebollizione? Spiegare brevemente il motivo. R.: CH3CH2OCH2CH3 ha la temperatura di ebollizione maggiore perché in questa molecola ci sono più elettroni, e quindi le forze di dispersione sono più intense. Quesito 11. Una soluzione acquosa in cui è disciolta una certa quantità di Na3PO4 ha un pH acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta (N.B. H3PO4 è un acido debole). R.: Na3PO4 → 3Na+ + PO4

3-. Poiché PO43- è la base coniugata di un acido molto debole,

avremo idrolisi: PO43- + H2O HPO4

2- + OH-. Quindi si tratta di una soluzione basica. Quesito 12. La reazione in fase gassosa A + B C è all’equilibrio. Da che parte si sposta l’equilibrio se il volume viene dimezzato a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.:Se si dimezza il volume si raddoppia la pressione. Il sistema si riporta in una nuova posizione di equilibrio che riduce la pressione, per cui l’equilibrio si sposta a destra dove ci sono meno molecole. Quesito 13. Perché il bromo (Br2) si scioglie nell’eptano CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’eptano è una sostanza apolare, pertanto può sciogliere bene sostanze apolari come il bromo Br2. Quesito 14. Spiegare brevemente che cosa è e a cosa serve il ponte salino in una pila. R.: Il ponte salino è costituita da una soluzione di un elettrolita dissociato in ioni e serve a chiudere il circuito elettrico. Gli ioni positivi migrano verso il catodo, gli ioni negativi migrano verso l’anodo. Quesito 15. Nella reazione A + 2B → C + D la velocità di reazione è direttamente proporzionale alla concentrazione di A. Quale è l’ordine di reazione rispetto ad A? Motivare brevemente la risposta. R.: L’ordine della reazione rispetto a A è uno. Infatti, in generale la velocità di reazione è

v = k [A]m[B]n

ma se c’è proporzionalità diretta tre [A] e v, allora necessariamente m = 1.


Compito di CHIMICA (Nuovo ordinamento) 15-09-2003 Archivio

Soluzione: pH=2,5 significa [H3O+]= 3,16·10-3 M. Dall’equilibrio di dissociazione ClCH2COOH + H2O H3O+ + ClCH2COO- si deduce che [ClCH2COO-]=[H3O+]= 3,16·10-3 M. Poiché Ka = [ClCH2COO-] [H3O+] / [ClCH2COOH], allora [ClCH2COOH] = [ClCH2COO-] [H3O+] / Ka = 6,25·10-3. [ClCH2COOH]0 = [ClCH2COOH] + [ClCH2COO-] = 9,41·10-3 M Quesito 7. Perché l’idrogeno elementare esiste come H2 e l’elio elementare come He? R.: L’atomo di idrogeno ha configurazione elettronica 1s1 ed il suo livello elettronico esterno non è completo, pertanto nella molecola H2 ogni atomo si trova intorno due elettroni, ed è come se ognuno avesse completato il proprio livello elettronico esterno. L’atomo di elio ha configurazione elettronica 1s2 ed il suo livello elettronico esterno è completo, pertanto non ha alcuna tendenza a cedere o ad acquistare elettroni nella formazione di legami covalenti. Quesito 8. Quanti e quali e orbitali si trovano al terzo livello energetico (n=3) in un atomo? R.: Un orbitale di tipo s (3s, con l=0 e m = 0), tre orbitali di tipo p (3p, con l =1 e m= -1, 0, +1) e cinque orbitali di tipo d (3d, con l=2, m= -2, -1, 0, +1, +2). Quesito 9. Scrivere le formule dei seguenti composti: a) nitrato (V) di alluminio; b) fosfato (V) di bario; c) solfato (VI) di cromo (III). R.: a) Al(NO3)3 b) Ba3(PO4)2 c) Cr2(SO4)3

Quesito 10. Quale tipo di legame chimico si riscontra nella specie NO? R.: Le elettronegatività di azoto ed ossigeno, non metalli, sono alte e molto vicine, e per questo azoto e ossigeno sono tenuti insieme da un legame covalente. Quesito 11. Quali orbitali ibridi sono usati dall’ossigeno nella molecola H2O? R.: L’ossigeno (n. atomico 8) con configurazione elettronica 1s2 2s2 2p4 ibrida i quattro orbitali del 2° livello per formare 4 orbitali sp3: due dono usati per formare i legami con i due atomi di idrogeno, e due contengono due coppie di elettroni solitari di non legame. Se si considerano le coppie di elettroni solitari la forma della molecola è un tetraedro lievemente distorto. L’angolo H – O – H è di circa 104°. Quesito 12. Spiegare perché i metalli sono buoni conduttori di elettricità e di calore. R.: Il legame metallico si instaura tra tutti gli atomi di un pezzo di metallo mediante condivisione degli elettroni più esterni. Gli elettroni più esterni non sono localizzati tra due atomi, ma sono liberi di muoversi in tutto il pezzo del metallo, e pertanto possono trasportare rapidamente ed efficacemente sia energia cinetica (calore) che carica elettrica (sotto l’effetto di una modesta differenza di potenziale elettrico). Quesito 13. Utilizzando il principio di Le Chatelier descrivere in quale direzione si sposta l’equilibrio gassoso N2 + 3 H2 2 NH3 all’aumentare della pressione. R.: Poiché la reazione procede con una diminuzione del numero di moli, aumentando la pressione la reazione si sposterà verso destra. Quesito 14. Lo studio cinetico della reazione 2A + B C ha dato i seguenti risultati

# prova 1 2 3 4 5 6 [A], M 0,100 0,050 0,025 0,100 0,100 0,100 [B], M 0,100 0,100 0,100 0,050 0,025 0,200

v, M/ora 0,264 0,133 0,066 0,262 0,263 0,266 Quale è l’ordine di reazione? Giustificare in tre righe. R.: La velocità di reazione varia linearmente con la concentrazione di A (ordine di reazione 1 rispetto ad A), e non è influenzata dalla concentrazione di B (ordine di reazione 0 rispetto a B). L’ordine di reazione è uno (1 + 0). Quesito 15. Come si misura la forza di un acido in soluzione acquosa? R.: La forza di un acido si misura dal valore della costante di equilibrio della reazione di dissociazione HA + H2O H3O+ + A-. Più è elevata la costante di equilibrio, maggiore è la forza dell’acido.

Quesito 1. Bilanciare, mediante il metodo ionico-elettronico, la seguente reazione di ossidoriduzione:

K2Cr2O7 + H2SO4 + KBr → Cr2(SO4)3 + Br2 + K2SO4 + H2O Soluzione: La reazione in forma ionica è la seguente:

Cr2O72- + Br - + H+→ Cr3+ + Br2 + H2O

Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O x1

2Br- → Br2 + 2e- x3 Cr2O7

2- + 6Br- + 14H+ → 2Cr3+ + 3Br2 + 7H2O, ed in forma molecolare K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KBr → Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 4K2SO4 + 7H2O

Quesito 2. Un volume di etano (C2H6) brucia in aria formando 10,00 litri di CO2. Un volume diverso di metano (CH4), nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, brucia formando 20,00 litri di CO2. In che rapporto stanno i volumi dei due gas? Soluzione: Le reazioni di combustione sono: C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O Poiché volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle: 10,00 litri di CO2 derivanti dalla combustione dell’etano saranno prodotti da 5,00 litri di etano (rapporto stechiometrico 1:2), 20,00 litri di CO2 derivanti dalla combustione del metano saranno prodotti da 20,00 litri di metano (rapporto stechiometrico 1:1); per cui:

41

20,005,00

VV

4

62

CH

HC ==

Quesito 3. Il nitrato di piombo per riscaldamento si decompone secondo la seguente reazione (non bilanciata): Pb(NO3)2(s) → PbO(s) + NO2(g) + O2(g) Si calcoli il volume totale occupato a 25°C ed a 1,00 atm dai gas prodotti quando 1,52 g del sale di piombo sono decomposti per riscaldamento. Soluzione: Pb(NO3)2(s) → PbO(s) + 2 NO2(g) + 1/2 O2(g) nPb(NO3)2 = 1,52 g / 331,2 gmol-1 = 4,59·10-3 mol nNO2 = nPb(NO3)2 · 2 = 4,59·10-3 mol · 2 = 9,18·10-3 mol nO2 = nPb(NO3)2 / 2 = 4,59·10-3 mol / 2 = 2,29·10-3 mol n = 9,18·10-3 mol + 2,29·10-3 mol = 11,5·10-3 mol PV = nRT V = nRT / P = 11,5·10-3 mol · 0,0821 atm·l·mol-1K-1 / 1 atm = 0,281 l

Quesito 4. Le energie libere di formazione, ∆G0

f, per H2O e CO2 valgono rispettivamente –56,7 kcal/mole e –94,3 kcal/mole. Sapendo che l’energia libera di formazione del glucosio vale –219,2 kcal/mole, stabilire se l’ossidazione del glucosio ad acqua e CO2

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O è una reazione spontanea. Soluzione: ∆G0

reaz.= 6 ∆G0f(H2O) + 6 ∆G0

f(CO2) - ∆G0f(gluc.)

∆G0reaz.= 6(-94,3) + 6(-56,7) – (-219,2) = -686,3 kcal/mole

dunque la reazione è spontanea.

Quesito 5. 0,300 moli di un acido monoprotico in 1,000 l d’acqua sono dissociate al 10,0%. Calcolare la temperatura di congelamento della soluzione (Kcr = 1,86 kg K / mole). Soluzione: L’acido è perzialmente dissociato secondo la reazione HA = H+ + A-

e quindi il numero di particelle in soluzione è del 10,0% superiore a 0,300 moli. L’abbassamento del punto di congelamento è pari a ∆T = Kcr m = 1,86 x 0,330 / 1,000 K = 4,1 K. La temperatura di congelamento è pertanto -0,614 °C Quesito 6. Calcolare la concentrazione analitica di acido cloroacetico ClCH2COOH (Ka=1,6•10-3) in una soluzione di acido cloroacetico in acqua a pH=2,5.

Università degli Studi della Calabria – Facoltà di Ingegneria

Dipartimento di Ingegneria Chimica e dei Materiali Compito di CHIMICA del 02-07-2003 (Nuovo Ordinamento) Archivio

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione in ambienteacido, con il metodo delle semireazioni:

BrO3- + Fe2+ ! Br- + Fe3+.

Soluzione Riduz.: BrO3

- + 6e- + 6H+ ! Br- + 3H2O x1 Ossid.: Fe2+ ! Fe3+ + e- x6 BrO3

- + 6 Fe2+ + 6H+ → Br- + 3H2O +6Fe3+ Quesito 2. Determinare la massa di azoto contenuta in 10,00 kg di unfertilizzante contenente il 92,00% (in massa) di (NH4)2SO4. Soluzione MM[(NH4)2SO4] = 132,13 g/mol n[(NH4)2SO4] = m[(NH4)2SO4] / MM[(NH4)2SO4] = 9200 g / 132,13 g moli-1 == 69,63 moli n(N) = 2· n[(NH4)2SO4] = 139,26 moli m(N) = n(N) · MA(N) = 139,26 moli · 14,0067 g moli-1 = 1951 g Quesito 3. Determinare la massa di H2O e CO2 prodotte dallacombustione di 150 g di propanolo C3H7OH. Soluzione La reazione bilanciata è: C3H7OH + 9/2 O2 ! 3CO2 + 4H2O La massa molare del propanolo è 60,09 g/mole. Le moli contenute in 150 g di propanolo sono n(C3H7OH) = m(C3H7OH) / MM(C3H7OH) = 150 g / 60,09 g moli-1 = 2,50 moli n(CO2) = 3n(C3H7OH) = 7,50 moli; n(H2O) = 4n(C3H7OH) = 10,0 moli m(CO2) = n(CO2) · MM(CO2) = 7,50 moli · 44,0 g/moli = 330 g m(H2O) = n(H2O) · MM(H2O) = 10,0 moli · 18,0 g/moli = 180 g. Quesito 4. 1,000 litro di soluzione per dialisi contiene 22,73 g di glucosio(non elettrolita, massa molare 180,15 g/mol) e 5,78 g di NaCl.Determinare la pressione osmotica della soluzione. Soluzione: n(glucosio)=m(glucosio)/MM(glucosio)=22.7 g / 180.15 g moli-1 = 0,126 moli n(NaCl) = m(NaCl) / MM(NaCl) = 5,8 g / 58,44 g moli-1 = 0,099 moli ntot = n(glucosio) + 2n(NaCl) = 0,324 moli; Ctot=0,324 moli /1,000 l = 0,324 M Π = CtotRT = 0,324 moli l-1 · 0,08206 l·atm·K-1·moli-1·298,15 K = 7,93 atm. Quesito 5. Un pallone di 3,00 l è riempito di He alla pressione di 0,500atm ed alla temperatura di 273 K. Calcolare la densità del gas. Soluzione: PV = n(He)RT n(He) = 3,00 l·0,50 atm / 0,08206 l·atm·K-1·moli-1·273 K = 0,0670 moli m (He) = n(He) MA (He) = 0,0670 moli · 4,0026 g moli-1 = 0,268 g d(He) = m (He) / V = 0,268 g/ 3,000 l = 0,0894 g/l. Quesito 6. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 0,500 gdi NaOH in H2O e portando il volume a 0,350 l. Soluzione n(NaOH) = m(NaOH) / MM(NaOH) = 0,500 g /40,0 g moli-1 = 0,0125 moli [OH-] = n(OH-)/V = 0,0125 moli / 0,350 litri = 0,0357 moli/litro pOH = -Log[OH-] = 1,44; pH = 14-1,44 = 12,56.

Quesito 7. Qual è il legame presente nella sostanza CsI? Motivare la risposta in tre righe. R.: Il cesio e lo iodio appartengono rispettivamente al gruppo IA e VII A della tavola periodica e manifestano una spiccata tendenza a cedere un elettrone il primo e ad acquistarlo il secondo. Il legame sarà di tipo ionico tra lo ione Cs+ e lo ione I-. Quesito 8. Descrivere in tre righe ciò che accade in una soluzione liquida satura di un soluto solido. R.: In una soluzione satura ha luogo un equilibrio dinamico tra il soluto solido (corpo di fondo) ed il soluto sciolto in fase liquida. Nello stesso periodo di tempo il numero di moli di soluto che si scioglie è pari al numero di moli di soluto che passa allo stato solido. Quesito 9. Come si spiega (in tre righe) l�innalzamento del punto di ebollizione di una soluzione ottenuta aggiungendo ad un solvente un soluto non volatile? R.: La tensione di vapore della soluzione è inferiore alla tensione di vapore del solvente per il principio di Raoult. Affinché la tensione di vapore della soluzione uguagli la pressione esterna è necessaria una temperatura superiore di quella sufficiente a fare bollire il solvente puro. Quesito 10. Un dispositivo contenente una membrana selettiva consente di allontanare l�acqua prodotta dalla seguente reazione di equilibrio: RCOOH + CH3OH = RCOOCH3 + H2O. Spiegare gli effetti sull�equilibrio in cinque righe. R.: La sottrazione di un prodotto dall�ambiente di reazione allontana il sistema dall�equilibrio. Secondo il principio di Le Chatelier, il sistema tende a riportarsi in una nuova posizione di equilibrio minimizzando l�effetto della variazione apportata. Pertanto l�equilibrio si sposterà verso destra e verrà prodotta nuova acqua fino al ripristino del valore della costante di equilibrio. Quesito 11. Definire in tre righe il grado di dissociazione di un elettrolita. R.: Il grado di dissociazione di un elettrolita è il rapporto tra il numero di moli dell�elettrolita dissociate e quelle iniziali, e varia tra 0 (elettrolita non dissociato) e 1 (elettrolita completamente dissociato). Quesito 12. Nella condensazione su una superficie le molecole di vapore rilasciano o assorbono energia? Spiegare in tre righe. R.: Rilasciano energia sulla superficie. Si formano legami intermolecolari che tengono vicine le molecole che stavano nella fase vapore, e la relativa energia viene ceduta durante la condensazione. Quesito 13. Spiegare cosa avviene durante una reazione di neutralizzazione acido-base. R.: Gli ioni idrossido provenienti dalla base e gli ioni idrogeno provenienti dall�acido reagiscono per produrre molecole di acqua. Se essi sono presenti in quantità equimolare si otterrà una soluzione a pH neutro.

Quesito 14. La distillazione sotto vuoto di un liquido avverrà a temperatura più alta o più bassa rispetto alla distillazione dello stesso liquido a pressione atmosferica? Perché? R.: Più bassa. La tensione di vapore del liquido raggiungerà la pressione esterna a temperatura tanto più bassa quanto più spinto sarà il vuoto. Quesito 15. Spiegare in tre righe quando un reagente è limitante in una reazione chimica. R.: Se i reagenti che prendono parte ad una reazione chimica quantitativa sono presenti in quantità non stechiometriche, allora la reazione procederà fino ad esaurimento del reagente presente in difetto, indicato appunto come reagente limitante.



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossido-riduzione inambiente acido col metodo delle semireazioni:

Fe2+ + MnO4- → Fe3+ + Mn2+

Soluzione Fe2+ → Fe3+ + 1 e- X 5 MnO4

- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O X 1 5 Fe2+ + MnO4

- + 8 H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O Quesito 2. Dalla combustione di 1.070g di un composto contenente carbonio,idrogeno e ossigeno si ottengono 2.354g di CO2 e 1.284g di H2O. Sicalcoli la composizione percentuale del composto (cioè %p di C, H, O). Soluzione [C, H, O] + O2 → CO2 + H2O La reazione indica che tutto il carbonio delcomposto di partenza [C, H, O] si ritrova nella CO2, e tutto l�idrogenonell�acqua. La massa di C nella CO2 (e di H nell�acqua) si calcoladeterminando prima il n di moli di CO2 (H2O), poi il numero di moli diatomi di carbonio (idrogeno), ed infine la massa degli atomi di C nellaCO2 (di H nell�acqua). Una volta nota la massa di C ed H, la massa di Onel composto [C, H, O] si calcola per differenza dal totale. Si può infineprocedere al calcolo delle percentuali in peso dei diversi elementi. n(CO2) = 2.354 g / 44.0098 g mol-1 = 0.05349 moli In una molecola di CO2 c�è un atomo di C, pertanto n(C) = n(CO2) =0.05349 moli, e quindi massa(C) = 0.05349 moli x 12.011 g mol-1 =0.6424 g n(H2O) = 1.284 g / 18.0152 g mol-1 = 0.07127 moli In una molecola di H2O ci sono due atomi di H, pertanto n(H) = 2n(H2O)= 0.1425 moli, e quindi massa(H) = 0.1425 moli x 1.0079 g mol-1 =0.1437 g La massa di ossigeno nel composto sarà pari a massa(O) = massa totale - massa(C) - massa(H) = (1.070 � 0.6424 �0.1437) g = 0.284 g % C nel composto = (0.6424 g /1.070 g)*100 = 60.0 % % H nel composto = (0.1437 g/1.070 g)*100 = 13.4 % % O nel composto = (0.284 g/1.070 g)*100 = 26.5 % Quesito 3. La pressione di vapore del benzene (C6H6) è 400 Torr a 60,0 °C mascende a 386 Torr quando 19,0 g di un composto organico non volatilesono disciolti in 500 g di benzene. Calcolare la massa molare delcomposto. Soluzione Dalla legge di Raoult, per il solvente, si ha:

0AAA PχP = 0,965

400386χ A ==

M.M. (C6H6) = 78,11 g/mol n (C6H6) = 500 / 78,11 =6,40 moli

0,232molin0,965nn

nB

BA

A =⇒=+

molg81,8

0,23219,0

nM(g)M.M.

M.M.M(g)n

BB ===⇒=

Quesito 4. 10,8 moli di un gas subiscono la seguente trasformazione: espansione da2,00 litri a 8,00 litri contro una pressione esterna di 2,50 atm.Determinare il lavoro di espansione in Joule. Soluzione: Il lavoro compiuto dal gas è pari alla pressione esterna per la variazionedi volume. W = pest ∆V = 2.50 atm x (8.00 � 2.00) l = 15.0 l atm Considerando che 1 (atm×l) η 101,3 Joule, il lavoro di espansione è: W = 15,0 l atm x 101,3 J l-1 atm-1 = 1520 J. Tale quantità è negativa se si adotta la convenzione secondo la quale ènegativo il lavoro compiuto dal sistema. Quesito 5. La costante di dissociazione di un acido monoprotico HA è Ka = 1.1·10-2.Calcolare il pH di una soluzione 0.660 M dell�acido ed il suo grado didissociazione. Soluzione: Indicando con x sia [H+] che [A-] si ha: Ka = [H+][A-]/[HA] = x2/(0.660-x), da cui: x2 + 0.011x � 0.00726 = 0 ε x = 0.0799 M = [H+] = [A-].Ne consegue che pH = 1.10, ed anche α = 0.0799/0.660 = 0.121 Quesito 6. Calcolare la f.e.m. di una pila costituita da un elettrodo di rame immersoin una soluzione di CuSO4 0,1M, accoppiato ad un elettrodo di rameimmerso in una soluzione 0,01M di Cu2+.

Soluzione: La pila è schematizzata così: Cu|Cu2+(0,1M)||Cu2+(0,01M)|Cu, ed è una pila a concentrazione. f.e.m.= ∆E° + (0,0591/n) Log(c1/c2)= (0,0591/2) Log(0,1/0,01) = 0,0295 V. Quesito 7. Scrivere la formula di struttura dell�acqua; dire sinteticamente che tipo di orbitali usa l�ossigeno nella formazione dei legami con l�idrogeno. R.: L�ossigeno utilizza quattro orbitali ibridi sp3, due dei quali per formare due legami covalenti per sovrapposizione con gli orbitali 1s degli idrogeni, e due per sistemare le due coppie solitarie; gli atomi di idrogeno e le coppie solitarie sono disposte ai vertici di un tetraedro distorto.

O

H H Quesito 8. Enunciare la legge di Boyle e disegnare il diagramma che descrive l�andamento di P in funzione di V per un certo gas ideale a temperatura costante. R.: La legge di Boyle dice che per un gas ideale il prodotto tra pressione e volume a temperatura costante è costante:

(PV)T = cost. che è l�equazione di un�iperbole, per cui ad una certa temperatura T si ha:

Quesito 9. Pesando uguali qupesate si ha un risposta. R.: L�NaOH ha unsi ha un maggior natomi di ossigeno.Quesito 10. Spiegare che tipomotivare. R.: La differenza instauri un legamcationi si dispongoreticolo geometricQuesito 11. La molecola di idrR.: La molecola molecole biatomicfatto che i due atomQuesito 12. In una soluzione abasico o neutro?avvengono. R.: Il pH è acido; NH3. Lo ione cloru

Quesito 13. Spiegare brevemeArrenhius. R.: Un acido di capace di liberareacquistare un doppQuesito 14. Cosa vuol dire cheR.: Il grado di dissociata ed è untende a uno vuol parte indissociata,Quesito 15. Nella reazione A →R.: v = - d[A]/dt =

P

antità in massa di KOH edmaggior numero di atomi

peso molare minore del KOumero di moli di NaOH e qu

di legami sono presenti

di elettronegatività tra il pote di tipo ionico tra lo ione Kno nello spazio ordinatamen

o tridimensionale (reticolo cr

ogeno è polare? Motivare la rdi idrogeno non è polare; he omonucleari non possiedi di idrogeno hanno la stess

cquosa di cloruro di ammon Motivare la risposta sc

infatti si libera NH4+, acido c

ro, base coniugata dell�acidoNH4Cl → NH4

+ + ClNH4

+ + H2O ↔ NH3 + H

nte la differenza tra un acid

Arrhenius è una sostanza ch ioni H+; un acido di Lewisietto di elettroni.

il grado di dissociazione di udissociazione rappresenta

numero (puro) compreso trdire che la parte dissociata è cioè l�elettrolita è totalmente

B definire la velocità di rea d[B]/dt.

V

NaOH in quale delle due di ossigeno? Motivare la

H quindi a parità di massa indi un maggior numero di

in un granello di KCl e

assio e il cloro fa sì che si + e lo ione Cl-. Anioni e

te, alternati ai vertici di un istallino).

isposta. essa infatti come tutte le e momento di dipolo per il a elettronegatività.

io (NH4Cl) il pH è acido, rivendo le reazioni che

oniugato della base debole forte HCl, è inerte.

- 3O+

o di Lewis e un acido di

e in soluzione acquosa è è una sostanza capace di

n elettrolita tende a uno? la frazione di elettrolita a zero e uno; quando esso molto grande rispetto alla dissociato, quindi forte.

zione.



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione redox, in ambiente basico, con il metodo delle semireazioni:

As4 + KClO3 → K3AsO4 + KCl + H2O. Soluzione: riduzione: ClO3

- + 6 e- + 3 H2O → Cl- + 6 OH- x10 ossidazione: As4 + 32 OH- → 4 AsO4

3- + 20 e- + 16 H2O x3 10 ClO3

- + 60 e- + 30 H2O + 3 As4 + 96 OH- → 10 Cl- + 60 OH- + 12 AsO43- + 60 e- + 48 H2O

Semplificando e completando: 3 As4 + 10 KClO3 + 36 KOH → 12 K3AsO4 + 10 KCl + 18H2O.

Quesito 2. Determinare la formula minima di un composto che ha dato all’analisi elementare i seguenti risultati: Na 42.07 %, P 18.89%, O 39.04%. Soluzione Si prendono come riferimento per i calcoli 100 g del composto:

massa/g n/mol n/nmin Na 42.07 1.830 3.000 P 18.89 0.610 1.000 O 39.04 2.440 4.000

La formula minima del composto è Na3PO4. Quesito 3. Calcolare il calore che si sviluppa dalla completa ossidazione di 0.500 moli di etanolo (C2H5OH) ad acido acetico (CH3COOH), secondo la reazione C2H5OH + O2 → CH3COOH + H2O sapendo che: a) C2H5OH + 3 O2 → 2CO2 + 3H2O ∆H0

a = -1371 kJ/mol b) CH3COOH + 2 O2 → 2CO2 + 2H2O ∆H0

b = -876 kJ/mol Soluzione: Per ottenere la reazione di ossidazione dell’etanolo ad acido acetico si devono combinare le 2 reazioni come segue: (a) – (b). Pertanto l’entalpia di reazione per l’ossidazione dell’etanolo ad acido acetico è: ∆H0

r = ∆H0a - ∆H0

b = (-1371 kJ/mol) - (-876 kJ/mol) = -495 kJ/mol Il calore prodotto q è dato da: q = - n (C2H5OH) × ∆H0

r = (0.5 mol) × (495 kJ/mol) = 247.5 kJ. Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione acquosa di 7.80 g di cloruro di calcio CaCl2 in 500 mL di soluzione a 30°C. Soluzione: nCaCl2 = 7.80 g / 110.98 g/mol = 0.070 mol [CaCl2] = 0.070mol / 0.500 l = 0.141 M π = ([Ca +] + [2·Cl -]) RT = 3 [CaCl2] ·RT = 10.52 atm. Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 600 mL di KOH 0.100 M con 400 mL di HCl 0.200 M. Soluzione: La reazione di neutralizzazione che avviene è:

KOH + HCl → KCl + H2O n (KOH) = 0.100 mol/L × 0.600 L = 0.060 moli n (HCl) = 0.200 mol/L × 0.400 L = 0.080 moli Il reagente in eccesso è HCl che determinerà quindi il pH della soluzione finale n (H+) = 0.08 – 0.06= 0.02 moli [H+] = 0.02 mol / 1.00 L = 0.02 M pH = -log [H+] = -log 0.02 = 1.7 Quesito 6. Calcolare la f.e.m. a 25°C della seguente pila: Zn | Zn++ (2.5 × 10–4 M) || Zn++ (2.1 × 10–1 M) | Zn, e riportare le reazioni che avvengono all’anodo ed al catodo. [E0 (Zn++/Zn) = –0.76 V]. Soluzione Si tratta di un pila a concentrazione. Le reazioni che avvengono ai due elettrodi sono: catodo: Zn++ + 2 e– Zn anodo: Zn Zn++ + 2 e–

Soluzione diluita: E1 = -0.76 – (0.0592 / 2) × log (1 / 2.5 × 10–4) = -0.867 V Soluzione concentrata: E2 = -0.76 – (0.0592 / 2) × log (1 / 2.1 × 10–1) = -0.780 V f.e.m. = E2 – E1 = –0.780– (–0.867) = 0.087 V.

Quesito 7. Definire l’energia di ionizzazione e spiegare brevemente cosa rappresenta il suo valore. R.: Si definisce come energia di ionizzazione l’energia necessaria ad allontanare ad una distanza infinita una mole di elettroni da una mole di atomi gassosi con la formazione di una mole di ioni positivi gassosi. Tale energia rappresenta una misura della forza con cui l’elettrone è attratto dal nucleo in un atomo.

Quesito 8. Scrivere perché è più stabile lo ione Ca2+ rispetto allo ione Ca+. R.: Lo ione Ca+ ha la configurazione elettronica seguente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Ricordando che una specie è più stabile se possiede tutti gli orbitali pieni si ha che Ca+ tende a cedere un ulteriore elettrone formando Ca2+.

Quesito 9. Quale tipo di legame si ha nella sostanza KI? Giustificare brevemente la risposta. R.: Il potassio K appartiene al gruppo IA, pertanto ha bassissima elettronegatività, cioè una grossa tendenza a perdere un elettrone e diventare K+. Lo iodio appartiene al gruppo VIIA, pertanto ha alta elettronegatività, cioè una grossa tendenza ad acquistare un elettrone e diventare I-. Nello ioduro di potassio si ha separazione netta della carica tra i due ioni ed il legame che si forma è di tipo ionico.

Quesito 10. Un campione di N2 tenuto inizialmente a condizioni normali viene trasferito, a temperatura costante, da un recipiente di 1.00 L ad uno di 2.00 L. Quale effetto determina tale trasformazione sull’energia cinetica media delle molecole e sulla pressione? Motivare brevemente la risposta in base alla teoria cinetica dei gas. R. L’energia cinetica media delle molecole di N2 dipende solo dalla temperatura, e non cambia in seguito alla espansione da 1.00 L ad 2.00 L a temperatura costante. Poiché le molecole si muovono con la medesima energia cinetica, ma in un volume maggiore, il numero totale degli urti al secondo contro le pareti del recipiente diminuisce, per cui diminuisce anche il numero di urti per unità di superficie (pressione).

Quesito 11. Quali sono i due principi generali su cui si basa la termodinamica? R.: La termodinamica è basata su due principi generali che racchiudono l'osservazione sperimentale del comportamento di due grandezze, l'energia e l’entropia, nei fenomeni fisici e chimici. In pratica tali principi possono essere così enunciati:

1. L’energia dell’universo è costante. 2. L’entropia dell’universo è in continuo aumento.

Quesito 12. Spiegare brevemente cosa si intende quando si dice che l’equilibrio di fase H2O(l) H2O(g) è dinamico. R.: Nella condizione di equilibrio la velocità di condensazione (cioè il numero di moli o molecole che, in un certo tempo, passano in fase liquida) e la velocità di evaporazione (cioè il numero di moli o molecole di liquido che, nello stesso intervallo di tempo, passano in fase vapore) diventano uguali per cui pur essendo zero la variazione di velocità il sistema continua a trasformarsi.

Quesito 13. Si consideri la generica reazione:

a A (g) + b B (g) c C (g) + d D (g) e si supponga di introdurre una certa quantità di A e di B a reagire in un recipiente inizialmente vuoto. Mantenendo costante pressione e temperatura, in quale caso il volume aumenterà nel corso della reazione? Giustificare brevemente la risposta. R.: Il volume aumenterà nel corso della reazione se il numero di moli di gas nel sistema aumenta, cioè se il numero di moli di gas che si formano è maggiore del numero di moli di gas che si consumano, cioè se (c + d) > (a + b).

Quesito 14. Cosa accade alla solubilità di Ba(IO3)2 (sale poco solubile) quando lo si scioglie in una soluzione di KIO3? R.: La presenza degli ioni IO3

- derivanti dalla dissociazione completa di KIO3 spostano, per il principio di Le Chatelier, verso sinistra l’equilibrio di dissociazione del sale poco solubile. Ne deriva che la solubilità di quest’ultimo diminuisce.

Quesito 15. Come si può definire la velocità di una reazione chimica? R.: La velocità di una reazione si può definire come la quantità di sostanza che reagisce o che si forma nell’unità di tempo (si può anche definire come la variazione di concentrazione di un reagente o di un prodotto nell’unità di tempo).



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione, in ambiente acido, con il metodo delle semireazioni (o ionico-elettronico):

Ag2S + HNO3 → AgNO3 + NO + S.Soluzione: Ossidazione: S2– → S + 2e– ×3 Riduzione: NO3

– + 3e– + 4H+ → NO + 2H2O ×2 3S2– + 2NO3

– + 8H+ → 3S + 2NO + 4H2O In forma molecolare (completando):

3Ag2S + 8HNO3 → 3S + 2NO + 4 H2O + 6AgNO3.

Quesito 2. 10,0 grammi di fosforo P4 sono fatti reagire con 10,0 grammi di idrossido di sodio e con un eccesso di acqua secondo la seguente reazione (già bilanciata):

P4 + 4NaOH + 4H2O → 4NaH2PO2 + 2H2. Calcolare la massa di reagente in eccesso che si consuma. Soluzione: n0(P4) = 10,0 g / 123,90 g·mol–1 = 0,0807 mol n0(NaOH) = 10,0 g / 40,00 g·mol–1 = 0,250 mol Dividendo le moli iniziali per i rispettivi coefficienti stechiometrici, si nota che n0(NaOH)/4 < n0(P4), e pertanto NaOH è il reagente limitante. Quindi il numero di moli di P4 che si consuma è: n(P4) = ¼ n0(NaOH) = 0,0625 mol, da cui m(P4) = 0,0625 mol × 123,90 g·mol–1= 7,74 g.

Quesito 3. Un contenitore di 10,0 L è riempito con N2 alla pressione di 1,00 atm ed alla temperatura di 298 K. Calcolare la densità del gas. Soluzione: PV = n(N2)RT n(N2) = 1,00 atm × 10,0 L / (0,08206 L·atm·K–1·moli–1 298 K) = 0,409 moli m(N2) = n(N2) MM(N2) = 0,409 moli · 28,0 g moli–1 = 11,5 g d(N2) = m(N2) / V = 11,5 g/ 10,0 L = 1,15 g/L.

Quesito 4. 0,350 g di un composto organico non elettrolita, sciolti in 10,0 g di diclorobenzene (Keb = 5,00 K·kg·mol–1) fanno innalzare la temperatura di ebollizione della soluzione di 0,915 °C rispetto al solvente puro. Calcolare la massa molare del composto. Soluzione: ∆Teb = Keb · [soluto] [soluto] = ∆Teb / Keb = 0,915 K / 5,00 K·kg·mol–1 = 0,183 moli kg–1. Ora, dalla definizione di concentrazione molale:

)m(solventeMM(soluto)

m(soluto)

)m(solventen(soluto)[soluto] ==

da cui 1molg 191 −⋅=

⋅==

kg 0,0100 kg moli 0,183g 0,350

)m(solvente [soluto]m(soluto) MM(soluto) 1-

Quesito 5. Calcolare la concentrazione del sale NH4NO3 in una sua soluzione acquosa con pH 4,48. (Kb(NH3) = 1,85·10–5). Soluzione: Il nitrato di ammonio in acqua si dissocia totalmente secondo la seguente reazione: NH4NO3 (s) NH4

+ (aq) + NO3– (aq).

Lo ione ammonio è un acido debole ed in acqua dà luogo al seguente equilibrio: NH4

+ (aq) + H2O NH3 (aq) + H3O+

al tempo t=0 C0 0 ~ 0 all’equilibrio C0-x x ~ x Ora, x è la concentrazione di ioni H+ in soluzione, calcolabile dal valore di pH:

M103,311010x 54,48pH −−− ⋅=== . Quindi dalla costante di equilibrio si calcola C0:

M 2,03C 103,31C

)10(3,31105,4K

KK 05

0

2510

)b(NH

wa

3

=⇒⋅−

⋅=⋅== −

−−

Quesito 6 Calcolare a 25°C la f.e.m. della seguente pila:

Pd ⎮ Pd2+ (0,500 M) ⎮⎮ Cd2+ (0,250 M) ⎮ Cd sapendo che E°(Cd2+/Cd) = - 0,400 V, ed E°(Pd2+/Pd) = 0,987 V.

Soluzione Poiché non siamo in condizioni standard, bisogna calcolare i potenziali per ogni semicella: E(Pd2+/Pd) = E°(Pd2+/Pd) –0,0592/2 Log (1/[Pd2+]) = 0,987 – 0,009 = 0,978 V E(Cd2+/Cd) = E°(Cd2+/Cd) –0,0592/2 Log (1/[Cd2+]) = –0,400–0,012 = –0,412 V E(Pd2+/Pd) > E(Cd2+/Cd), pertanto l’elettrodo di Pd è il catodo della pila mentre quello di Cd è l’anodo. Le due reazioni redox sono: Rid Pd2+ + 2e– Pd *1 Ox Cd Cd2+ + 2e– *1

Pd2+ + Cd Pd + Cd2+

Quindi: fem = ∆E = 0,978 V – (– 0,412) V = 1,390 V. Quesito 7. Come varia la dimensione atomica da sinistra verso destra in un periodo della tabella periodica, e perchè? R.: La dimensione atomica diminuisce da sinistra verso destra; gli elettroni che aumentano lungo un periodo si sistemano sugli stessi orbitali esterni, cosa che fa aumentare la carica nucleare efficace sentita dagli ultimi elettroni, e anche l’attrazione verso il nucleo. Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica dello ione P3–. R.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Quesito 9. In base alle configurazioni elettroniche di K e di Br descrivere brevemente quale tipo di legame tra gli atomi esiste nella sostanza KBr. R.: K ha numero atomico 19 (configurazione elettronica esterna 4s1), poco elettronegativo, perde facilmente un elettrone e diventa ione K+, isoelettronico con l’argon; Br ha Z = 35 (configurazione elettronica esterna 4s2 4p5), abbastanza elettronegativo, per cui tende ad acquistare un elettrone per diventare ione Br–, isoelettronico con il kripton, con tutti gli orbitali esterni pieni. La differenza di elettronegatività dei due elementi è notevole, quindi nella sostanza KBr ci sono ioni positivi e negativi, tra i quali si instaura un legame ionico. KBr è un solido ionico. Quesito 10. La seguente reazione esotermica in fase gassosa

2A + B 3C + 2D è sempre spontanea? Giustificare brevemente la risposta. R.: Una reazione è spontanea se si ha una diminuzione dell’energia libera di Gibbs:

∆G = ∆H – T∆S < 0. La reazione prevede una diminuzione dell’entalpia (∆Η < 0); d’altra parte essa provoca un aumento del numero di moli, quindi il disordine molecolare aumenta, e di conseguenza ∆S>0, da cui – T∆S < 0, ed anche ∆G = ∆H – T∆S < 0. Quindi la reazione è sempre spontanea. Quesito 11. Che accade al punto triplo per una sostanza pura? R.: Il punto triplo di una sostanza pura corrisponde ad uno stato di equilibrio, con temperatura e pressione ben definite, in cui coesistono le tre fasi solida, liquida e gassosa. Quesito 12. Fe(OH)2 è una sostanza poco solubile in acqua. Come si potrebbe aumentare la sua solubilità? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’idrossido di ferro (II) si scioglie poco, e la reazione di equilibrio

Fe(OH)2 (s) Fe2+ (aq) + 2 OH– (aq) è molto spostata a sinistra. Per spostare l’equilibrio verso destra si potrebbe sottrarre uno dei due prodotti dall’equilibrio: aggiungendo un acido forte lo ione OH– sarebbe consumato e l’equilibrio verrebbe spostato a destra, con l’effetto di mandare altro idrossido di ferro in soluzione. Quesito 13. Cos’è un acido diprotico? Fare almeno un esempio. R.: Un acido diprotico è formato da molecole che possono ciascuna mandare due ioni idrogeno in soluzione acquosa. Sono acidi diprotici H2SO4, HOOC–COOH, H2S. Quesito 14. In una pentola a pressione si raggiunge una pressione superiore alla pressione esterna. Perché cuoce i cibi più rapidamente di una normale casseruola? R.: In una pentola a pressione la pressione più alta costringe l’acqua all’interno della pentola a bollire ad una temperatura superiore a 100°C. La temperatura più elevata dell’acqua in ebollizione cuoce i cibi più velocemente. Quesito 15. Definire brevemente un catalizzatore ed il suo funzionamento. R.: Un catalizzatore è una sostanza capace di fare avvenire più velocemente una reazione nelle stesse condizioni di temperatura, pressione e concentrazione, grazie a una ridotta energia di attivazione, e che si trova tale e quale dopo la reazione. In presenza di un catalizzatore le reazioni elementari che portano agli stessi prodotti sono diverse, ed il catalizzatore vi prende parte: è sia reagente che prodotto.




K2SO4 + HBr KBr +Br2 + SO2Soluzione: Ossidazione: 2 Br– Br2 + 2e– ×1 Riduzione: SO4

2– + 2e– + 4H+ SO2 + 2H2O ×1 2Br– + SO4

2– + 4 H+ = Br2 + SO2 + 2H2O da cui, semplificando e completando:

K2SO4+ 4HBr = Br2 + SO2+ 2 KBr + 2H2O.

Quesito 2. Calcolare la percentuale in peso di ogni elemento presente nel composto Al2(SO4)3. Soluzione: Per il solfato di alluminio Al2(SO4)3 la massa molare è pari a 342,2 g/mol. La percentuale in peso degli elementi si può calcolare nel modo seguente:

15,77%100g/mol 342,2g/mol) (26,98 2100

MMMM(Al) 2%Al

composto

=×=×=

28,12%100g/mol 342,2g/mol) (32,07 3100

MMMM(S) 3%S

composto

=×=×=

56,11%100g/mol 342,2

g/mol) (16,00 12100MM

MM(O) 12%Ocomposto

=×=×=

Quesito 3. Quanti grammi di H2O e di CO2 si ottengono dalla completa combustione di 1,500 kg di butano?

C4H10 + O2→ CO2+ H2O (Reazione da bilanciare) Soluzione La reazione bilanciata è:

C4H10 + 13/2 O2→ 4 CO2+ 5 H2O n(C4H10) = m(C4H10) / MM(C4H10) = 1500 g / 58,12 g mol-1 = 25,81 mol n(CO2) = n(C4H10) × 4 = 103,23 mol m(CO2) = n(CO2) × MM(CO2) = 103,24 mol × 44,00 g mol-1 = 4543 g n(H2O) = n(C4H10) × 5 = 129,05 mol m(H2O) = n(H2O) × MM(H2O) = 129,05 mol × 18,02 g mol-1 = 2325 g Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica alla temperatura di 50,0° C di una soluzione acquosa di solfato di potassio (K2SO4) al 2,00 % in peso avente una densità pari a 1,081 g/cm3. Soluzione:

K2SO4(s) → 2 K(aq) + + SO4(aq) 2-

In 100 g di soluzione sono presenti 2,00 g di K2SO4. d = M (soluzione) / V (soluzione) → V (soluzione) = M (soluzione) / d V (soluzione) = 100 g / 1,081 g/cm3 = 92.5 cm3

n (K2SO4)= M (K2SO4) /MM(K2SO4)= 2,00 (g) / 174,3 (g/mole) =0,0115 moli M = n (soluto) /V (soluzione)= 0,0115 moli /0,0925 (l) = 0,124 (moli/l) Π = M·R·T·ν = 0,124 (moli/l)·0,082 (l atm mol–1 K–1)·323(K)·3 = 9,853 atm.

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione acquosa 0,150 M di nitrato di ammonio (NH4NO3), sapendo che la costante di dissociazione basica (Kb) dell’ammoniaca (NH3) è pari a 1,8 10-5. Soluzione: Il nitrato d’ammonio è un elettrolita forte che in acqua si dissocia completamente come segue:

NH4NO3 (aq) → NH4+ (aq) + NO3

- (aq). Lo ione ammonio NH4

+ è l’acido coniugato dell’ammoniaca, per cui nella soluzione acquosa avrà luogo il seguente equilibrio:

NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)

la cui costante di equilibrio: [ ] [ ]

[ ]+

+−

−

− ⋅=⋅=

⋅⋅

==4

33105

14w

a NHOHNH

105.6101.8101.0

KK

Kb

All’equilibrio: [NH

3] = [H3O+] = x [NH4

+] = 0,150 – x ≈ 0,150 per cui:

5,04 pH =⇒⋅=⇒= − M10,169x0,150

xK 62

a

Quesito 6 Calcolare a 25°C la f.e.m. della seguente pila e scrivere la reazione globale:

Pd ⎮ Pd2+ (0,350 M) ⎮⎮ Cd2+ (0,700 M) ⎮ Cd sapendo che E°(Cd2+/Cd) = - 0,400 V, ed E°(Pd2+/Pd) = 0,987 V.

Soluzione Poiché non siamo in condizioni standard, bisogna calcolare i potenziali per ogni semicella: E(Pd2+/Pd) = E°(Pd2+/Pd) –0,0592/2 Log (1/[Pd2+]) = 0,974 V E(Cd2+/Cd) = E°(Cd2+/Cd) –0,0592/2 Log (1/[Cd2+]) = –0,405 V E(Pd2+/Pd) > E(Cd2+/Cd), pertanto l’elettrodo di Pd è il catodo della pila mentre quello di Cd è l’anodo. Le due reazioni redox sono: Rid Pd2+ + 2e– Pd *1 Ox Cd Cd2+ + 2e– *1

Pd2+ + Cd Pd + Cd2+

Quindi: fem = ∆E = 0,974 V – (– 0,405) V = 1,379 V. Quesito 7. Sistemare in ordine crescente di energia di prima ionizzazione i seguenti elementi: cloro, sodio, silicio. Giustificare brevemente la risposta. R.: L’ordine di energia di prima ionizzazione è il seguente: Na < Si < Cl. Il sodio ha configurazione elettronica esterna 3s1, la carica nucleare è molto ben schermata dagli elettroni più interni, pertanto l’elettrone esterno è trattenuto debolmente dall’atomo. La schermatura della carica nucleare nel cloro (3s2 3p5) non è efficace, e gli elettroni sono trattenuti molto bene. La situazione è intermedia nel caso del silicio (3s2 3p2).

Quesito 8. In base alle configurazioni elettroniche di K e F descrivere brevemente quale tipo di legame si forma in KF. R.: K ha numero atomico Z = 19 (configurazione elettronica esterna 4s1), per cui perde un elettrone e diventa K+, isoelettronico con l’Argon con tutti gli orbitali pieni; F ha Z = 9 (configurazione elettronica esterna 2s2 2p5), per cui acquista un elettrone e diventa F-, isoelettronico con il Neon con tutti gli orbitali pieni. Le due cariche, una positiva e l’altra negativa, si attraggono per forza elettrostatica formando un legame ionico.

Quesito 9. Cosa esprime il concetto della dualità onda-particella e l’equazione ad esso relativa? R.: Questo concetto, alla base della quantomeccanica sviluppato da L. De Broglie nel 1924, stabilisce che tutte le particelle di materia hanno proprietà simili alle onde. L’equazione λ = h/mv, dove λ è la lunghezza d’onda della particella, h è la costante di Planck, m è la massa della particella e v è la sua velocità, stabilisce che la lunghezza d’onda associata alle particelle macroscopiche è molto piccola per cui non manifestano i fenomeni tipici delle onde mentre le particelle microscopiche possono manifestare i fenomeni tipici delle onde (es. diffrazione) in dipendenza della quantità di moto mv.

Quesito 10. Quale tra i due gas N2 e NO si avvicina maggiormente al comportamento di un gas ideale? Giustificare brevemente la risposta. R.: La molecola di azoto è apolare, la molecola di monossido di azoto è un dipolo elettrico permanente: quindi le forze di attrazione tra le molecole di NO sono più intense che tra le molecole di N2. Nel modello di gas ideale si ipotizza che non esistono forze attrattive o repulsive tra le molecole, e di conseguenza è l’azoto che assomiglia di più al modello di gas ideale.

Quesito 11. Spiegare brevemente in che condizioni si dice satura una soluzione di un soluto. R.: Una soluzione satura di un soluto è una soluzione del soluto in equilibrio con il soluto non sciolto nella soluzione, ad es. in fase solida.

Quesito 12. Come si prepara una soluzione tampone? R.: Una soluzione tampone si prepara mescolando un eccesso di acido debole con una sua base coniugata forte; oppure un eccesso di una base debole e un suo acido coniugato forte. In questo modo coesistono in soluzione quantità non trascurabili di un acido debole e della sua base coniugata debole.

Quesito 13. Spiegare in quale direzione si sposta l’equilibrio

H2S(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HS-

(aq)se si aggiunge KOH. R.: KOH è una base che reagisce con H3O+ sottraendo tali ioni dall’equilibrio. Per il principio di Le Chatelier l’equilibrio si sposta verso destra.

Quesito 14. Tra le due sostanze CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 e CH3-CH2-CH2-OH una sola si scioglie bene in acqua. Indicare quale e giustificare la risposta in non più di 3 righe. R.: La sostanza che si scioglie bene in acqua è CH3-CH2-CH2-OH perché solo questa può formare con l’acqua legami a idrogeno.

Quesito 15. Spiegare brevemente la differenza tra un acido di Lewis e un acido di Arrhenius. R.: Un acido di Arrhenius è una sostanza che in soluzione acquosa è capace di liberare ioni H+; Un acido di Lewis è una sostanza capace di accettare un doppietto di elettroni da una base di Lewis.


Compito di CHIMICA del 09-04-2003 (Nuovo Ordinamento) (A) Archivio

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione col metodo ionico-elettronico:

P4 + NaOH = NaH2PO2 + H2 Soluzione Ossid.: P4 + 8OH- = 4H2PO2

- + 4e- x1 Riduz.: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH- x2

4H2O + P4 + 4OH- = 4H2PO2- + 2H2

in forma molecolare 4H2O + P4 + 4NaOH = 4NaH2PO2 + 2H2 Quesito 2. Una sostanza solida [Na,C,O] ha dato all’analisi i seguenti risultati: Na 43.38%; C 11.31%; O 45.31 %. Determinare la formula minima della sostanza. Soluzione Dalle percentuali si calcolano le masse di sodio, carbonio e ossigeno presenti in 100.00 g di sostanza, a da queste il numero di moli: m (Na) = 43.38 g n(Na) = 43.38 g/22,990 g mol-1 = 1.887 mol m (C) = 11.31 g n(C) = 11.31 g/12.011 g mol-1 = 0.9416 mol m (O) =45.31 g n(O) = 45.31 g/15.9994 g mol-1 = 2.832 mol I rapporti molari Na/C e O/C risultano n(Na)/n(C) = 2.004 ~ 2, e n(O)/n(C) = 3.008 ~3. La formula minima della sostanza è pertanto Na2CO3. Quesito 3. 100 g di K2S sono fatti reagire con un eccesso di soluzione concentrata di HCl secondo la reazione

K2S (aq) + HCl (aq) = H2S (g) + KCl (aq) (da bilanciare). Calcolare il volume di H2S (misurato in litri a 25°C ed 1,00 atm) che si sviluppa dalla reazione. Soluzione La reazione bilanciata è:

K2S (aq) + 2HCl (aq) = H2S (g) + 2KCl (aq) n(K2S) = m(K2S) / MM(K2S) = 100 g / 110.26 g mol-1 = 0.906(9) moli n(H2S) = n(K2S) = 0.906(9) moli V(H2S) = n(H2S) · RT/P = 22.2 l Quesito 4. Quale è la temperatura di congelamento di una soluzione acquosa di glicole etilenico (HOCH2CH2OH, non elettrolita) all’1.00% in peso? Kcr(H2O) = 1.853 K kg mol-1. Soluzione: ∆Tcr= Kcr •m, dove m è la concentrazione molale di soluto. In 100 g di soluzione la massa di glicole è massa(C2H6O2)= 1.00 g; MM(C2H6O2)= 62.069 g mol-1 e pertanto n(C2H6O2)= 1.611 x 10-2 moli. La concentrazione molale di glicole etilenico [C2H6O2] si ottiene dalla relazione [C2H6O2] = n(C2H6O2)/massa acqua = 1.611·10-2 moli / 0.099 kg = 1.627·10-1m, da cui ∆Tcr= Kcr • m = 1.853 K kg mol-1 x 1.627 x 10-1 mol kg-1 = 0.302 K. Quindi: Tcr = 0°C - ∆∆∆∆Tcr = -0.302°C. Quesito 5. In un solvente inerte si sciolgono 1.00 mole di acido acetico CH3COOH e 1.00 mole di alcol etilico C2H5OH. All’equilibrio le moli di estere formato, CH3COOC2H5, sono 0.85. Calcolare la Kc per la reazione

CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O Soluzione: Specie CH3COOH C2H5OH CH3COOC2H5 H2O n moli iniziali 1 1 0 0 n moli all’eq. ni 1-0.85 = 0.15 1-0.85 = 0.15 0.85 0.85 Kc = [CH3COOC2H5][H2O]/[CH3COOH][C2H5OH]; se sostituiamo alla generica concentrazione la relazione [X]= nX /V, risulta che Kc = n(CH3COOC2H5) n (H2O)/n(CH3COOH) n(C2H5OH); sostituendo si ottiene: Kc = 32.1 Quesito 6. Una soluzione è preparata mescolando 100 ml di HCl 0,100 M con 50.0 ml di KOH 0,500 M. Calcolare il pH della soluzione. Soluzione La reazione che avviene è: HCl (aq) + KOH (aq) → KCl (aq) + H2O. Il reagente in eccesso determina il pH della soluzione. n(HCl) = [HCl] V(HCl) = 0,100 moli/l-1 x 0,100 l = 1.00 x 10-2 moli n(KOH) = [KOH] V(KOH) = 0,500 moli/l-1 x 0,0500 l = 2.50 x 10-2 moli L’idrossido di K è in eccesso!! Segue

n(KOH) - n(HCl) =1.50 x 10-2 moli, e la concentrazione di ioni idrossido nellasoluzione finale (150 ml) è calcolata come segue [OH-] = n(OH-)/V = 1.50 x 10-2 moli / 0.150 l = 1.00 x 10-1 moli/litro, da cui

pH = 13.0 Quesito 7. Scrivere la configurazione elettronica dello ione Cl-. R.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Quesito 8. Tra silicio ed argon, quale elemento ha la più alta energia di primaionizzazione? Giustificare la risposta in non più di 5 righe. R.: Silicio ed argon appartengono allo stesso periodo, e nell’ambito di uno stessoperiodo l’energia di prima ionizzazione aumenta da sinistra a destra a causa dellaminore efficacia della schermatura della carica nucleare. Pertanto l’argon ha la piùalta energia di prima ionizzazione. Quesito 9. Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, tra ossigeno (O2) ebiossido di carbonio (CO2) quale gas ha densità maggiore? Giustificare larisposta in non più di 5 righe. R.: Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione due gas ideali contengono lostesso numero di molecole. Le molecole di CO2 hanno massa maggiore dellemolecole di O2, e per questo la densità del biossido di carbonio è maggiore delladensità dell’ossigeno nelle stesse condizioni. Quesito 10. Quale tipo di legame si ha nella sostanza RbI? Giustificare la risposta innon più di 5 righe. R.: Il rubidio appartiene al primo gruppo A, pertanto ha bassissimaelettronegatività, cioè una grossa tendenza a perdere un elettrone e diventare Rb+.Lo iodio appartiene al settimo gruppo A, pertanto ha alta elettronegatività, cioè unagrossa tendenza ad acquistare un elettrone e diventare I-. Nello ioduro di rubidio siha separazione netta della carica tra i due ioni ed il legame che si forma è di tipoionico. Quesito 11. L’esano CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 e l’alcol metilico CH3-OH sonoliquidi a temperatura e pressione ambiente. Quale tra i due sciogliemeglio i composti ionici?. Giustificare la risposta in non più di 3 righe. R.: Affinché un composto ionico si possa sciogliere è necessario allontanare gliioni di carica opposta tra loro. Solo la molecola di alcol metilico è polare (legamiO-H e C-O) e può quindi stabilizzare gli ioni in soluzione mediante interazioni ione– dipolo. Quesito 12. Mescolando due soluzioni che contengono lo stesso numero di moli diH2SO4 ed NaOH si ottiene una soluzione acida, basica o neutra?Giustificare la risposta in non più di 4 righe. R.: La soluzione sarà acida: l’acido solforico è diprotico, così il numero di moli diioni idrogeno liberati dall’acido è doppio del numero di ioni idrossido portati dallabase. Quesito 13. Nella reazione

H2O (g) + COCl2 (g) = CO2 (g) + 2HCl (g) come varia l’entropia? Giustificare la risposta in non più di 2 righe. R.: Nella reazione due molecole si trasformano in tre nuove molecole. Aumenta ildisordine molecolare e perciò aumenta l’entropia. Quesito 14. Come varia la solubilità di Ba(IO3)2 (sale poco solubile) quando lo si scioglie in una soluzione di KIO3? R.: La presenza degli ioni IO3

- derivanti dalla dissociazione completa di KIO3spostano, per il principio di Le Chatelier, verso sinistra l’equilibrio di dissociazionedel sale poco solubile. Ne deriva che la solubilità di quest’ultimo diminuisce. Quesito 15. Aggiungendo un catalizzatore ad una reazione esotermica (∆H<0)all’equilibrio

a) l’equilibrio si sposta a destra b) l’equilibrio non si sposta c) l’equilibrio si sposta a sinistra

Indicare quale è la risposta corretta e giustificare in non più di 5 righe. R.: L’equilibrio non si sposta perché il catalizzatore abbassa l’energia diattivazione sia per la reazione diretta che per la reazione inversa, e le rende piùveloci, ma non cambia il contenuto energetico di reagenti e prodotti, e la variazionedi energia libera ∆G della reazione non cambia.


Compito di CHIMICA del 09-04-2003 (Nuovo Ordinamento) (B) Archivio

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione col metodo ionico-elettronico:

P4 + NaOH = NaH2PO2 + H2 Soluzione Ossid.: P4 + 8OH- = 4H2PO2

- + 4e- x1 Riduz.: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH- x2

4H2O + P4 + 4OH- = 4H2PO2- + 2H2

in forma molecolare 4H2O + P4 + 4NaOH = 4NaH2PO2 + 2H2 Quesito 2. Una sostanza solida [Na,C,O] ha dato all’analisi i seguenti risultati: Na 34.3 %; C 17.9 %; O 47.8 %. Determinare la formula minima della sostanza. Soluzione Dalle percentuali si calcolano le masse di sodio, carbonio e ossigeno presenti in 100.00 g di sostanza, a da queste il numero di moli: m (Na) = 34.3 g n(Na) = 34.3 g/22,990 g mol-1 = 1.49 mol m (C) = 17.9 g n(C) = 17.9 g/12.011 g mol-1 = 1.49 mol m (O) = 47.8 g n(O) = 47.8 g/15.9994 g mol-1 = 2.99 mol I rapporti molari Na/C e O/C risultano n(Na)/n(C) = 1.00, e n(O)/n(C) = 2.01 ~ 2. La formula minima della sostanza è pertanto NaCO2. Quesito 3. 100 g di Na2S sono fatti reagire con un eccesso di soluzione concentrata di HCl secondo la reazione

Na2S (aq) + HCl (aq) = H2S (g) + NaCl (aq) (da bilanciare). Calcolare il volume di H2S (misurato in litri a 25°C ed 1,00 atm) che si sviluppa dalla reazione. Soluzione La reazione bilanciata è:

Na2S (aq) + 2HCl (aq) = H2S (g) + 2NaCl (aq) n(K2S) = m(K2S) / MM(K2S) = 100 g / 78.044 g mol-1 = 1,28(1) moli n(H2S) = n(K2S) = 1,28(1) moli V(H2S) = n(H2S) x RT/P = 31,4 l Quesito 4. Quale è la temperatura di congelamento di una soluzione acquosa di glicole etilenico (HOCH2CH2OH, non elettrolita) al 10.0% in peso? Kcr(H2O) = 1.853 K kg mol-1 Soluzione: ∆Tcr= Kcr •m, dove m è la concentrazione molale di soluto. In 100 g di soluzione la massa di glicole è massa(C2H6O2)= 10.0 g; MM(C2H6O2)= 62.069 g mol-1 pertanto n(C2H6O2)= 1.611 x 10-1 moli. La concentrazione molale di glicole etilenico [C2H6O2] si ottiene dalla relazione [C2H6O2] = n(C2H6O2)/massa acqua = 1.611 x 10-1 moli / 0.090 kg = 1.79 m, da cui ∆Tcr= Kcr • m = 1.853 K kg mol-1 x 1.79 mol kg-1 = 3.32 K. Quindi: Tcr = 0°C - ∆∆∆∆Tcr = -3.32°C. Quesito 5. In un solvente inerte si sciolgono 1.00 mole di acido acetico CH3COOH e 2.00 moli di alcol etilico C2H5OH. All’equilibrio le moli di estere formato, CH3COOC2H5, sono 0.85. Calcolare la Kc per la reazione

CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O Soluzione: Specie CH3COOH C2H5OH CH3COOC2H5 H2O n moli iniziali 1 2 0 0 n moli all’eq. ni 1-0.85 = 0.15 2-0.85 = 1.15 0.85 0.85 Kc = [CH3COOC2H5][H2O]/[CH3COOH][C2H5OH]; se sostituiamo alla generica concentrazione la relazione [X]= nX /V, risulta che Kc = n(CH3COOC2H5) n (H2O)/n(CH3COOH) n(C2H5OH); sostituendo si ottiene: Kc = 4,59 Quesito 6. Una soluzione è preparata mescolando 100 ml di HCl 0,100 M con 5.00 ml di KOH 0,500 M. Calcolare il pH della soluzione. Soluzione La reazione che avviene è HCl (aq) + KOH (aq) → KCl (aq) + H2O. Il reagente in eccesso determina il pH della soluzione. n(HCl) = [HCl] V(HCl) = 0,100 moli/l-1 x 0,100 l = 1.00 x 10-2 moli n(KOH) = [KOH] V(KOH) = 0,500 moli/l-1 x 0,0050 l = 2.50 x 10-3 moli HCl è in eccesso!! Segue

n(HCl) - n(KOH) = 7.50 x 10-3 moli, e la concentrazione di ioni idrogeno nellasoluzione finale (105 ml) è calcolata come segue [H+] = n(H+)/V = 7.50 x 10-3 moli / 0.105 l = 7.14 x 10-2 moli/litro, da cui

pH = 1.15

Quesito 7. Scrivere la configurazione elettronica dello ione Ar+. R.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Quesito 8. Tra silicio ed argon, quale elemento ha la più alta energia affinitàelettronica? Giustificare la risposta in non più di 5 righe. R.: Silicio ed argon appartengono allo stesso periodo, e nell’ambito di uno stessoperiodo l’affinità elettronica aumenta da sinistra a destra a causa della minoreefficacia della schermatura della carica nucleare. Quando però gli orbitali 3p sonooccupati l’elettrone aggiuntivo deve collocarsi al 4° livello. Pertanto il silicio ha lapiù alta affinità elettronica. Quesito 9. Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, tra ossigeno (O2) emonossido di carbonio (CO) quale gas ha densità maggiore? Giustificarela risposta in non più di 5 righe. R.: Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione due gas ideali contengono lostesso numero di molecole. Le molecole di CO hanno massa minore delle molecoledi O2, e per questo la densità del monossido di carbonio è minore della densitàdell’ossigeno nelle stesse condizioni. Quesito 10. Quale tipo di legame si ha nella sostanza NO? Giustificare la risposta innon più di 5 righe. R.: L’azoto appartiene al quinto gruppo A, e l’ossigeno al sesto gruppo A, entrambihanno alta elettronegatività, e pertanto si ha condivisione degli elettroni di legame:legame covalente. Quesito 11. L’esano CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 e l’alcol metilico CH3-OH sonoliquidi a temperatura e pressione ambiente. Quale tra i due scioglie meglioi composti ionici?. Giustificare la risposta in non più di 3 righe. R.: Affinché un composto ionico si possa sciogliere è necessario allontanare gliioni di carica opposta tra loro. Solo la molecola di alcol metilico è polare (legamiO-H e C-O) e può quindi stabilizzare gli ioni in soluzione mediante interazioni ione– dipolo. Quesito 12. Mescolando due soluzioni che contengono lo stesso numero di moli diHCl e Ba(OH)2 si ottiene una soluzione acida, basica o neutra?Giustificare la risposta in non più di 4 righe. R.: La soluzione sarà basica: l’acido cloridrico è monoprotico, così il numero dimoli di ioni idrogeno liberati da una mole di acido è la metà del numero di ioniidrossido liberati da una mole di base. Quesito 13. Nella reazione

H2O (g) + CH4 (g) = CO (g) + 3H2 (g) come varia l’entropia? Giustificare la risposta in non più di 2 righe. R.: Nella reazione due molecole si trasformano in quattro nuove molecole.Aumenta il disordine molecolare e perciò aumenta l’entropia. Quesito 14. Come varia la solubilità di PbCl2 (sale poco solubile) quando lo si scioglie in una soluzione di NaCl? R.: La presenza degli ioni Cl- derivanti dalla dissociazione completa di NaClspostano, per il principio di Le Chatelier, verso sinistra l’equilibrio di dissociazionedel sale poco solubile. Ne deriva che la solubilità di quest’ultimo diminuisce. Quesito 15. Aggiungendo un catalizzatore ad una reazione esotermica (∆H<0)all’equilibrio


Indicare quale è la risposta corretta e giustificare in non più di 5 righe. R.: L’equilibrio non si sposta perché il catalizzatore abbassa l’energia di attivazionesia per la reazione diretta che per la reazione inversa, e le rende più veloci, ma noncambia il contenuto energetico di reagenti e prodotti, e la variazione di energialibera ∆G della reazione non cambia.

Compito di CHIMIC o


A del 11-01-2005 (Nuovo Ordinamento) Archivi

CO + H2O H2 + CO2è pari a 3,26 alla stessa temperatura. Calcolare la composizione percentuale della miscela all’equilibrio. Soluzione La prima osservazione è che questa reazione avviene senza variazione del numero di moli. Pertanto Kc = Kn

CO + H2O H2 + CO2

n0 1 3 0 0 ntot = 4 n 1-x 3-x x x

3,26x)x)(3(1

xxK n =−−

⋅= x = 0,89

per cui all’equilibrio: n 0,11 2,11 0,89 0,89 %eq 2,75 52,75 22,25 22,25. Quesito 7. Quanti neutroni sono contenuti nell’isotopo 40K? R.: Il potassio (num. atomico 19) possiede 19 protoni e pertanto nel nucleo dell’isotopo 40K ci sono 40-19 = 21 neutroni. Quesito 8. Un uguale numero di moli di acqua e di P2O5 vengono fatte reagire completamente in un contenitore chiuso secondo la seguente reazione:

P2O5 + 3 H2O 3 H3PO4

A reazione ultimata, il reattore conterrà: a) solo H3PO4; b) H3PO4 e acqua; c) H3PO4 e P2O5; d) acqua, H3PO4 e P2O5. Giustificare in tre righe la risposta. R.: Poiché una mole di P2O5 per reagire ha bisogno di 3 moli di H2O, si può concludere che P2O5 è il reagente in eccesso, per cui alla fine della reazione nel reattore saranno presenti H3PO4 e P2O5 (c). Quesito 9. Quale effetto ha una diminuzione di volume a temperatura costante sulla pressione di un generico gas ideale? R.: Una diminuzione di volume a temperatura costante produce un aumento di pressione del gas, poiché PV = costante in queste condizioni. Quesito 10. Data una generica reazione all’ equilibrio:

A + B C + D cosa succede se si aggiunge reagente B? Motivare la risposta in non più di 3 righe. R.: La perturbazione di un sistema all’equilibrio induce il sistema a ritornare in una nuova posizione di equilibrio in cui l’entità della perturbazione viene ridotta (principio di Le Chatelier). In questo caso l’equilibrio si sposta a destra (b). Quesito 11. Indicare se il pH di una soluzione acquosa di acetato di sodio (CH3COONa) risulta acida, basica o neutra. Giustificare brevemente la risposta data. R.: L’acetato di sodio si scioglie in soluzione ionizzandosi in ione sodio e ione acetato (CH3COO–). Lo ione acetato è la base coniugata di un acido debole, ed in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

per cui la soluzione risulta basica. Quesito 12. Sistemare in ordine crescente di energia di prima ionizzazione i seguenti elementi:

Germanio Carbonio Piombo Giustificare la risposta in non più di 5 righe. R.: Germanio, carbonio e piombo appartengono tutti allo stesso gruppo, e nell’ambito di uno stesso gruppo l’energia di prima ionizzazione diminuisce dall’alto verso il basso a causa della minore attrazione da parte della carica nucleare, infatti gli elettroni più esterni si trovano in livelli energetici sempre più alti (n crescente). L’ordine crescente di energia di prima ionizzazione è pertanto il seguente:

Pb < Ge < C Quesito 13. Definire in 3 righe una soluzione tampone. R.: Una soluzione tampone è definita come quella soluzione il cui pH varia di poco per piccole aggiunte di acido o base forte. Quesito 14. Si ha un maggior numero di atomi di idrogeno in 3,77 kg di H2O o in 3,77 kg di H2O2? Motivare brevemente la risposta. R.: H2O ha una massa molare minore di H2O2, quindi a parità di massa si ha un maggior numero di moli di H2O che di H2O2, e quindi un maggior numero di atomi di idrogeno in 3,77 kg di H2O. Quesito 15. Come si misura la forza di un acido in soluzione acquosa? R.: La forza di un acido si misura dal valore della costante di equilibrio della reazione di dissociazione

HA + H2O H3O+ + A– ][][][][

2

3

OHHAAOH

Ka ⋅⋅

=−+

Più è elevata la Ka, maggiore è la forza dell’acido.

Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione redox in ambiente basico col metodo delle semi-reazioni (noto anche come metodo ionico-elettronico):

As2O3 + KIO4 K3AsO4 + KIO3. Soluzione: Ossidazione: As2O3 + 10 OH– 2 AsO4

3– + 4 e– + 5 H2O x1 Riduzione: IO4

– + 2 e– + H2O IO3– + 2 OH– x2

As2O3 + 2 IO4– + 6 OH– 2 AsO4

3– + 2 IO3– + 3 H2O

In forma molecolare (completando con 8 ioni K+): As2O3 + 2 KIO4 + 6 KOH 2 K3AsO4 + 2 KIO3 + 3 H2O.

Quesito 2. Un composto liquido ha la seguente composizione elementare: 60,87% in peso di C; 4,38% di H; 34,75% di O. Sapendo che il suo peso molare è 138,12 g/mol, determinarne la formula bruta. Soluzione: Prendiamo come base di calcolo 100 g del composto in esame: C H O massa/g 60,87 4,38 34,75 n/moli 5,068 4,35 2,172 n/nmin 2,333 2,00 1 3 x n/nmin 7,000 6,00 3 Quindi la formula minima del composto è: C7H6O3. Tale formula minima corrisponde a 138,123 g/mol, pari al peso molecolare. La formula bruta coincide con la formula minima: C7H6O3.

Quesito 3. Calcolare quante moli di soluto sono contenute in una soluzione di glucosio, C6H12O6, in 1,00 kg di acqua che congela a –0,186°C. (Kcr = 1,86 °C · kg / mol). Soluzione:

∆Tcr = Kcr · [C6H12O6] quindi, sostituendo i valori numerici: 0,186 °C = 1,86°C · kg mol–1 · [C6H12O6] da cui [C6H12O6] = 0,100 mol / kg per cui, avendo 1,00 kg di solvente: n(C6H12O6) = [C6H12O6] · massa solvente = 0,100 moli.

Quesito 4. In una soluzione acquosa, che contiene una quantità incognita di AgNO3, la solubilità di AgCl (sale poco solubile) è di 1,0 · 10–8 mol/litro [Kps(AgCl) = 1,8 · 10–10]. Calcolare la concentrazione molare di AgNO3 nella soluzione. Soluzione: Nella soluzione in esame il nitrato d’argento è completamente dissociato:

AgNO3 (s) Ag+ (aq) + NO3– (aq)

Invece il cloruro di argento si scioglie solo fino a saturazione. Oltre questo punto il sale sciolto è in equilibrio col corpo di fondo:

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl– (aq) Se con c si indica la concentrazione di ione Ag+ proveniente dalla dissociazione di AgNO3, mentre con s si indica la concentrazione [Cl–], allora nella soluzione satura la concentrazione di ione argento [Ag+] è pari a (c+s). Quindi Kps = [Ag+] [Cl–] = (c+s) s = s2 + cs = 1,8 · 10–10

Ora s = 1,0 · 10–8 M, per cui: 1,8 · 10–10 = 10–16 + 10–8 c, da cui c = [NO3

–] = [AgNO3]0 = 1,8 · 10–2 M.

Quesito 5. Determinare la massa di un acido debole monoprotico (MM = 270 g mol–1, Ka = 4,8 · 10–10) necessaria per preparare 500 mL di una soluzione acquosa con pH = 5,5. Soluzione: Se con [HA]0 si indica la concentrazione analitica di acido HA, allora all’equilibrio avremo in soluzione le seguenti concentrazioni

HA (aq) H+ (aq) + A– (aq) [HA]0 - [H+] [H+] [H+] quindi: Ka = [H+]2/{[HA]0 - [H+]} = 4,8 · 10–10. Ora pH = 5,5 [H+] = 10–5,5 = 3,16·10–6 M. Sostituendo nella espressione della costante di equilibrio si ottiene [HA]0 = 0,0208 M. Il numero di moli di acido per preparare 500 mL (= 0,500 L) di soluzione è pari a n(HA) = 0,0208 M · 0,500 L = 0,0104 moli da cui, mediante il peso molare: m(HA) = 0,0104 mol · 270 g mol–1 = 2,81 g.

Quesito 6 Si pone a reagire una miscela formata da una mole di CO e da 3 moli di vapor d’acqua ad una data temperatura. La costante di equilibrio Kc per la reazione:



Quesito 6. Calcolare la concentrazione dello ione Pb2+ in 500 mL di una soluzione satura di Pb(IO3)2 (Kps|Pb(IO3)2 = 3,68·10–13) contenente anche 5,00 g di KIO3 (elettrolita forte).

Soluzione: n (KIO3) = 5,00 g / (214,0 g/mol) = 2,34·10–2 moli [KIO3] = 2,34·10–2 moli / 0,500 L = 4,68·10–2 mol/L L’equilibrio di solubilità, considerando la presenza dello ione a comune IO3

–, diviene: Pb(IO3) Pb2+ + 2 IO3

–

s s 2s + 4,68·10–2 quindi Kps = s · (2s + 4,68·10–2)2 ≈ s · (4,68·10–2)2 = 3,68·10–13

da cui s = [Pb2+ ] = 3,68·10–13 / (4,68·10–2)2 = 1,68·10–10. Quesito 7. Scrivere la configurazione elettronica dello ione Br–. R.: Lo ione Br– possiede 36 elettroni, cioè 1 elettrone in più del Br, per cui la sua configurazione elettronica sarà:

1s22s22p63s23p63d104s24p6. Quesito 8. In base alle configurazioni elettroniche di K e F descrivere brevemente quale tipo di legame si forma in KF. R.: K ha numero atomico Z = 19 (configurazione elettronica esterna 4s1), per cui perde un elettrone e diventa K+, isoelettronico con l’argon con tutti gli orbitali del 3° livello pieni; F ha Z = 9 (configurazione elettronica esterna 2s2 2p5), per cui acquista un elettrone e diventa F-, isoelettronico con il Neon con tutti gli orbitali del 2° livello pieni. Le due cariche, una positiva e l’altra negativa, si attraggono con forza elettrostatica formando un legame ionico. Quesito 9. Descrivere brevemente come si originano gli orbitali ibridi presenti nella molecola SiH4 e la sua geometria molecolare. R.: Il Silicio Si ha numero atomico z = 14, con configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2,, perciò i quattro elettroni di valenza, due in 3s e due in 3p, vanno ad occupare orbitali ibridi sp3, generando quattro legami uguali orientati ai 4 vertici di un tetraedro (109,4°). La molecola ha quindi geometria tetraedrica, con il Si al centro e i quattro H ai vertici della piramide. Quesito 10. Spiegare come varia la tensione di vapore di un liquido quando vi si sciolgono soluti. R.: La tensione di vapore di una soluzione è data dalla relazione P = Σi P°i χi . Poiché la frazione molare χ di un solvente diminuisce in presenza di soluti, la sua tensione di vapore diminuisce. Quesito 11. In quali condizioni 22,414 litri di gas contengono un numero di Avogadro di particelle? R.: 22,414 litri di gas, a 0 °C e 1 atm, contengono 1 mole di molecole (6,02·1023 particelle = Numero di Avogadro). Quesito 12. In un certo volume si ha la seguente reazione all’equilibrio:

N2 + 3 H2 2 NH3Giustificare in che direzione si sposta l’equilibrio se viene introdotto altro azoto N2. R.: Aumentando la concentrazione di N2 per il principio di Le Chatelier si osserverà uno spostamento a destra dell’equilibrio. Quesito 13. Spiegare perché i metalli sono buoni conduttori di elettricità e di calore. R.: Il legame metallico si instaura tra tutti gli atomi di un pezzo di metallo mediante condivisione degli elettroni più esterni. Gli elettroni più esterni non sono localizzati tra due atomi, ma sono liberi di muoversi in tutto il pezzo del metallo; pertanto possono trasportare rapidamente ed efficacemente sia energia cinetica (calore) che carica elettrica (sotto l’effetto di una modesta differenza di potenziale elettrico). Quesito 14. Quali sono le condizioni necessarie affinché un liquido possa bollire? Giustificare brevemente la risposta. R.: Affinché un liquido possa bollire è necessario che la sua tensione di vapore raggiunga il valore della pressione esterna. Quesito 15. Come è definita la velocità di una reazione aA → bB sia rispetto ad A che a B? R.:

dt

d[B]b1

dtd[A]

a1v =−=


Ag2SO4 + H3AsO3 + H2O = Ag + H3AsO4 + H2SO4. Soluzione: Riduzione: Ag+ + e– → Ag ×2 Ossidazione: AsO3

3– + H2O → AsO43– + 2e– + 2H+ ×1

2Ag+ + 2e– + AsO33– + H2O → 2Ag + AsO4

3– + 2e– + 2H+

da cui, semplificando e completando: Ag2SO4 + H3AsO3 + H2O = 2Ag + H3AsO4 + H2SO4.

Quesito 2. Un composto liquido ha la seguente composizione elementare: 49,0% in peso di C; 2,74% di H; 48,2% di Cl. Calcolare la formula minima di tale composto. Soluzione: Prendiamo come base di calcolo 100 g del composto in esame: C H Cl massa/g 49,0 2,74 48,2 n/moli 4,08 2,72 1,36 n/nmin 3,02 2,02 1 Quindi la formula minima del composto è: C3H2Cl. Quesito 3. Calcolare il ∆H della reazione di idrogenazione dell’etilene ad etano:

C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)dai seguenti dati: a) C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H0

a = –1285 kJ/mol b) C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H0

b = –1422 kJ/mol c) H2 + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H0

c = –286 kJ/mol Soluzione: Per ottenere la reazione di idrogenazione dell’etilene ad etano si devono combinare le tre reazioni (a), (b) e (c) come segue: (a) + (c) – (b). Pertanto l’entalpia di reazione per l’idrogenazione dell’etino ad etano sarà: ∆H0

reaz = ∆H0a + ∆H0

c – ∆H0b =

= (–1285 kJ) + (–286 kJ) – (–1422 kJ) = –149 kJ. Quesito 4. Una soluzione di cloruro di rame(II) (CuCl2, elettrolita forte) ha la stessa pressione osmotica di una di cloruro di sodio (NaCl, elettrolita forte) alla stessa temperatura. Calcolare il rapporto fra le concentrazioni degli ioni cloruro nelle due soluzioni. Soluzione: πa (CuCl2) = πb (NaCl), da cui, tenendo conto che la temperatura delle due soluzioni è la stessa e che entrambi gli elettroliti sono completamente dissociati, si ricava: [Cu2+]a + [Cl–]a = [Na+]b + [Cl–]b, dove a e b indicano la prima e la seconda soluzione rispettivamente. Nella prima soluzione [Cu2+]a = ½ [Cl–]a, nella seconda [Na+]b = [Cl–]b, pertanto 3/2 [Cl–]a = 2 [Cl–]b, e quindi

[Cl–]a = 4/3 [Cl–]b Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione 0,075 M di CH3COONa e 0,050 M di CH3COOH (Ka = 1,8·10–5) motivando le equazioni impiegate. Soluzione: Le reazioni che avvengono in soluzione sono due: completa CH3COONa (s) → CH3COO– (aq) + Na+ (aq) di equilibrio: CH3COOH (aq) + H2O CH3COO– (aq) + H3O+ (aq) Conc. molare iniz. 0,050 0,075 ≈ 0 Conc. mol. all’equil. 0,050-x 0,075+x x Si nota che si tratta di una soluzione tampone. Sostituendo nella costante di equilibrio della dissociazione acida si ha:

5aa 102,1

0,0750,050Kx

0,050x0,075

x)(0,050x)(x)(0,075K −⋅==→

⋅≅

−+

=

Poiché [H3O+] = 1,2·10–5 M, avremo pH = 4,92.



Quesito 6. Calcolare la fem della pila Ni/Ni2+ (1,0 ·10-2M) // Co2+ (1,5·10-1M)/Co sapendo che: Eo

Ni2+

/Ni = -0,257V, Eo

Co2+

/Co = -0,280V

Soluzione: ENi= -0,257-

2_100,11log

20592,0

⋅= -0,316V

ECo= -0,280-_1105,1

1log2

0592,0⋅

= -0,304V

f.e.m.=ECo - ENi= -0,304 + 0,316 = 0,012V. Quesito 7. Quanti neutroni contiene l’isotopo 36S? R.: Il numero atomico dello zolfo è 16, pertanto il numero di neutroni nell’isotopo in oggetto è 36-16=20. Quesito 8. Quale tipo di legame si ha tra gli atomi nel composto CsCl? Giustificare brevemente la risposta. R.: A causa della notevole differenza di elettronegatività (0,7 contro 3,0) si ha un legame ionico tra ioni Cs+ e Cl–. Quesito 9. Descrivere quali orbitali ibridi sono presenti nella molecola BF3 e la sua geometria molecolare. R.: Il boro ha numero atomico z = 5, con configurazione elettronica esterna 2s22p1. Forma tre legami covalenti polari con i tre atomi di Fluoro usando i tre elettroni di valenza. Uno dei due elettroni nell’orbitale 2s2 passa in un orbitale 2p vuoto, l’orbitale 2s e due orbitali p si mescolano e danno luogo a tre orbitali ibridi di tipo sp2, uguali ed orientati a 120°, che vengono utilizzati per formare i tre legami con gli atomi di fluoro. La molecola è perciò planare. Quesito 10. Perché un gas rarefatto ha una pressione minore se si comporta in modo non ideale? R.: L’attrazione che si esercita tra due particelle di un gas reale riduce la quantità di moto che viene scambiata con la parete del recipiente rispetto al caso ideale. Dato che la pressione è dovuta proprio a questa quantità di moto, essa è più bassa nel caso di un gas reale. Quesito 11. Considerando che il valore del prodotto ionico dell’acqua Kw aumenta all’aumentare della temperatura, cosa si può dire sul ∆Hreaz della reazione di autoionizzazione dell’acqua? R.: Il Hreaz della reazione di autoionizzazione dell’acqua è positivo (reazione endotermica). Quesito 12. La molecola CCl4 ha momento dipolare? Motivare brevemente la risposta. R.: Il tetracloruro di carbonio CCl4 ha un momento dipolare uguale a zero perché la sua struttura geometrica è un tetraedro regolare. Quesito 13. Data la reazione di equilibrio A + B C + D, cosa accade alla costante di equilibrio se si aggiunge composto A a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Dato che la costante di equilibrio è funzione solo della temperatura e poiché la temperatura rimane costante, la Keq rimane costante. Quesito 14. Data la reazione di equilibrio A + B C + D, cosa accade alla velocità di reazione che porta dai reagenti ai prodotti una volta che si è raggiunto l’equilibrio? R.: La velocità di reazione da sinistra a destra eguaglia la velocità di reazione da destra a sinistra. Quesito 15. Tra i seguenti solventi: pentano (C5H12), benzene (C6H6), tetracloruro di carbonio (CCl4), alcol metilico (CH3OH) spiegare perché solo uno di essi può sciogliere un soluto ionico. R.: L’alcol metilico (CH3OH) a causa delle interazioni polari con i soluti ionici.

Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione inambiente acido col metodo delle semi-reazioni:

PbO2 + Sn = PbSO4 + SnSO4 + H2O. Soluzione: Riduzione: PbO2 + 4H+ + 2e– → Pb2+ + 2H2O ×1 Ossidazione: Sn → Sn2+ + 2e– ×1 PbO2 + 4H+ + 2e– + Sn → Pb2+ + 2H2O + Sn2+ 2e–

da cui, semplificando e completando: PbO2 + Sn + 2H2SO4 = PbSO4 + SnSO4 + 2H2O.

Quesito 2. Data la seguente reazione da bilanciare:

Ba(NO3)2 + H2SO4 HNO3 + BaSO4determinare la massa di solfato di bario BaSO4 che si ottiene facendoreagire 10,37 g di Ba(NO3)2 con un eccesso di H2SO4. Soluzione: L’equazione bilanciata è: Ba(NO3)2 + H2SO4 2 HNO3 + BaSO4Il numero di moli iniziali di nitrato di bario Ba(NO3)2

nin[Ba(NO3)2] = 10,37 g / 261,35 g⋅mol-1= 0,03968 mol e poiché il rapporto stechiometrico tra Ba(NO3)2 (reagente limitante) e BaSO4 è1:1 si ha che il numero di moli finali di BaSO4 è uguale al numero di moliiniziali di Ba(NO3)2. massa[BaSO4] = 0,03968mol ⋅ 233,396 g⋅mol-1= 9,261 g. Quesito 3. Calcolare l’entalpia di reazione per l’idrogenazione dell’etino ad etano

C2H2(g) + 2 H2(g) → C2H6(g)dai seguenti dati: a) 2 C2H2(g) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H0

a = -2600 kJ/mol b) 2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆H0

b = -3120 kJ/mol c) H2 + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H0

c = -286 kJ/mol Soluzione: Per ottenere la reazione di idrogenazione dell’etino ad etano si devonocombinare le tre reazioni (a), (b) e (c) come segue: ½ (a) + 2 (c) – ½ (b). Cosi procedendo l’entalpia di reazione per l’idrogenazione dell’etino ad etano: ∆H0

reaz = ½ ∆H0a + 2 ∆H0

c – ½ ∆H0b =

= ½ (-2600 kJ) + 2 (-286 kJ) – ½ (-3120 kJ) = -312kJ. Quesito 4. 20 ml di una soluzione di NaCl 0,1 M sono aggiunti a 50 ml di unasoluzione contenente 0,34 g di NaNO3. Calcolare la pressioneosmotica della soluzione risultante a 25°C. Soluzione: n (NaCl) = 0,1 mol/dm3 · 0,020 dm3 = 2 · 10-3 mol n (NaNO3) = 0,34 g / 85 g/mol = 4 · 10-3 mol I due sali in esame sono entrambi elettroliti forti: NaCl → Na+ + Cl-

NaNO3 → Na+ + NO3-

quindi: π=[(2×2·10-3mol+2×4·10-3mol)/0,070dm3]×0,08206atm·dm3·K-1·mol-1×298K=

= 4,19atm. Quesito 5. A 0,150 dm3 di una soluzione 0,0455M di NaOH sono aggiunti 0,150dm3 di una soluzione 0,0302M di HCl. Calcolare il pH della soluzionefinale. Soluzione: moli (NaOH)= 0,150 dm3 x 0,0455 mol·dm-3=6,82 ·10-3 mol moli (HCl)= 0,150 dm3 x 0,0302 mol·dm-3=4,53·10-3 mol La reazione che ha luogo nella soluzione finale è:

HCl + NaOH → NaCl + H2O Alla fine di tale reazione rimane in soluzione un eccesso di base pari a: nNaOHecc = 6,82·10-3mol - 4,53·10-3mol = 2,29·10-3mol in un volume complessivo di 0,300 dm3. Quindi: [OH-]= 3 → pOH=2,12 → pH = 11,88. _3_

-3 mol 2,29·10
3 1063,7
0,300dmdmmol ⋅⋅=


Quesito 1.
Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione con il metodo delle semireazioni (o ionico-elettronico)

NaIO3 + NaHSO3 → NaHSO4 + Na2SO4 + I2Soluzione Ossid.: SO3

= + H2O → SO4= + 2e– + 2 H+ x5

Riduz.: 2 IO3– + 10e– + 12 H+ → I2 + 6H2O x1

2 IO3– + 2 H+ + 5 SO3

= → I2 + H2O + 5 SO4=

in forma molecolare 2 NaIO3 + 5 NaHSO3 → 3 NaHSO4 + 2 Na2SO4 + H2O + I2

Quesito 2. Orlon è il nome di una fibra tessile prodotta da un polimero sintetico. La sua analisi elementare ha dato i seguenti risultati: C 67,89%; H 5,71%; N 26,40%. Determinare la formula minima del polimero. Soluzione E’ opportuno scegliere come campione 100 g di sostanza, e indicare in una tabella la massa di ogni elemento presente nel campione. Se ne calcolererà il numero di moli e poi, dividendo il numero di moli di ciascun atomo per il valore più piccolo, si determinerà il rapporto numerico tra gli atomi presenti nella sostanza, e quindi la formula minima

Atomo C H N Massa (g in 100 g di sostanza) 67,89 5,71 26,40 Massa atomica (g mol-1) 12.011 1.008 14.007 n/moli 5,652 5,66 1,885 n/nmin 2,999 3.00 1.000

Si ottiene così la formula minima C3H3N. Quesito 3. Un volume di 327 litri di ammoniaca (misurato a 25°C e ad una atmosfera) è sciolto in una certa quantità di acqua a formare un litro esatto di soluzione di NH3 al 25,0% in peso. Determinare la densità della soluzione. Soluzione Dalla legge dei gas perfetti PV = nRT si ottiene che n(NH3) = 13,3(7) moli. m(NH3) = n(NH3) · MM(NH3) = 13,3(7) moli x 17,031 g/mol = 227,(6) g. La massa della soluzione si ottiene dividendo la massa di ammoniaca per la percentuale di ammoniaca m(soluzione) = m(NH3) / (25,0/100) = 910,(4) g La densità della soluzione è pari al suo rapporto massa/volume. d(soluzione) = m(soluzione) / V(soluzione) = 910,(4) g / 1000 ml = 0,910 g/ml Quesito 4. 0,50 moli di CO, 1,00 moli di vapore d’acqua, 2,00 moli di CO2 e 2,00 moli di H2 sono racchiuse in un recipiente ad una temperatura alla quale tutte le specie sono gassose, e reagiscono secondo l’equazione seguente: CO + H2O CO2 + H2All’equilibrio sono presenti 1,25 moli di vapor d’acqua. Determinare la costante di equilibrio Kc a quella temperatura. Soluzione: Per la reazione in esame la costante di equilibrio Kc è pari a

Kc = [CO2][H2]/[CO][H2O] = n(CO2) n(H2)/n(CO)n(H2O) Se all’equilibrio si hanno 1,25 moli di acqua, allora

Specie chimica CO H2O CO2 H2

n0, moli 0,50 1,00 2,00 2,00 neq, moli 0,50 + x 1,00 + x 2,00 - x 2,00 -x neq, moli 0,75 1,25 1,75 1,75

Inserendo il numero di moli delle specie all’equilibrio si ottiene Kc = n(CO2) n(H2)/n(CO)n(H2O) = 1,752/0,75 1,25 = 3,27

Quesito 5. 0,500 litri di soluzione acquosa di acido acetico (Ka = 1.8·10–5) con concentrazione 0,200 M sono mescolati a 0,500 l di soluzione acquosa di HCl con concentrazione 0,0200 M. Calcolare la concentrazione di ione acetato nella soluzione finale. Soluzione: Il volume della soluzione finale è di 1,000 litro, e le soluzioni analitiche di acido acetico e acido cloridrico diventano [CH3COOH]0 = 0,100 M, e [HCl]0 = 0,0100 M. In acqua si è stabilito l’equilibrio

CH3COOH CH3COO– + H+

La soluzione è acida, con l’acido cloridrico completamente dissociato mentre l’acido acetico è molto poco dissociato. In prima approssimazione si può assumere che la concentrazione di ione idrogeno sia dovuta esclusivamente alla dissociazione di acido cloridrico, e che la concentrazione di acido acetico, poco dissociato, sia pari alla concentrazione analitica. Nell’espressione della costante di equilibrio Ka = [CH3COO–][H+]/[CH3COOH] la concentrazione di ione acetato è l’unica incognita, e così

[CH3COO–]= 1.8·10–4 M

QC

sSEtmC

QQbRmpsbiQScRepnsQUtdpRcsddQPp123RseqciQStNRiQQCRiruQLmcrRqHQMiRmpiQSRAt

uesito 6. alcolare a 25°C la f.e.m. della pila seguente:

Ag ⎮ Ag+ (1.00 M) ⎮⎮ Cd2+ (1.00 M) ⎮ Cd apendo che E°(Cd2+/Cd) = - 0.40 V, ed E°(Ag+/Ag) = 0.80 V. oluzione ssendo E°(Ag+/Ag) > E°(Cd2+/Cd), si ha che lo ione argento ha maggiore

endenza dello ione cadmio a ridursi, per cui l’elettrodo di Ag è il catodo della pila entre quello di Cd l’anodo. Le due reazioni redox sono: Ag+ + e → Ag; e Cd → d2+ + 2e. Pochè si tratta di condizioni standard si ottiene

f.e.m. = E°( Ag+/Ag) – E°( Cd2+/Cd)= 0.80 – (–0.40) V = 1.20 V

uesito 7. uale tipo di legame chimico è presente nella sostanza KBr? Motivare revemente la risposta. . Il potassio ha un elettrone nell’ultimo livello (configurazione elettronica esterna 4s1), entre il bromo ne ha 7 (configurazione elettronica esterna 4s2 4p5). L’elettronegatività del

otassio (0.8) è molto minore di quella del bromo (2.8), per cui nella sostanza KBr si ha una eparazione netta di carica elettrica: il K è privo dell’elettrone di valenza (ione K+) ed il romo ha un elettrone in più che nell’atomo neutro (Br-), quindi il legame K-Br è un legame onico.

uesito 8. istemare in ordine crescente di elettronegatività i seguenti elementi: litio, arbonio, fluoro. Giustificare brevemente la risposta. .: L’ordine di elettronegatività è il seguente: Li < C < F. Infatti il litio ha configurazione

lettronica esterna 2s1, la carica nucleare è molto ben schermata dagli elettroni più interni, ertanto l’elettrone esterno è trattenuto debolmente dall’atomo. La schermatura della carica ucleare nel fluoro (2s2 2p5) non è efficace, e gli elettroni sono trattenuti molto bene. La ituazione è intermedia nel caso del carbonio (2s2 2p2). uesito 9. n campione di O2 tenuto inizialmente a condizioni normali viene trasferito, a

emperatura costante, da un recipiente di 2 L ad uno di 1 L. Quale effetto etermina tale trasformazione sull’energia cinetica media delle molecole e sulla ressione? . L’energia cinetica media delle molecole di O2 dipende solo dalla temperatura, e non

ambia in seguito alla compressione da 2 L ad 1 L a temperatura costante. Poiché le molecole i muovono con la medesima energia cinetica, ma in un volume inferiore, il numero totale egli urti al secondo contro le pareti del recipiente aumenta, per cui aumenta anche il numero i urti per unità di superficie (pressione). uesito 10. er ognuna delle seguenti reazioni, motivare se la variazione entropica sarà ositiva o negativa: . H2O (l) → H2O (g) a 25°C; . N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) . N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g). . 1) la variazione entropica sarà positiva, in quanto una sola sostanza (acqua) passa dallo

tato liquido a quello gassoso con aumento del disordine del sistema; 2) la variazione di ntropia sarà negativa, poiché il numero delle molecole gassose dei prodotti è inferiore a uello dei reagenti (si passa da un sistema più disordinato ad uno più ordinato); 3) in questo aso la variazione entropica sarà praticamente nulla, perché i reagenti ed i prodotti presentano l medesimo numero di molecole allo stato gassoso.

uesito 11. tabilire e motivare se ciascuna delle seguenti sostanze è più solubile nel

etracloruro di carbonio (CCl4), che è un solvente apolare, o nell’acqua: C7H16, aHCO3, HCl ed I2. . Sia C7H16 che I2 sono apolari, per cui sono più solubili in CCl4. Al contrario NaHCO3 è

onico ed HCl covalente polare, per cui queste due sostanze risultano più solubili in acqua. uesito 12. uale tra una soluzione acquosa 1M di KCl ed una soluzione acquosa 0.6M di aCl2 ha una pressione osmotica maggiore. Motivare brevemente la risposta. . Il cloruro di potassio KCl è un sale che in acqua si dissocia in due particelle (i = 2), mentre

l cloruro di calcio in tre particelle (i = 3). Siccome la pressione osmotica è data dalla elazione π = icRT, il prodotto ic è maggiore per la soluzione contenente KCl che perciò ha na pressione osmotica superiore. uesito 13. ’acido cianidrico si ionizza in acqua mediante la reazione: HCN H+ + CN- in isura inferiore a quanto fa l’HF a concentrazione identica. Quale è la base

oniugata di HCN? È base più forte o più debole di F-? Motivare brevemente la isposta. . La base coniugata di HCN è CN-. La minore attitudine di HCN a ionizzarsi vuol dire che uesto acido è più debole di HF. Di conseguenza CN- sarà più forte di F-, base coniugata di F. uesito 14. otivare cosa accade al generico equilibrio in fase gassosa 2A + 3B C + 5D se

l sistema viene sottoposto ad un aumento di pressione. . La reazione di equilibrio in oggetto prevede un aumento del numero di moli (si passa da 5 oli di reagenti a 6 di prodotti). Quindi, alla luce del principio di Le Chatelier, la

erturbazione in esame poiché riduce il volume sposterà l’equilibrio verso sinistra, cioè verso reagenti, diminuendo così il numero di moli complessive del sistema.

uesito 15. piegare come dipende la velocità di una reazione chimica dalla temperatura. . La velocità di una reazione chimica dipende dalla temperatura secondo l’equazione di rrhenius: v = A·e-Ea/RT dove A è il fattore pre-esponenziale, Ea l’energia di attivazione e T la

emperatura assoluta. All’aumentare della temperatura v aumenta, viceversa se T diminuisce.



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione redox, in ambiente basico, con il metodo delle semireazioni:

KMnO4 + KBr → MnO2 + KBrO3 +KOH Soluzione: MnO4

– + 3e– + 2H2O → MnO2 + 4OH– x2 Br– + 6OH– → BrO3

– + 6e– + 3H2O x1 2MnO4

– + 6e– + 4H2O + Br– + 6OH– → 2MnO2 + 8OH–+ BrO3– + 6e– + 3 H2O

Completando 2 KMnO4 + KBr + H2O → 2MnO2 + KBrO3 + 2KOH Quesito 2. Determinare la massa di H2O e CO2 prodotte dalla combustione di 250 g di butanolo C4H9OH.

Soluzione La reazione bilanciata è: C4H9OH + 6O2 4CO2 + 5H2O La massa molare del butanolo è 74,12 g/mole. Le moli contenute in 250 g di butanolo sono n(C4H9OH) = m(C4H9OH) / MM(C4H9OH) = 250 g / 74,12 g moli-1 = 3,37 moli n(CO2) = 4n(C4H9OH) = 13,48 moli; n(H2O) = 5n(C4H9OH) = 16,85 moli m(CO2) = n(CO2) · MM(CO2) = 13,48 moli · 44,0 g/moli = 593 g m(H2O) = n(H2O) · MM(H2O) = 16,85 moli · 18,0 g/moli = 303 g. Quesito 3. Un recipiente di 5,00 L è riempito di He alla pressione di 0,700 atm ed alla temperatura di 100°C. Calcolare la densità del gas.

Soluzione: PV = n(He)RT n(He) = 5,00 L·0,70 atm / 0,08206 L·atm·K-1·moli-1·373 K = 0,114 moli m (He) = n(He) MA (He) = 0,114 moli · 4,00 g moli-1 = 0,456 g d(He) = m (He) / V = 0,456 g/ 5,00 L = 0,0912 g/L. Quesito 4. Calcolare l’innalzamento ebullioscopico di una soluzione ottenuta sciogliendo 15,0 g di saccarosio C12H22O11 (non elettrolita) e 15,0 g di KCl (elettrolita forte) in 0,500 kg di H2O. Keb(H2O) =0,52 K kg mol-1

Soluzione: ∆T= Keb×m, dove m è la sommatoria delle concentrazioni molali di tutte le specie in soluzione. n(KCl)=massa(KCl)/MM(KCl)=15,0 g /74,55 g mol-1 = 0,201 moli. Poiché in soluzione ci sono ioni KCl(s) →K+

(aq) + Cl-(aq), allora n(K+) = n(Cl-) = 0,201 moli

n(C12H22O11) = massa (C12H22O11) /MM(C12H22O11) =15,0 g/ 342 g/moli =0,0439 moli; ∆T= Keb×m = 0.52 K kg mol-1×[(0,201×2+0,0439)/0,500)]mol kg-1= 0,46 K

Quesito 5. 7,80 g di NH4Cl sono sciolti in tanta acqua da ottenere 2,00 L di soluzione. Si calcoli il pH della soluzione. Kb (NH3) = 1,85×10-5.

Soluzione: Il cloruro d’ammonio si scioglie completamente. Lo ione ammonio in acqua si comporta da acido secondo la seguente reazione di equilibrio NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

n NH4Cl = massa(NH4Cl) /PM (NH4Cl) = 7,80 g / 53,5 g mol-1 = 0,146 mol Cs = n NH4Cl / V = 0,146 mol / 2,00 L = 0,073 M [H+] = ((Kw/Kb) × Cs)1/2 = 6,28 * 10-6 M pH = -log [H+] = 5,20 Quesito 6. Si calcoli la f.e.m. a 25°C della pila

Cd|Cd2+ (1,00·10-2 M)||Zn2+ (1,00·10-3 M)|Zn e se ne indichi il polo positivo, noti i valori dei potenziali standard: E°(Cd2+/Cd) = -0,403 V; E°(Zn2+/Zn) = -0,763V.

Soluzione E(Cd2+/Cd) = E°(Cd2+/Cd) – 0,059/2 Log 1/[Cd2+] = -0,462 V E(Zn2+/Zn) = E°(Zn2+/Zn) – 0,059/2 Log 1/[Zn2+] = -0,852 V Il polo positivo (catodo) è l’elettrodo di cadmio {E(Cd2+/Cd) > E(Zn2+/Zn)} f.e.m. = -0,462 – ( - 0,852) V = 0,390 V.

Quesito 7. L’energia di prima ionizzazione è maggiore per l’argon o per il potassio? Motivare brevemente la risposta. R.: L’estrazione di un elettrone da un atomo di Ar (conf. elettronica esterna 3s2 3p6) è difficile perché, alla fine di un periodo, la carica nucleare è schermata male, e la carica efficace sentita dall’ultimo elettrone è molto elevata. L’estrazione di un elettrone da un atomo di K (conf. elettronica esterna 4s1) è più facile, perché la carica nucleare è schermata bene, e la carica efficace sentita dall’ultimo elettrone, in un livello superiore rispetto all’ultimo elettrone dell’argon, è modesta. Quindi l’argon ha maggiore energia di prima ionizzazione.

Quesito 8. Quale tipo di legame si ha nella sostanza RbCl? Giustificare brevemente la risposta. R.: Il rubidio appartiene al primo gruppo A, pertanto ha bassissima elettronegatività, cioè una grossa tendenza a perdere un elettrone e diventare Rb+. Il cloro appartiene al settimo gruppo A, pertanto ha alta elettronegatività, cioè una grossa tendenza ad acquistare un elettrone e diventare Cl-. Nel cloruro di rubidio si ha separazione netta della carica tra i due ioni ed il legame che si forma è di tipo ionico.

Quesito 9. Si ha un maggior numero di atomi di ossigeno in 1,00 g di Ca(OH)2 o in 1,00 g di Mg(OH)2? Motivare la risposta. R.: Mg(OH)2 ha una massa molare minore di Ca(OH)2 quindi, a parità di massa delle due sostanze, si ha un maggior numero di moli di Mg(OH)2 e di conseguenza un maggior numero di atomi di ossigeno.

Quesito 10. Quale tra una soluzione acquosa 1M di KCl ed una soluzione acquosa 0.6M di CaCl2 ha una pressione osmotica maggiore. Motivare brevemente la risposta. R.: Una mole di cloruro di potassio KCl in acqua si dissocia in due moli di ioni, e la concentrazione totale di ioni in soluzione è 2,00 M; una mole di CaCl2 si dissocia in tre moli di ioni, e la concentrazione totale di ioni in soluzione è 1,80 M. La soluzione contenente KCl 1 M perciò ha una pressione osmotica maggiore.

Quesito 11. Come si misura la forza di un acido in soluzione acquosa? R.: La forza di un acido si misura dal valore della costante di equilibrio della reazione di dissociazione HA + H2O H3O+ + A-. Più è elevata la costante di equilibrio, maggiore è la forza dell’acido.

Quesito 12. La solubilità di Mg(OH)2 aumenta, diminuisce o resta invariata se si aumenta il pH della soluzione in cui l’idrossido poco solubile è disciolto? Motivare brevemente la risposta. R.: L’equilibrio di dissociazione di Mg(OH)2 è:

Mg(OH)2 Mg2+ + 2 OH-

regolato da Kps=[Mg2+]·[OH-]2

Un aumento del pH porta ad un aumento della concentrazione di OH- con spostamento verso sinistra dell’equilibrio di dissociazione di Mg(OH)2 per il principio di Le Chatelier; pertanto la solubilità diminuisce.

Quesito 13. Cosa vuol dire che il grado di dissociazione di un elettrolita tende a uno? R.: Il grado di dissociazione rappresenta la frazione di elettrolita dissociata ed è un numero (puro) compreso tra zero e uno; quando esso tende a uno vuol dire che la parte dissociata è molto grande rispetto alla parte indissociata, cioè l’elettrolita è totalmente dissociato, quindi forte.

Quesito 14. Nella reazione all’equilibrio 3A (g) B (g) + 2C (g) viene diminuita la pressione a temperatura costante mediante un aumento del volume. In quale verso si sposta la reazione? Motivare brevemente la risposta. R.: La reazione non si sposta da nessun lato e la posizione dell’equilibrio rimane invariata in quanto non c’è variazione del numero di moli di gas passando da sinistra a destra o da destra a sinistra. ∆ν=(b+c) – a = (2+1)-3=0.

Quesito 15. Cosa accade ad una reazione endotermica (∆H > 0) all’equilibrio aggiungendo un catalizzatore? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’equilibrio non si sposta perché il catalizzatore abbassa l’energia di attivazione sia per la reazione diretta che per la reazione inversa, e le rende più veloci, ma non cambia il contenuto energetico di reagenti e prodotti, e la variazione di energia libera ∆G della reazione non cambia.



Quesito 1. Bilanciare e completare con il metodo ionico-elettronico la seguente reazione di ossidoriduzione:

Mn(NO3)2 + KClO3 ! MnO2 + HNO3 + KCl Soluzione Ossid.: Mn2+ + 2H2O ! MnO2 + 2e- + 4H+ X 3 Riduz.: ClO3

- + 6e- + 6H+ ! Cl- + 3H2O X 1 3Mn2+ + 6H2O + ClO3

- + 6H+ ! 3MnO2 + 12H+ +Cl- + 3H2O Semplificando: 3Mn2+ + 3H2O + ClO3

- ! 3MnO2 + 6H+ +Cl- In forma molecolare:

3Mn(NO3)2 + 3H2O + KClO3 !!!! 3MnO2 + 6HNO3 + KCl Quesito 2. Un composto contiene C, H e Cl nelle percentuali in peso indicate: C: 14,3%; H: 1,2%; Cl: 84,5%. 1,00 g di questo composto, vaporizzato a 120°C e 0,989 atm, occupa un volume di 0,194 litri. Calcolarne la formula bruta. Soluzione Dalla legge di stato dei gas ideali (PV= nRT) si calcola il numero di moli di sostanza contenuto nel gas: n=PV/RT, e n=0.989 atm x 0.194 litri / [0.08206 litri atm mol-1 K-1x 393 K] = 5.949 x 10-3 moli. Poiché n=m/PM, allora PM = m/n = 1.00 g /5.949 x 10-3moli= 168 g/mol. Se consideriamo un campione di 100 g di composto, avremo le seguenti quantità:

Atomo Massa, g PA, g/mole n, moli n/nminimo C 14,3 12,011 1.191 1.00 H 1,2 1,00794 1.191 1.00 Cl 84,5 35,4527 2.283 2.00

la formula minima che se ne ricava è CHCl2, che corrisponde ad una massa molare di 84,023 g/mol. Poiché la massa molare calcolata è esattamente il doppio, la formula bruta contiene il doppio degli atomi indicati dalla formula minima (CHCl2), cioè C2H2Cl4. Quesito 3. 0,350 g di un composto organico non elettrolita, di massa molare 191 g·mol-1, sciolti in 10,0 g di diclorobenzene fanno innalzare la temperatura di ebollizione della soluzione di 0,92°C rispetto al solvente puro. Calcolare la costante ebullioscopia del diclorobenzene. Soluzione nsoluto = 0,350 g / 191 g·mol-1 = 1,83·10-3 mol molalità = 1,83·10-3 mol /10,0·10-3 kg = 0,183 mol·kg-1 ∆Teb = Keb · m Keb = ∆Teb / m = 0,92 K·kg / 0,183 mol = 5,0 K·kg·mol-1. Quesito 4. Quale volume (in ml) di una soluzione di acido nitrico (densità della soluzione: 1,400 g/ml), al 67,0 % in peso, è necessario per preparare 2,00 l di una soluzione 2,50 M di HNO3? Soluzione: Calcolo del numero di moli di HNO3 nella soluzione da preparare: n (HNO3) = 2,50 mol/l x .2,00 l = 5,00 mol la massa corrispondente di HNO3 è data dalla relazione n= m / PM, da cui m(HNO3) = n(HNO3) PM(HNO3) = 5,00 mol x 63,0129 g/mol = 315,06 g questa massa di HNO3 è contenuta in una massa della soluzione di partenza data dal seguente rapporto: massa (HNO3 67,0%) = m(HNO3) x 100 / 67,0 = 470,25 g Il volume di soluzione di HNO3 67,0 % corrispondente a questa massa si calcola dalla definizione di densità: d=massa/volume V = m / d = 470,25 g / 1,400 g ml-1 = 336 ml. Quesito 5. Una soluzione di 2.13 g/l di un acido debole monoprotico HA ha pH = 3.20. Calcolare la massa molare dell'acido. [Ka = 3.25·10-5 mol/l]. Soluzione: L’equazione di equilibrio dell’acido è HA + H2O = H3O+ + A-. Poiché [H3O+]=[A-], possiamo scrivere:

[ ][ ]+

+

−=

OHCaOH

Ka3

23

ora

[ ][ ] [ ]

l165.37g/mol/l1 288 10

2.13g/lPM

; mol/l1.288·10Ca ; OHKaOHCa

mol/l;3.25·10Ka ;6.31·101010OH

2

23

23

543.2pH3

==

=+=

====

−

−++

−−−−+

Quesito 6. Si calcoli la f.e.m. a 25°C della pila

Cd|CdSO4 (1,00·10-2 M)||ZnSO4 (1,00·10-3 M)|Zn e se ne indichi il polo positivo, noti i valori dei potenziali standard: E°(Cd2+/Cd) = -0,403 V; E°(Zn2+/Zn) = -0,763V. Soluzione E(Cd2+/Cd) = E°(Cd2+/Cd) – 0,059/2 Log 1/[Cd2+] = -0,462 V E(Zn2+/Zn) = E°(Zn2+/Zn) – 0,059/2 Log 1/[Zn2+] = -0,852 V Il polo positivo (catodo) è l’elettrodo di cadmio {E(Cd2+/Cd) > E(Zn2+/Zn)} f.e.m. = -0,462 – ( - 0,852) V = 0,390 V.

Quesito 7. L’energia di prima ionizzazione è maggiore per il neon o per il sodio? Spiegare in poche righe. R.: L’estrazione di un elettrone da un atomo di Ne (conf. elettronica esterna 2s2 2p6) è difficile perché, alla fine di un periodo, la carica nucleare è schermata male, e la carica efficace sentita dall’ultimo elettrone è molto elevata. L’estrazione di un elettrone da un atomo di Na (conf. elettronica esterna 3s1) è più facile, perché la la carica nucleare è schermata bene, e la carica efficace sentita dall’ultimo elettrone, in un livello superiore rispetto all’ultimo elettrone del neon, è modesta.

Quesito 8. Spiegare in tre righe il significato delle espressioni “2H” e “H2”. R.: L’espressione “2H” indica due atomi di idrogeno non legati tra loro. L’espressione “H2” indica una molecola formata da due atomi di idrogeno legati tra loro.

Quesito 9. Dei due isotopi del bromo (79Br e 81Br) motivare se differiscono nella elettronegatività. R.: I due isotopi del bromo hanno la stessa elettronegatività, perché le proprietà chimiche degli atomi sono influenzate dalla carica del nucleo e non dalla massa.

Quesito 10. Perché i sali sono isolanti ma diventano buoni conduttori di corrente elettrica allo stato fuso? R.: In un reticolo cristallino gli ioni non sono liberi di muoversi, ma allo stato fuso sì, e quindi possono trasportare carica elettrica spostandosi sotto l’azione di una differenza di potenziale elettrico. Quesito 11. Una sostanza chimica contiene un egual numero di atomi di idrogeno, ossigeno e cesio. Spiegare se l’acqua è un buon solvente per questa sostanza e perché. R.: Il cesio appartiene allo stesso gruppo del sodio (IA), e la sostanza CsOH, analoga al NaOH, è l’idrossido di cesio, elettrolita forte. L’acqua è un buon solvente degli elettroliti forti.

Quesito 12. Spiegare se durante il congelamento si ha rilascio o assorbimento di energia. R.: Si ha rilascio di energia perché si ha una riduzione della mobilità delle particelle che costituiscono il liquido: l’energia cinetica contenuta nei gradi di libertà che vanno persi durante il congelamento è rilasciata.

Quesito 13. Nella reazione di equilibrio omogeneo A⇔B cosa rappresenta fisicamente un valore di Keq uguale a uno? R.: Il valore della costante di equilibrio pari ad uno implica concentrazioni uguali delle specie A e B all’equilibrio. Quesito 14. L’acido ipocloroso (HClO) è debole (Ka = 3,0 x 10-8). La candeggina, soluzione acquosa di ipoclorito di sodio (NaClO), è acida, basica o neutra? Motivare la risposta. R.: Lo ione ipoclorito ClO- presente nella candeggina è la base coniugata di un acido debole, pertanto si comporterà da base rispetto all’acqua, e la soluzione sarà basica.

Quesito 15. Una soluzione 1 M di acido nitrico è una soluzione tampone? Motivare la risposta. R.: L’acido nitrico è un acido forte e la soluzione ha pH molto basso (zero). Il pH della soluzione non varia molto per aggiunta di piccole quantità di acidi o basi forti e per questo motivo si comporta da soluzione tampone.



Quesito 6. Ad alta temperatura il fosgene si dissocia secondo la reazione

COCl2 ! CO + Cl2.

0,750 g di fosgene sono introdotti in un recipiente di 0,500 litri e la temperatura è portata a 1073 K. Quando si è stabilito l’equilibrio, la pressione nel recipiente è 2,17 atm. Calcolare la costante di equilibrio della reazione espressa in funzione delle concentrazioni molari. Soluzione 0,750 g di fosgene corrispondono a 7,58 · 10-3 moli. Possiamo scrivere la seguente tabella:

Specie COCl2 CO Cl2 n. di moli iniz., n0/moli 7,58 · 10-3 0 0 n. di moli all’eq., n/moli 7,58 · 10-3 - x x x All’equilibrio avremo che : nTOTeq = 7,58 · 10-3 + x Applicando ora l’equazione di stato dei gas perfetti si ottiene x = 4,72 · 10-3 mol Quindi: Kc = [(x/0,5) · (x/0,5)]/[(7,58 · 10-3 - x)/0,5] = 1,56 · 10-2.

Quesito 7. Spiegare sinteticamente la differenza tra formula minima, formula bruta e formula di struttura per una sostanza formata da molecole discrete. R.: La formula minima riporta il rapporto numerico minimo tra gli atomi presenti nella molecola della sostanza; la formula bruta riporta il numero esatto degli atomi presenti in una molecola della sostanza; la formula di struttura riporta il numero esatto degli atomi presenti in una molecola della sostanza, come la formula bruta, ed in più indica come gli atomi sono legati tra loro nella molecola. Quesito 8. Giustificare brevemente perché in genere i punti di fusione dei solidi ionici sono più alti dei punti di fusione dei solidi molecolari. R.: I solidi ionici fondono a temperature generalmente elevate perché le forze tra gli ioni, di natura Coulombiana, sono intense. Nei solidi molecolari le forze di coesione sono più deboli (ad es. dovute a legami a idrogeno, ad interazioni dipolo-dipolo o a forze di dispersione tra le molecole del solido) e, pertanto, la temperatura di fusione è generalmente più bassa. Quesito 9. Si ha un maggior numero di atomi di ossigeno in 1,00 g di Ca(OH)2 o in 1,00 g di Mg(OH)2? Motivare la risposta. R.: Mg(OH)2 ha una massa molare minore di Ca(OH)2 quindi, a parità di massa delle due sostanze, si ha un maggior numero di moli di Mg(OH)2 e di conseguenza un maggior numero di atomi di ossigeno. Quesito 10. Perché un gas reale non si comporta mai esattamente come un gas ideale? R.: In un gas ideale (che non esiste) il volume proprio delle molecole è zero (molecole puntiformi) e non ci sono forze attrattive o repulsive tra di esse. Entrambe queste condizioni non sono soddisfatte da un qualsiasi gas reale. Tuttavia ad alta temperatura e bassa pressione anche i gas reali si comportano come i gas ideali. Quesito 11. Spiegare brevemente la differenza tra un acido di Lewis e un acido di Arrenhius. R.: Un acido di Arrhenius è una sostanza che in soluzione acquosa è capace di liberare ioni H+; un acido di Lewis è una sostanza capace di acquistare un doppietto di elettroni da una base di Lewis. Quesito 12. Bolle a temperatura più alta una soluzione acquosa di NaCl 0.100 mol/Kg o di glucosio (C6H12O6) 0.100 mol/Kg? Giustificare la risposta data. R.: Le proprietà colligative, e quindi anche l’ebullioscopia, dipendono dal numero di particelle presenti in soluzione. Bolle a temperatura più alta una soluzione contenente NaCl. Questo infatti essendo un composto elettrolita in acqua si dissocia dando ioni Na+ e ioni Cl-, mentre il glucosio è un non elettrolita e in acqua non si dissocia. Quesito 13. La solubilità di Fe(OH)3 aumenta, diminuisce o resta invariata se si aumenta il pH della soluzione in cui l’idrossido poco solubile è disciolto? Motivare la risposta. R.: L’equilibrio di dissociazione di Fe(OH)3 è: Fe(OH)3 !Fe3+ + 3 OH-

regolato da Kps=[Fe3+]·[OH-]3 Un aumento del pH porta ad un aumento della concentrazione di OH- con spostamento verso sinistra dell’equilibrio di dissociazione di Fe(OH)3 per il principio di Le Chatelier; pertanto la solubilità diminuisce. Quesito 14. Indicare se una soluzione di NH4Cl è acida, basica o neutra. Giustificare la risposta data. R.: Il pH è acido; infatti dalla dissociazione del sale si liberano NH4

+ e Cl-. Il primo è l’acido coniugato della base debole NH3 e dà luogo a idrolisi con produzione di ioni H3O+. Lo ione Cl- , base coniugata dell’acido forte HCl, è così debole da non provocare idrolisi, ed è perciò inerte. NH4Cl " NH4

+ + Cl- NH4

+ + H2O ! NH3 + H3O+ Quesito 15. Si descriva il modo con cui valutare la spontaneità di una reazione di ossidoriduzione a partire dai potenziali di riduzione. R.: Per una generica reazione di ossidoriduzione si calcola il potenziale mediante l’equazione di Nernst. La reazione procederà spontaneamente da sinistra a destra se ∆E>0.

Quesito 1. Bilanciare e completare, col metodo delle semireazioni, la seguente reazione:

Fe + H2SO4 ! Fe2(SO4)3 + SO2 Soluzione Ossid.: 2Fe ! 2 Fe3+ + 6e- x1 Riduz.: 4H+ + SO4

2- + 2e- ! SO2 + 2H2O x3 2Fe + 12H+ + 3SO4

2- + 6e- ! 2Fe3+ + 6e- + 3SO2 +6H2O Semplificando opportunamente e completando si ha:

2Fe + 6H2SO4 ! Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Quesito 2. Calcolare la percentuale in peso dei diversi atomi nel tiosolfato di sodio Na2S2O3. Soluzione

% (Na) = 322

)(2OSNaMolarePeso

NaAtomicoPeso * 100 = 29,081 %

% (S) = 322

)(2OSNaMolarePesoSAtomicoPeso * 100 = 40,560 %

% (O) = 322

)(3OSNaMolarePesoOAtomicoPeso * 100 = 30,359 %

Quesito 3. Una miscela costituita da 1/5 di idrogeno e 4/5 di metano viene bruciata in aria. Calcolare il volume di aria (80% N2, 20% O2) necessario per la combustione di 1 L della miscela. Soluzione In un litro di miscela si hanno 0.2 L di idrogeno e 0.8 L di metano. Le reazioni di combustione sono: H2 + ½ O2 ! H2O per la quale sono richiesti 0.1 L di O2 CH4 + 2O2 ! CO2 + 2H2O per la quale sono richiesti 1.6 L di O2. In totale sono necessari 1,7 L di O2, ovvero 1.7/0.2 = 8.5 L di aria. Quesito 4. 5.00 g di un composto elettrolita, avente formula bruta AB, sono sciolti in acqua per ottenere 600 ml di una soluzione alla temperatura di 27°C. La pressione osmotica di tale soluzione è 4.33 atm. Determinare la massa molare dell’elettrolita. Soluzione:

AB ! A+ + B- La pressione osmotica sarà uguale a:

π = ([A+]+ [B-])⋅R⋅ T = 2 · [AB]0 ⋅R⋅ T da cui: [AB]0 = 1

11 0878.0][16.300][ 0821.02

][ 33.42

−−− ⋅=

⋅⋅⋅⋅⋅=

⋅⋅Π lmol

KKmollatmatm

TR

[AB]0 = n(AB)/V per cui n(AB) = [AB]0 V = 0,0878 moli l-1 x 0,600 l = 0.0527 moli Ora n(AB) = m (AB)/MM(AB) Per cui MM(AB) = m(AB) / n(AB) = 5.00 g / 0.0527 moli = 94.9 g mol-1 Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 75,0 ml di acido acetico (CH3COOH) 0,100 M a 50,0 ml di NaOH 0,100 M. (Ka = 1,8 x 10-5). Soluzione: Un acido debole reagisce con una base forte in soluzione acquosa. Innanzitutto è necessario determinare se uno dei due reagenti è in eccesso. Indico con il pedice 1 le grandezze analitiche relative alla prima soluzione, con il pedice 2 le grandezze analitiche relative alla seconda soluzione, e con il pedice 0 le grandezze analitiche relative alla soluzione finale. n(CH3COOH) = [CH3COOH]1·V1 = 0,100 moli l-1 x 0,0750 l = 7,50 x 10-3 moli n(NaOH) = [NaOH]2 x V2 = 0,100 moli l-1 x 0,0500 l = 5,00 x 10-3 moli L’acido acetico è in eccesso rispetto all’idrossido di sodio, pertanto la soluzione finale è acida. L’equilibrio in soluzione è il seguente: CH3COOH + H2O ! CH3COO- + H3O+ Con Ka = [CH3COO-] [H3O+]/[CH3COOH] Il volume della soluzione finale è V = V1 + V2 = 0,1250 litri, così: [CH3COOH]0 = n(CH3COOH) / V = 7,50 x 10-3 moli / 0,1250 l = 0,0600 M [NaOH]0 = n(NaOH) / V = 5,00 x 10-3 moli / 0,1250 l = 0,0400 M L’idrossido di sodio, base forte, libera in acqua ioni OH- che consumano gli ioni H3O+ prodotti dall’acido acetico, e spostano verso destra l’equilibrio di dissociazione dell’acido acetico. All’equilibrio, perciò, [CH3COO-] = [NaOH]0 = 0,0400 M, e [CH3COOH] =[CH3COOH]0 - [CH3COO-] = (0,0600 – 0,0400) M = 0,0200 M. La concentrazione [H3O+] si calcola dalla costante di equilibrio [H3O+] = Ka [CH3COOH] / [CH3COO-] = 1,8 x 10-5 x 0,0200 / 0,0400 = 9,0 x 10-6 M, da cui pH = 5,04



Quesito 6. Calcolare il pH di una soluzione (V= 500 ml) in cui sono stati disciolti 5,00 g di NH4Cl. [Kb(NH3) = 1,8 * 10-5]. Soluzione

NH4Cl (s) ! NH4+(aq) + Cl-(aq)

NH4+ + H2O ! NH3 + H3O+

Poiché la soluzione acquosa contiene solo NH4Cl, allora [NH3] = [H3O+]. Per l’equilibrio avremo Ka = [NH3] [H3O+] / [NH4

+] = [H3O+]2 / [NH4+] = Kw/ Kb.

Se le concentrazioni [NH3] = [H3O+] sono trascurabili rispetto a [NH4+], allora

n(NH4+) = n(NH4Cl) = 5,00 g / 53,49 g mol-1 = 0,0935 mol

[NH4+] = 0,0935/0,500 mol l-1 = 0,187 M

[H3O+] = ([NH4+] Kw/ Kb)1/2 = 1,005 x 10-5 M << [NH4

+]. pH = 4.98

Quesito 7. Sistemare in ordine crescente di energia di prima ionizzazione i seguenti elementi: carbonio, potassio, ossigeno. Giustificare la risposta. R.: L’ordine di energia di prima ionizzazione è il seguente: K < C < O. Il potassio ha configurazione elettronica esterna 4s1, la carica nucleare è molto ben schermata dagli elettroni più interni, pertanto l’elettrone esterno è trattenuto debolmente dall’atomo. La schermatura della carica nucleare nell’ossigeno (2s2 2p4) non è efficace, e gli elettroni sono trattenuti molto bene. La situazione è intermedia nel caso del carbonio (2s2 2p2).

Quesito 8. Tra le due molecole H2S ed H2Se indicare quale ha il più elevato momento di dipolo elettrico. Giustificare la risposta. R.: Lo zolfo (2.5) è più elettronegativo del selenio (2.4), quindi il legame H-S è più polare del legame H-Se e per questo la molecola H2S ha un momento di dipolo più elevato della molecola H2Se.

Quesito 9. Quale tipo di legame chimico lega gli atomi nella sostanza SiH4? Giustificare la risposta. R.: Il silicio ha quattro elettroni nell’ultimo livello (configurazione elettronica esterna 3s2 3p2), come il carbonio può formare quattro legami con quattro atomi di idrogeno per dare molecole SiH4. L’elettronegatività del silicio (1.8) è vicina al valore di elettronegatività dell’idrogeno (2.1), quindi il legame H-Si è un legame covalente, molto poco polare.

Quesito 10. H2 ed HCl sono entrambe sostanze gassose. Quale tra i due gas si avvicina maggiormente al comportamento di un gas ideale? Giustificare la risposta. R.: La molecola di idrogeno è apolare, la molecola di cloruro di idrogeno è un dipolo elettrico permanente: le forze di attrazione tra le molecole di HCl sono perciò più intense che tra le molecole di H2. Nel modello di gas ideale si ipotizza che non esistono forze attrattive o repulsive tra le molecole, e di conseguenza è l’idrogeno che assomiglia di più al modello di gas ideale.

Quesito 11. Giustificare quali sono le condizioni necessarie affinché un liquido possa bollire. R.: Affinché un liquido possa bollire è necessario che la sua tensione di vapore raggiunga o superi il valore della pressione esterna.

Quesito 12. Tra le due sostanze CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 e CH3-CH2-CH2-OH una sola si scioglie in acqua. Indicare quale e giustificare la risposta. R.: La sostanza che si scioglie in acqua è CH3-CH2-CH2-OH perché solo questa può formare con l’acqua legami a idrogeno.

Quesito 13. Scrivere la formula più semplice di un composto che contiene i seguenti atomi: H, O, Rb. Come si chiama questa sostanza? Quale è la caratteristica più importante del suo comportamento chimico? Giustificare la risposta. R.: Il rubidio (I gruppo, come il sodio) è molto poco elettronegativo e si trova perciò sotto forma di ione Rb+. Il composto più semplice di H, O e Rb è RbOH, l’idrossido di rubidio, base forte.

Quesito 14. Quali tra le reazioni di seguito riportate (a-d) possono essere usate per produrre energia elettrica con un dispositivo elettrochimico? Giustificare la risposta. a. NaOH (aq) + HBr (aq) ! NaBr (aq) + H2O b. 2H2 (g) + O2 (g) ! 2H2O (l) c. CH4 (g) + 2O2 (g) ! CO2 (g) + 2H2O (l) d. AgNO3 (s) ! Ag+ (aq)) + NO3

- (aq)

R.: Solo le reazioni b e c possono essere usate per produrre energia elettrica con un dispositivo elettrochimico, perché sono reazioni di ossidoriduzione, reazioni cioè in cui si ha un trasferimento di elettroni.

Quesito 15. La reazione quantitativa A (aq) + B (aq) ! C (aq) è del secondo ordine rispetto ad A e di ordine zero rispetto a B. La velocità di reazione ha un certo valore ad una certa temperatura per determinate concentrazioni di A e di B. Come varia la velocità di reazione se, alla stessa temperatura, si raddoppia la concentrazione di A e si dimezza la concentrazione di B? Giustificare la risposta. R.: v = k[A]2: se [A] raddoppia e [B] si dimezza la velocità di reazione quadruplica. [B] non ha influenza sulla velocità perché la reazione è di ordine zero rispetto a B.

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione redox in ambiente acido col metodo ionico-elettronico:

Cr2O72- + Br- +H+ ! Br2 + Cr3+ + H2O

Soluzione Ossid.: 2Br- ! Br2 + 2e- x3 Riduz.: Cr2O7

2- + 6e- +14H+ ! 2 Cr3+ + 7H2O x1 Cr2O7

-- + 6Br- +14H+ ! 3Br2 +2Cr3+ + 7H2O Quesito 2. Un idrocarburo [CxHy] ha dato all’analisi i seguenti risultati: C, 85.61 %; H, 14.38 %. Determinare la formula bruta della sostanza, sapendo che 100.00 g dell’idrocarburo, vaporizzati alla temperatura di 179.3 °C in un recipiente di 22.00 l, esercitano una pressione di 2.00 atm. Soluzione Si applica l’equazione di stato dei gas perfetti per il calcolo del numero di moli dell’idrocarburo: n[CxHy] =PV/RT n[CxHy] =2.00 atm.22.00 l / 0.08206 atm l mol-1 K-1 452.45 K n[CxHy] =1.18(5) mol Si calcola ora la massa molare dell’idrocarburo: MM[CxHy] = 100.00 g/1.18(5) mol = 84.3(8) g/mol Dalle percentuali si calcolano le masse di carbonio e idrogeno presenti in 100.00g di idrocarburo: m (C) = 85.61g n(C) = 85.61 g/12.011 g mol-1 = 7.211 mol m (H) =14.38g n(H) = 14.38 g/1.0079 gmol-1 = 14.27 mol Il rapporto molare tra idrogeno e carbonio risulta n(H)/n(C) = 1.978 ~ 2. La formula minima dell’idrocarburo è pertanto CH2, cui corrisponde una massa molare MM(CH2) = 14.027 g mol-1. La massa molare minima è contenuta 6 volte nella massa molecolare calcolata: MM[C,H] / MM(CH2) = 84.3(8) g mol-1/14.027 g mol-1= 6.02 Quindi la formula bruta dell’idrocarburo è la seguente: C6H12 Quesito 3. Quanti grammi di H2O e di CO2 si ottengono dalla completa combustione di 1,000 kg di butano?

C4H10 + O2! CO2+ H2O (Reazione da bilanciare) Soluzione La reazione bilanciata è:

C4H10 + 13/2O2! 4CO2+ 5H2O n(C4H10) = m(C4H10) / MM(C4H10) = 1000 g / 58.123 g mol-1 = 17.20(5) mol n(CO2) = n(C4H10) x 4 = 68.82 mol m(CO2) = n(CO2) x MM(CO2) = 68.82 mol x 44.004 g mol-1 = 3028 g n(H2O) = n(C4H10) x 5 = 86.02 mol m(H2O) = n(H2O) x MM(H2O) = 86.02 mol x 18.0152 g mol-1 = 1550 g Quesito 4. Calcolare l’innalzamento ebullioscopico di una soluzione ottenuta sciogliendo 10.0 g di saccarosio C12H22O11 (non elettrolita) e 10.0 g di NaCl (elettrolita forte) in 0.500 l di H2O. Keb(H2O) =0.52 K kg mol-1 Soluzione: ∆T= Keb •m, dove m è la sommatoria delle concentrazioni molali di tutte le specie in soluzione. n(NaCl)=massa(NaCl)/MM(NaCl)=10.0 g /58.443 g mol-1 = 0.171 moli; poiché in soluzione ci sono ioni NaCl(s) →Na+

(aq) + Cl-(aq), allora n(Na+) = n(Cl-) = 0.171 moli

n(C12H22O11) = massa (C12H22O11) /MM(C12H22O11) =10.0 g/ 342 g/moli =0.0292 moli; ∆∆∆∆T= Keb •m = 0.52 K kg mol-1•[(0.171•2+0.0292)/0.500)]mol kg-1= 0.39 K Quesito 5. Per la reazione di equilibrio seguente

A(g) + B(g) ! C(g) + D(g) ad una certa temperatura la Kp vale 32,1. Determinare il numero di moli di A, B, C, D, all’equilibrio che si raggiunge facendo reagire una mole di A e una mole di B a quella stessa temperatura. Soluzione:

Specie A B C D n di moli iniziali 1 1 0 0 n di moli all’equilibrio ni 1-x 1-x x x

Kp = pC pD / pA pB ; se sostituiamo alla generica pressione parziale la relazione pi = ni RT /V, risulta, poiché ∆n= 0, che Kp = nC nD / nA nB (1) Sostituendo si ottiene: 32.1 = x2 / (1-x)2 , da cui 31.1 x2 – 64.2 x + 32.1 = 0. risolvendo rispetto a x si ottengono due radici: x1 = 0.850 e x2 = 1.214, con x2 che va scartata in quanto priva di significato fisico (1-x < 0). Pertanto x = 0.85 mol, ed anche: nA = nB = 1–x = 0.150 mol nC = nD = x = 0.850 mol Verifica: si sostituisce il n di moli calcolato nell’eq. (1): Kp = nC nD / nA nB = 0.8502/ 0.1502= 32.1




SnCl2 + NaBrO3 → SnCl4 + NaBr

Soluzione: riduzione: BrO3

– + 6e– + 6H+ → Br– + 3H2O x1 ossidazione: Sn2+ → Sn4+ + 2e– x3 BrO3

– + 6e– + 6H+ + 3Sn2+ → Br– + 3H2O + 3 Sn4+ + 6e–

Completando: 3SnCl2 + NaBrO3 + 6 HCl → 3 SnCl4 + NaBr + 3H2O. Quesito 2. Facendo reagire carburo di calcio ed acqua, si ottiene idrossido di calcio e il gas acetilene:

CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2Calcolare il volume di acetilene, a 25 °C ed 1.00 atm, che si ottiene da 3.00 kg di carburo di calcio e 1.00 kg di H2O. Soluzione n(CaC2) = 3000 g / 64 g·mol–1 = 46.88 mol n(H2O) = 1000 g / 18 g·mol–1 = 55.56 mol Il rapporto effettivo tra i reagenti è: n (H2O) / n (CaC2) = 55.56 / 46.88 = 1.19, minore del rapporto stechiometrico 2:1. Quindi il reagente limitante è l’H2O, per cui: n (C2H2) = ½ n (H2O) = 27.78 mol Supponendo che l'acetilene si comporti come un gas ideale: V (C2H2) = 27.78 mol × 0.08206 L atm mol–1 K–1 × 298 K / 1.00 atm = 679 L.

Quesito 3. Il calore sviluppato nella combustione dell’acetilene C2H2 a 25°C è 310.7 kcal/mol. Determinare l’entalpia di formazione dell’acetilene gassoso [∆H0

f(CO2) = –94.1 kcal/mol; ∆H0f(H2O l) = –68.3 kcal/mol].

Soluzione: La reazione bilanciata è la seguente

C2H2 + 5/2 O2 → 2CO2 + H2O ∆H0 = -310.7 kJ/mol Pertanto 2 ∆H0

f(CO2) + ∆H0f(H2O, l) – ∆H0

f(C2H2) = ∆H0; da cui si ricava ∆H0

f(C2H2) = 2 ∆H0f(CO2) + ∆H0

f(H2O, l) – ∆H0 = 54.2 kcal/mol. Quesito 4. L’innalzamento ebullioscopio di una soluzione ottenuta sciogliendo 1.50 g di un elettrolita forte, avente formula bruta AB, in 200 g di acqua è di 0.076 K. Calcolare la massa molare del composto. (Keb = 0.52 K·kg /mol). Soluzione: ∆Teb = Keb {[A+n]+[B–n]} = 2 Keb [AB]0 dove in questo caso la concentrazione è espressa mediante la molalità. Quindi: [AB]0 = ∆Teb / 2 Keb = 0.076 K / (2 × 0.52 K kg/mol) = 0.073 mol/kg Poi: [AB]0 = n(AB)/ m(solvente) per cui: n(AB) = [AB]0 × m(solvente) = 0.073 mol/kg × 0.200 kg = 0.0146 moli Infine: n(AB) = m(AB) / MM(AB) ⇒ MM(AB) = 1.50 g / 0.0146 mol = 102.7 g/mol. Quesito 5. A 50 mL di una soluzione 0.200 M di NH3 sono aggiunti 30 mL di una soluzione 0.200 M di HCl. Calcolare il pH della soluzione finale, sapendo che la Kb dell’ NH3 è 1.8 10-5. Soluzione: Poiché si mescolano un acido ed una base, per prima cosa si deve considerare la reazione di neutralizzazione:

NH3 + H+ → NH4+

nin 0.0100 0.006 0 nfin 0.0040 0 0.006 [NH3] = 0.0040 mol/ 0.080 L = 0.050 M; [NH4

+] = 0.0060 mol / 0.080 L = 0.075 M. All’equilibrio si avranno concentrazioni non trascurabili sia di base debole NH3 che del suo acido coniugato NH4

+. Si tratta quindi di una soluzione tampone. In soluzione NH3 + H2O NH4

+ + OH–

Allora, Kb = [NH4+] [OH–]/[NH3], da cui [OH–] = 1,2 · 10–5 M, pOH = 4.92, e pH = 9.08.

Quesito 6. Calcolare la f.e.m. a 25°C della seguente pila: Cd | Cd++ (2.00 M) || Ag+ (1.00 M) | Ag. noti E°(Cd2+/Cd) = -0.403 V, e E°(Ag+/Ag)= 0.799 V

Soluzione E(Cd2+/Cd) = – 0.403 – (0.0592 / 2) × log (1/2) = – 0.394 V f.e.m. = E°(Ag+/Ag) – E(Cd2+/Cd) = 0.799 – (–0.394) = 1.194 V.

Quesito 7. Definire l’affinità elettronica e spiegare brevemente cosa indica un suo valore negativo o positivo. R.: La tendenza di un atomo ad assumere elettroni è chiamata affinità elettronica (AE), ed è definita come l’energia assorbita da un atomo neutro isolato allo stato gassoso quando acquista un elettrone per diventare anione. Se l’energia viene rilasciata, invece di essere assorbita, si ha un valore negativo dell’AE e l’anione risulta stabile. Se l’energia viene assorbita si ha un valore positivo di AE e lo ione risulta instabile.

Quesito 8. Spiegare brevemente come e perché si forma un legame a idrogeno tra due molecole di acqua. R.: Nella molecola H2O i legami O–H sono fortemente polarizzati a causa dell’alta differenza di elettronegatività, e la parziale carica positiva presente sugli atomi di idrogeno interagisce fortemente con la parziale carica negativa dell'atomo di ossigeno di un'altra molecola. La parziale sovrapposizione dell’orbitale di legame O–H con l’orbitale di non legame sp3 sull’altro atomo di ossigeno costringe i tre atomi O–H----O sulla stessa linea. Il legame a idrogeno è più debole di un normale legame covalente, ma più forte di una interazione dipolo-dipolo.

Quesito 9. Nello stato fondamentale il carbonio ha configurazione elettronica esterna 2s2 2p2. Spiegare brevemente come si realizza la formazione della molecola di metano (CH4), indicando il tipo di orbitali atomici usati dal carbonio. R.: Data la piccola differenza di energia tra gli orbitali 2s e 2p, un elettrone dell'orbitale 2s viene “promosso” nell'orbitale 2p vuoto. Il passaggio dallo stato fondamentale a questo stato elettronico eccitato permette di ottenere 4 elettroni spaiati in quattro diversi orbitali atomici. Poiché in CH4 i quattro legami C–H sono identici, bisogna ipotizzare la cosiddetta ibridizzazione, mediante la quale si formano 4 nuovi orbitali atomici ibridi sp3, derivati dalla combinazione lineare di 1 orbitale s e 3 orbitali p, e orientati nello spazio in modo tale che i loro assi formano angoli di 109° 28' (struttura tetraedrica).

Quesito 10. Descrivere brevemente le proprietà generali dei gas e le grandezze che caratterizzano il loro stato. R.: I gas appaiono come sostanze prive di forma e di volume propri: assumono la forma ed il volume del recipiente che li contiene. Un gas è definito quando sono noti le quantità delle varie sostanze presenti (ni), il volume (V), la pressione (P) e la temperatura (T). Infatti, esiste una relazione matematica tra il volume (V) di una quantità (n1, n2, … nn) di gas ed il valore della pressione (P) e della temperatura (T), detta equazione di stato, che si può scrivere nella forma: V = f (T, P, n1, n2, … nn) (ad esempio: PV = nTRT nel caso di gas ideali).

Quesito 11. Definire brevemente cosa si intende in termodinamica per sistema ed ambiente. Descrivere i diversi tipi di sistemi. R.: La porzione di materia oggetto di studio si chiama sistema, e ciò che sta intorno si chiama ambiente. Il sistema è aperto se vi è scambio di energia e materia con l’ambiente, è chiuso se vi è solo scambio di energia, è isolato se non c’è scambio né di materia né di energia.

Quesito 12. Spiegare brevemente perché durante i passaggi di fase la temperatura del sistema resta costante nonostante il trasferimento di calore con l’ambiente. R.: Durante un passaggio di fase coesistono in equilibrio due stati, ed il calore trasferito viene interamente utilizzato per rompere o formare gradualmente il reticolo cristallino, nel caso del sistema solido liquido; per l’ebollizione (liquido vapore) serve ad allontanare le particelle le une dalle altre fino a che queste particelle diventano vapore. Come conseguenza di ciò la temperatura del sistema durante il passaggio di fase non cambia.

Quesito 13. Determinare matematicamente cosa accade alla reazione gassosa di equilibrio PCl5 PCl3 + Cl2 se viene aumentato il volume a temperatura costante. R.:

[ ][ ][ ] ba×=×=

⋅==

V1

nnn

VAumentando a temperatura costante il volume del contenitore V, il rapporto 1/V diminuisce, per cui dato che K

nV

nV

n

PClClPClK

5

23

5

23

PCl

ClPCl

PCl

ClPCl

5

23C

C = cost, deve aumentare il rapporto tra il numero di moli, cioè la reazione si deve spostare verso i prodotti.

Quesito 14. Cosa accade alla solubilità dell’idrossido poco solubile Mg(OH)2 in una soluzione basica? R.: L’idrossido di magnesio in acqua si scioglie secondo la seguente reazione: Mg(OH)2(s) Mg2+

(aq) + 2OH– (aq).

Ora, in una soluzione basica, come conseguenza della presenza di ioni OH–, il precedente equilibrio di solubilità di sposta a sinistra, per cui la solubilità diminuisce.

Quesito 15. Sulla base della teoria delle collisioni, spiegare brevemente quali sono le condizioni necessarie perché avvenga una reazione chimica. R.: È necessario che gli urti tra le molecole/ioni dei reagenti siano efficaci, cioè che la loro energia cinetica sia così elevata da rompere nell’urto i legami pre-esistenti e formare il complesso attivato.



Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossidoriduzione, in ambiente acido, con il metodo delle semireazioni (o ionico-elettronico):

FeCl2 + CuSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + CuCl.Soluzione: Ossidazione: 2 Fe2+ → 2 Fe3+ + 2e– ×1 Riduzione: Cu2+ + e– → Cu+ ×2 2Fe2+ + 2Cu2+ + 2e– → 2Fe3+ + 2e– + Cu+ In forma molecolare (completando): 2 FeCl2 + 2CuSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2 CuCl + 2HCl.

Quesito 2. Determinare la formula minima del composto che ha mostrato all’analisi la seguente composizione percentuale: Al 15,77%, S 28,12%, O 56,11%. Soluzione: Prendendo come base di calcolo 100g di composto:

g n n / nmin 2 n / nmin

Al 15,77 0,5845 1 2 S 28,12 0,8769 1,500 3,000 O 56,11 3,507 6,000 12,00

Quindi la formula minima del composto in esame è: Al2S3O12; probabilmente si tratta di Al2(SO4)3. Quesito 3. Determinare il volume di una soluzione di NaOH al 30,00% in peso (densità = 1,320 g/mL) che deve essere prelevato per preparare 1,000 L di una soluzione a pH 12,00. Soluzione: pH = 12,00 pOH = 2,00 [OH–] = 1,00·10-2 M [NaOH] = 1,00·10-2 M Considerando che deve essere preparato 1,000 L di tale soluzione, il numero di moli di NaOH necessarie sono: nNaOH = 1,00·10-2 mol m(NaOH) = 1,00·10-2 mol · 39,997 g mol-1 = 0,400 g. Dalla percentuale in peso di NaOH nella soluzione di partenza si calcola la massa di tale soluzione necessaria: msoluz. = 0,400 g / 0,300 = 1,333 g da cui, mediante la densità, si calcola il volume di soluzione necessaria: Vsoluz. = msoluz. / dsoluz. = 1,333 g / 1,320 g mL–1 = 1,010 mL Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 1,00·10-2 M di acido nitrico. Soluzione: La pressione osmotica è data dalla seguente equazione: π = Ct R T = (nt / V) R T dove con nt è indicato il numero totale di moli di soluto in soluzione. L’acido nitrico è un acido forte che in acqua si dissocia completamente secondo la seguente reazione:

HNO3 + H2O NO3– + H3O+.

Nota la concentrazione di acido dissociata, la concentrazione totale di soluti in soluzione è data da: [NO3

–] + [H3O+] = 2,00·10-2 M per cui la pressione osmotica: π = Ct R T = 2,00·10-2 · 0,08206 · 298 = 0,489 atm.

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione 2,00 M di NH4NO3. (Kb(NH3) = 1,85·10-5). Soluzione: Il nitrato di ammonio in acqua si dissocia totalmente secondo la seguente reazione:

NH4NO3 NH4+ + NO3

–. Lo ione ammonio in acqua dà idrolisi, per cui: NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

C0, mol L-1 2,00 0 ~ 0 C1, mol L-1 2,00-x x x Quindi la costante di equilibrio di questa reazione:

x2,00x104,5

KK

K2

10

)b(NH

wa

3−

=⋅== − x = 3,29·10-5 pH = 4,48.

Quesito 6 Calcolare la solubilità di Mg(OH)2 (Kps = 5,6·10-12) in una soluzione 1,00·10-2 M in NaOH. Soluzione: L’idrossido di magnesio è un idrossido poco solubile in acqua, che si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio:

Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2 OH–

(aq)

x 1,00·10-2+2x

dove x = n/V indica anche la concentrazione molare di idrossido sciolta in acqua (la solubilità appunto). Quindi: Kps = 5,6·10-12 = x (10-2 + 2x)2 ≈ x·10-4 s = 5.6·10-8 M.

Quesito 7. In quale caso la massa di un atomo coincide col peso atomico? R.: Quando esiste un solo isotopo di quell’elemento. Altrimenti il peso atomico è la media pesata delle masse degli isotopi. Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica dello ione Ge2+. R.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Quesito 9. Definire l’elettronegatività. R.: L’elettronegatività è la capacità di un atomo in un composto di attirare verso di sé gli elettroni di legame. Quesito 10. Quale tipo di legame chimico tiene legati gli atomi nella sostanza NO? R.: N ed O hanno elettronegatività simile, per cui nella molecola NO vengono condivisi elettroni per formare legami covalenti. Quesito 11. Due soluzioni preparate con la stessa quantità di acqua contengono lo stesso numero di moli di KCl (la prima) e di glucosio (sostanza non elettrolita, la seconda); se fossero riscaldate, quale tra le due soluzioni inizierebbe a bollire prima dell’altra? Giustificare brevemente la risposta. R.: La soluzione contenente glucosio. Infatti la soluzione contenente KCl contiene il doppio di moli di soluto (ioni K+ e Cl–) dell’altra, e quindi doppia concentrazione molale di soluti: pertanto l’innalzamento ebullioscopico della soluzione di KCl è doppio, ed essa bollirebbe a una temperatura più alta della soluzione di glucosio. Quesito 12. Uguali masse di ossigeno e metano vengono introdotte in un contenitore chiuso e reagiscono secondo la seguente reazione da bilanciare:

CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) Cosa conterrà il reattore a reazione ultimata? Giustificare brevemente la risposta. R.: La reazione è bilanciata come segue:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) Per fare reagire una mole di metano (16 g) servono due moli di ossigeno (2 x 32 = 64 g). Ma siccome le masse di metano e ossigeno sono uguali, il metano è il reagente in eccesso, e l’ossigeno è il reagente limitante. A reazione ultimata nel reattore ci saranno metano, CO2 ed acqua. Quesito 13. Si consideri la generica reazione:

a A (g) + b B (g) → c C (g) + d D (g) e si supponga di introdurre una certa quantità di A e di B a reagire in un recipiente inizialmente vuoto. Mantenendo costante volume e temperatura, in quale caso la pressione non subirà variazioni nel corso della reazione? Giustificare brevemente la risposta. R.: La pressione non subirà variazioni nel corso della reazione se il numero di moli di gas nel sistema resta costante, cioè se il numero di moli di gas che si formano è uguale al numero di moli di gas che si consumano, cioè se (a + b) = (c + d). Quesito 14. Perché le semi-reazioni di ossidazione e riduzione in una pila o cella a combustibile sono separate? R.: Perché se non fossero separate non sarebbe possibile costringere gli elettroni scambiati a fluire in un circuito elettrico esterno. Quesito 15. Quale criterio si adotta per sapere se una soluzione di HNO3 1,00 M a 25°C può ossidare un metallo (per esempio il palladio o l’oro)? R.: Si confrontano i potenziali di riduzione delle specie coinvolte. In particolare, per potersi ossidare il metallo deve possedere potenziale standard di riduzione più basso.




KMnO4 + HCl = MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O Soluzione: Ossidazione: 2Cl– = Cl2 + 2e– ×5 Riduzione: MnO4

– + 5e– + 8H+ = Mn2+ + 4H2O ×2 2MnO4

– + 16H+ + 10Cl– = 2 Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O da cui, semplificando e completando:

2KMnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O.

Quesito 2. Calcolare il volume di ossigeno misurato in condizioni normali necessario alla combustione di 500g di C3H8. Soluzione: La reazione di combustione è la seguente:

C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O nC3H8 = 500 g / 44,1 (g / mol) = 11,3 moli nO2 = 5 × 11,3 = 56,7 mol VO2 = 56,7 mol × 22,414 (L / mol) = 1271 L.

Quesito 3. Calcolare la concentrazione molare di ioni sodio in una soluzione ottenuta mescolando 3,00 L di NaOH 1,00 M e 2,00 L di NaOH 0,40 M. Soluzione: n (NaOH) nella prima soluzione = 1,00 mol /L × 3,00 L = 3,00 moli n (NaOH) nella seconda soluzione = 0,40 mol/L × 2,00 L = 0,80 moli n (NaOH) totali = 3,80 moli [Na+] = [NaOH] = 3,80 mol / (3,00 + 2,00) L = 0.76 M. Quesito 4. In un reattore di 3,00 L alla temperatura di 700°C vengono inserite 5,00 mol di SO2 e 3,00 mol di O2 per cui avviene la reazione:

2SO2 + O2 2 SO3. Calcolare la costante di equilibrio Kc sapendo che all’equilibrio sono presenti 4,00 moli di SO3. Soluzione

SO2 O2 SO3

n iniziali, moli 5,00 3,00 0 n reagite, moli 4,00 2,00

n equilibrio, moli 1,00 1,00 4,00 Kc = [SO3]2 / ([SO2]2 × [O2])=(4,00 / 3,00)2/((1,00 / 3,00)2 × (1,00 / 3,00)) = = 48,0 (mol/L) –1. Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione 0,100 M di CH3COONa sapendo che la costante di dissociazione dell’acido acetico vale 1,76⋅10-5. Soluzione: L’acetato di sodio in acqua si dissocia completamente come segue:

CH3COONa (s) → CH3COO– (aq) + Na+ (aq) Ora, Na+ è l’acido coniugato della base forte, anzi fortissima NaOH, per cui è un acido molto debole, che in acqua non dà idrolisi. Invece CH3COO– è la base coniugata dell’acido acetico, acido debole, per cui in acqua idrolizza secondo la seguente reazione di equilibrio:

CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–

n0/V 0,100 / 0 0 n/V 0,100-x / x x quindi, approssimando 0,100 – x ≈ x:

x = [OH–]= 100,01076,1

105

14

×⋅ −

− = 7,54⋅10–6 M

da cui il pH = 8,90 Quesito 6 Calcolare, a 25°C, la forza elettromotrice della pila:

Sn | Sn2+ (0,200M) || Pd2+ (0,100M) | Pd essendo noti i seguenti potenziali standard:

E°Pd2+/Pd = 0.987V; E°Sn2+/Sn = -0.137V).

Soluzione Vista la differenza dei potenziali standard, le reazioni che avvengono nelle semicelle sono probabilmente le seguenti: catodo: Pd2+ + 2e– Pd ×1 anodo: Sn Sn2+ + 2e– ×1

Pd2+ + Sn Pd + Sn2+

Ora: ∆E° = E°RED – E°OX = 0.987V – (-0.137V) = 1.124V per cui:

1,115V0,1000,200log

20,05921,124

][Pd][Snlog

n0,0592∆E∆E f.e.m. 2

2

=−=−°== +

+

Quesito 7. In base alle proprietà degli atomi costituenti determinare la natura del legame chimico nel composto CsBr. Giustificare brevemente la risposta data. R.: Bisogna considerare la differenza di elettronegatività, anche attraverso la posizione nella tabella periodica. Cs è un metallo del primo gruppo A, Br un non metallo del VII gruppo A, la differenza di elettronegatività è elevata (ca. 2), pertanto nella sostanza gli atomi sono legati da legame ionico.

Quesito 8. Quali delle seguenti specie: He, Mg2+, F–, Li+ ha lo stesso numero di elettroni dello ione Be2+? Giustificare brevemente. R.: Le specie isolettroniche con Be2+ (1s2) sono Li+ ed He in quanto possiedono entrambe 2 elettroni.

Quesito 9. Contengono un maggior numero di molecole 2,00 g di H2 o 2,00 g di O2? Giustificare brevemente la risposta. R.: Sono contenute un maggior numero di molecole in 2,00 g di H2. Il numero di moli, infatti, proporzionale al numero di molecole, è pari al rapporto massa/massa molare. A parità di massa, contiene più molecole la sostanza con molecole più leggere.

Quesito 10. Quale è la ibridazione degli orbitali atomici degli atomi di carbonio nel propano CH3–CH2–CH3? R.: Ogni atomo di carbonio nel propano è legato a quattro atomi diversi, pertano ciascuno è caratterizzato da ibridazione sp3 degli orbitali atomici.

Quesito 11. Spiegare brevemente in che condizioni si dice satura una soluzione di un soluto. R.: Una soluzione satura di un soluto è una soluzione del soluto in equilibrio con il soluto non sciolto nella soluzione, ad es. in fase solida.

Quesito 12. La generica reazione in fase omogenea:

A + B C + D è all’equilibrio. Se il prodotto D viene allontanato dall’ambiente di reazione, come si modifica la posizione dell’equilibrio? Motivare brevemente la risposta. R.: Per il principio di Le Chatelier, diminuendo la concentrazione di uno dei prodotti vi sarà uno spostamento verso destra dell’equilibrio, perché il sistema tornerà in una nuova posizione di equilibrio cercando di annullare la perturbazione, cioè attraverso un aumento della concentrazione di D.

Quesito 13. Spiegare brevemente cos’è un elettrolita? R.: Un elettrolita è un composto che si scioglie in un solvente (generalmente polare) dissociandosi in ioni.

Quesito 14. Il solfato di piombo PbSO4 è un composto poco solubile in acqua. Dire se tale sostanza è più solubile in una soluzione 1M di H2SO4 o in una soluzione 1M di HCl. Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché il solfato di piombo si dissocia in acqua secondo la reazione di equilibrio

PbSO4 Pb2+ + SO42–

esso risulta più solubile nella soluzione di HCl, poiché nell’altra soluzione è contenuto lo ione a comune SO4

2–, la cui presenza sposta l’equilibrio di solubilità a sinistra.

Quesito 15. Spiegare come dipende la velocità di una reazione chimica dalla temperatura. R. La velocità di una reazione chimica dipende dalla temperatura secondo l’equazione di Arrhenius: v = A·e-Ea/RT dove A è il fattore pre-esponenziale, Ea l’energia di attivazione e T la temperatura assoluta. All’aumentare della temperatura v aumenta, viceversa se T diminuisce.


Compito di CHIMICA (DM 509) del 07 gennaio 2010 Archivio

Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossido-riduzione in ambiente acido, con il metodo delle semireazioni:

KI +K2Cr2O7 + HCl→ I2 + KCl + CrCl3. Soluzione Ossid.: 2 I– → I2 + 2 e– x3 Riduz.: Cr2O7

2- + 6 e– + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O x1 6 I– + Cr2O7

2- + 6 e– + 14 H+ → 3 I2 + 6 e– + 2 Cr3+ + 7 H2O da cui semplificando e completando: 6 KI + K2Cr2O7 + 14 HCl→ 3 I2 + 8 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O. Quesito 2. 10.0 g di Na2SO4 reagiscono con 10.0 g di Cr(OH)3 secondo la seguente reazione:

3 Na2SO4 + 2 Cr(OH)3 → 6 NaOH + Cr2(SO4)3Calcolare i grammi di NaOH e di Cr2(SO4)3 prodotti. Soluzione:

Na2SO4 Cr(OH)3 NaOH Cr2(SO4)3

gin 10.0 10.0 0 0 PM 142.05 103.01 40.00 392.21 nin 0.0704 0.0971 0 0 nreag 0.0704 (lim) 0.0470 0.141 0.0235 nfin 0 0.0501 0.141 0.0235 gfin 0 5.16 5.64 9.22

Quesito 3. Calcolare il calore sviluppato quando si formano 3 moli di cloruro di piombo dalla reazione:

Pb(s) + Cl2(g) → PbCl2(s) noti i seguenti dati termochimici: a) Pb(s) + Hg2Cl2(s) → PbCl2(s) + 2 Hg(l) ∆Ha°=-103 kJ/mol b) 2 Hg(l) + Cl2(g) → Hg2Cl2(s) ∆Hb°=- 210 kJ/mol Soluzione: Per ottenere la reazione di formazione del cloruro di piombo si devono combinare le 2 reazioni come segue: (a) + (b). Pertanto l’entalpia della reazione di formazione del cloruro di piombo è: ∆Hf° = ∆Ha° + ∆Hb° = (-103 kJ/mol) + (-210 kJ/mol) = -313 kJ/mol. Il calore sviluppato q è dato da: q = - n (PbCl2) × ∆Hf° = (3 mol) × (313 kJ/mol) = 939 kJ. Quesito 4. Una soluzione contenente 1.285 g di un soluto non elettrolita in 118 g di solvente ha un abbassamento crioscopico di 0.235 °C. Sapendo che il peso molecolare del soluto è 64.04 g·mol-1, calcolare la costante crioscopica del solvente. Soluzione: n(soluto) = g / PM = 1.285 g / 64.04 g·mol-1 = 0.020 mol m = n (soluto) / kg (solvente) = 0.020 mol / 0.118 kg = 0.17 mol·kg-1

Kcr = ∆Tcr / m = 0.235 °C / 0.17 mol·kg-1 = 1.38 °C·kg·mol-1.

Quesito 5. In un recipiente di volume pari a 5.00 L sono inizialmente poste 2.00 moli di NO, 2.00 moli di O2 e 2.00 moli di NO2. Quando si raggiunge l’equilibrio della reazione

2NO + O2 2NO2

si sono consumate 0.30 moli di O2. Calcolare la costante di equilibrio espressa in termini di concentrazioni (Kc). Soluzione: Le concentrazioni iniziali dei tre composti coinvolti nella reazione chimica sono pari a: [NO]in = [O2]in = [NO2] = 2.00 mol / 5.00 L = 0.40 mol·L-1. Quando si raggiunge l’equilibrio, la concentrazione di ossigeno reagita è pari a: [O2]reag = 0.30 mol / 5.00 L = 0.060 mol·L-1. Facendo riferimento alla stechiometria della reazione chimica in oggetto, è possibile scrivere quanto segue:

NO O2 NO2

nin/V, moli·L-1 0.40 0.40 0.40 neq/V, moli·L-1 0.40 – (2 × 0.060) 0.40 – 0.060 0.40 + (2 × 0.060)

quindi Kc = [NO2]2 / [NO] × [O2] = (0.52)2 / ((0.28 )2 × (0.34 )) = 10.14 L·mol-1. Quesito 6. Calcolare la f.e.m. della seguente pila:

Ag| Ag+ (0.10 M) || Cu2+ (0.0010 M) | Cu sapendo che: E°Ag+ /Ag = 0.799 V; E°Cu2+/Cu = 0342 V. Individuare inoltre catodo ed anodo e scrivere la reazione di ossidoriduzione che avviene nella pila.

Soluzione: Applicando l’equazione di Nernst sulle due semicelle: E(Ag+/Ag) = E°(Ag+/Ag) – (0.0592/1) Log (1/[Ag+]) = 0.799 – 0.0592 = 0.740V E(Cu2+/Cu) = E°(Cu2+/Cu) – (0.0592/2) Log (1/[Zn2+]) = 0.342 – 0.0888 = 0.253V. E(Ag+/Ag) > E(Cu2+/Cu), pertanto l’elettrodo di Ag è il catodo della pila mentre quello di Cu è l’anodo. Le due semireazioni sono: Rid Ag+ + e– Ag *2 Ox Cu Cu2+ + 2e– *1

2Ag+ + Cu 2Ag + Cu2+

Quindi: fem = ∆E = 0.740 V – 0.253 V = 0.487 V. Quesito 7. Motivare brevemente perché e come varia la dimensione atomica degli elementi dei gruppi principali procedendo dall’alto verso il basso lungo un gruppo della tavola periodica. R.: La dimensione atomica degli elementi dei gruppi principali aumenta procedendo dall’alto verso il basso lungo un gruppo della tavola periodica. Questo perché, lungo un gruppo, l’aumento del numero atomico comporta un incremento del numero quantico principale, per cui gli elettroni esterni vengono a trovarsi ad una distanza maggiore dal nucleo. Quesito 8. In base alle configurazioni elettroniche giustificare brevemente la formula e il tipo di legame che tiene insieme gli atomi nella sostanza MgCl2. R.: Il Magnesio Mg ha numero atomico 12 (configurazione elettronica esterna 3s2) per cui tende a cedere due elettroni divenendo ione Mg2+, raggiungendo la configurazione elettronica del gas nobile ad esso più vicino (il Neon). Il cloro ha numero atomico 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5), per cui un atomo di tale elemento tende ad acquistare un elettrone divenendo ione Cl-, isoelettronico con Ar. Complessivamente i due elettroni persi da Mg vengono acquistati da due atomi di Cl, e gli ioni così formati sono tenuti insieme da un legame di tipo ionico. Quesito 9. Scrivere la configurazione elettronica dello ione Sn4+. R.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p64d10. Quesito 10. La reazione in fase gassosa 3A B + 2C è all’equilibrio. In quale verso si sposta l’equilibrio se viene raddoppiato il volume a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: La reazione in esame avviene senza variazione del numero di moli, per cui una variazione di volume a temperatura costante non ha alcun effetto sulla posizione dell’equilibrio chimico. Quesito 11. Due soluzioni preparate con la stessa quantità di acqua contengono lo stesso numero di moli di NaCl (la prima) e di CaCl2 (la seconda); se fossero raffreddate, quale tra le due soluzioni inizierebbe a congelare prima dell’altra? Giustificare brevemente la risposta. R.: La soluzione contenente NaCl. Infatti la soluzione contenente CaCl2 contiene 3 moli di particelle in soluzione per mole di soluto (una di ioni Ca2+ e due di ioni Cl–), mentre la soluzione di NaCl contiene 2 moli di particelle in soluzione per mole di soluto (una di ioni Na+ ed una di ioni Cl-): pertanto l’abbassamento crioscopico della soluzione di NaCl è inferiore, ed essa congelerebbe a una temperatura più alta della soluzione di CaCl2. Quesito 12. Cosa accade alla solubilità di CaF2 (sale poco solubile) quando lo si scioglie in una soluzione di HF? R.: La presenza degli ioni F- derivanti dalla dissociazione di HF sposta, per il principio di Le Chatelier, verso sinistra l’equilibrio di dissociazione del sale poco solubile. Ne deriva che la solubilità di quest’ultimo diminuisce. Quesito 13. Spiegare brevemente il significato della costante b (covolume) e del termine ( V -b) dell’equazione dei gas reali di Van der Waals.

~

R.: Una delle ipotesi su cui si fonda il modello dei gas ideali è che le molecole di gas sono puntiformi, il che rende tutto il volume molare disponibile al gas. Se le molecole hanno un volume finito (caso reale) non tutto il volume molare (V) è disponibile al gas. Il covolume b rappresenta appunto il volume minimo occupato da una mole di particelle; ciò significa un volume disponibile per il moto delle particelle pari a (V-b). Quesito 14. Spiegare brevemente, secondo il principio di Le Chatelier, perché la Keq di una reazione esotermica aumenta al diminuire della temperatura. R.: In una reazione esotermica all’equilibrio se si esercita una perturbazione sottraendo calore, per diminuire la temperatura, il sistema lo cede facendo spostare l’equilibrio nel verso esotermico. Aumenta, perciò, la concentrazione dei prodotti e diminuisce quella dei reagenti per cui Keq aumenta. Quesito 15. Che cosa rappresenta il complesso attivato di una reazione? R.: E’ una forma intermedia tra reagenti e prodotti in cui i legami dei reagenti si stanno rompendo e quelli dei prodotti si stanno formando.

MCR

Nota

mah


Compito di CHIMICA del 09 settembre 2009 Archivio

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione in ambiente acido, con il metodo delle semireazioni:

Cl2 + H3PO2 + H2O → HCl + H3PO3. Soluzione Riduz.: Cl2 + 2 e– → 2 Cl– x1 Ossid.: PO2

3– + H2O → PO33– + 2H+ + 2 e– x1

Cl2 + 2 e– + PO23– + H2O → 2 Cl– + PO3

3– + 2H+ + 2 e– da cui semplificando e completando: Cl2 + H3PO2 + H2O → 2 HCl + H3PO3.

Quesito 2. 10.0 g di Ca(OH)2 reagiscono con 10.0 g di H3PO4 secondo la seguente reazione (bilanciata):

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O. Determinare la massa di reagente in eccesso e dei prodotti al completamento della reazione, e verificare il bilancio di massa. Soluzione

Ca(OH)2 H3PO4 Ca3(PO4)2 H2O PM [g mol-1] 74.09 97.99 310.17 18.01 massaIN [g] 10.0 10.0 0 0

moliIN 0.135 0.102 0 0 moliFIN 0 0.012 0.045 0.27

massaFIN [g] 0 1.18 13.96 4.86 Guardando alle moli iniziali ed ai coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata, si vede che Ca(OH)2 è il reagente limitante. Infatti: 0.135 / 3 < 0.102 / 2. Il bilancio di massa è verificato. Infatti mTOT,IN = mTOT,FIN = 20.0 g.

Quesito 3. Una bombola contiene 10.0 g di N2 alla pressione di 1.00 atm ed alla temperatura di 25 °C. Ad un certo punto in tale bombola vengono introdotti isotermicamente 10.0 g di H2. Calcolare le pressioni parziali dei due gas e la pressione totale nella bombola. Soluzione: Per prima cosa si deve determinare il volume della bombola: V = nN2RT / P = (10.0 g / 28 g mol-1) × 0.08206 L atm mol-1 K-1 × 298 K / 1 atm = 8.73 L. A questo punto si calcola la pressione parziale dell’H2 aggiunto nella bombola: PH2 = nH2RT/V = (10.0 g/ 2 g mol-1) × 0.08206 L atm mol-1 K-1 ×298 K / 8.73 L = 14.0 atm La pressione parziale di N2 non subisce alcuna variazione come conseguneza dell’introduzione del secondo gas, per cui: PN2 = 1 atm. La pressione totale è la somma delle pressioni parziali: PTOT,FIN = PN2 + PH2 = 1.00 atm + 14.0 atm = 15.0 atm. Quesito 4. 100 cm3 di una soluzione acquosa contenente 15.0 g di un composto non elettrolita (d = 1.035 g cm-3) hanno una temperatura di congelamento di - 0.93°C. Calcolare il peso molecolare del soluto. (Kcr(H2O) = 1.86 K kg mol-1, Tc(H2O) = 0°C). Soluzione: L’abbassamento crioscopico: ∆Tcr = Tc(H2O) – Tc(soluzione) = 0 – (-0.93) = 0.93 = Kcr m = 1.86 m dove m, concentrazione molale del soluto nella soluzione (moli di soluto per kg di solvente), è pari a: m = 0.93 K / 1.86 K kg mol-1 = 0.50 mol kg-1. Ora, mediante la densità della soluzione: massa (soluzione) = 100 cm3 × 1.035 g cm-3 = 103.5 g massa (solvente) = 103.5 g – 15.0 g = 88.5 g = 0.0885 kg di solvente moli (soluto) = 0.5 mol kg-1 × 0.0885 kg = 0.0443 moli PM (soluto) = 15.0 g / 0.0443 mol = 339 g mol-1.

Quesito 5. 1.00 mL di HCl al 37% in peso (d = 1.19 g·mL-1) è diluito con acqua distillata fino a raggiungere un volume di 1.00 L. Calcolare il pH della soluzione risultante. Soluzione: Per prima cosa si calcola la massa della soluzione di HCl al 37% che corrisponde al volume (1.00 mL) di HCl al 37% dati: m(HCl (37%)) = 1.00 mL × 1.19 g·mL-1 = 1.19 g di soluzione al 37%. A questo punto si calcola la massa di HCl: m(HCl) = 1.19 g × 0.37 = 0.440 g di HCl che corrispondono a: n(HCl) = 0.440 g / 36.45 g·mol-1 = 0.0121 mol di HCl. Queste sono le moli contenute nel litro di soluzione diluita con acqua distillata, per cui: [HCl] = 0.0121 mol·L-1. HCl è un acido forte, che in acqua si dissocia come segue: HCl → H+ + Cl- per cui [H+] = [HCl] = 0.0121 mol·L-1 da cui pH = 1.92.

Quesito 6. Calcolare il volume di acqua necessario a sciogliere completamente 1.50 g di solfato di calcio CaSO4 (Kps = 7.10×10-5). Soluzione: n (CaSO4) = 1.50 g / 136.1 g mol-1 = 0.011 mol

Il solfato di calcio, sale poco solubile in acqua solubilizza secondo la seguente reazione: CaSO4(s) Ca2+

(aq) + SO42-

(aq) per cui la solubilità: Kps = s2 → s = 8.43×10-3 mol L-1. Quindi, il volume di acqua necessaria a solubilizzare 0.011 mol di soluto è: V = 0.011 mol / 8.43×10-3 mol L-1 = 1.31 L. Quesito 7. Motivare brevemente, in base alle configurazioni elettroniche, se esiste un composto chimico di formula SiCl4. R.: Un atomo di Si ha numero atomico Z = 14 (configurazione elettronica esterna 3s23p2), per cui per completare il suo livello elettronico esterno ha bisogno di quattro elettroni (tetravalente) per divenire isoelettronico ad Ar, con tutti gli orbitali pieni; ogni atomo di Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5) ha bisogno di un elettrone (monovalente) per diventare isoelettronico con Ar con tutti gli orbitali pieni. Quindi, il composto con formula chimica SiCl4 esiste, in quanto in esso tutti gli atomi di silicio e cloro completano il loro livello energetico esterno. Quesito 8. Motivare brevemente quale elemento, tra selenio e bromo, ha la più alta energia di prima ionizzazione. R.: Selenio e bromo appartengono allo stesso periodo, e nell’ambito di uno stesso periodo l’energia di prima ionizzazione aumenta da sinistra a destra a causa della minore efficacia della schermatura della carica nucleare. Pertanto il bromo ha la più alta energia di prima ionizzazione. Quesito 9. Spiegare brevemente per quale motivo il secondo periodo della tavola periodica contiene 8 elementi. R.: Il secondo periodo della tavola periodica corrisponde al riempimento degli orbitali atomici con numero quantico principale n = 2, che sono un orbitale di tipo s e tre orbitali di tipo p. Poiché in ogni orbitale possono trovare posto 2 elettroni, il secondo periodo della tavola periodica contiene 8 elementi, corrispondenti al riempimento dei 4 orbitali atomici disponibili. Quesito 10. La reazione in fase gassosa A 2B è all’equilibrio. Giustificare se la costante di equilibrio si modifica o meno e in quale direzione si sposta l’equilibrio se dimezza il volume. Motivare brevemente la risposta. R.: La costante di equilibrio è funzione solo della temperatura. Quindi, dimezzando il volume l’equilibrio si sposta a sinistra, ma la costante di equilibrio non cambia il suo valore, poiché il tutto avviene in condizioni isoterme. Quesito 11. Motivare brevemente se è maggiore la temperatura di ebollizione dell’acqua o del n-esano (CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3). R.: La temperatura di ebollizione di un liquido dipende dalle forze intermolecolari che tengono insieme le molecole nella fase liquida. Ora, nel caso dell’acqua le molecole sono tenute insieme in fase liquida dal legame idrogeno, mentre le molecole di esano sono tenute insieme dalle più deboli interazioni di Van der Waals. Quindi, la temperatura di ebollizione dell’acqua è maggiore rispetto a quella del n-esano. Quesito 12. Motivare brevemente se nel processo di vaporizzazione le molecole di liquido rilasciano o assorbono energia. R.: Assorbono energia. Infatti, nel passaggio dallo stato liquido allo stato vapore si rompono i legami intermolecolari che tenevano vicine le molecole nella fase liquida, e per fare ciò le molecole devono assorbire energia. Quesito 13. Il cloruro di sodio NaCl si scioglie meglio nell’alcol etilico CH3–CH2–OH oppure nell’eptano CH3–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH3? Giustificare brevemente la risposta. R.: Di più nell’alcol etilico, poiché è un solvente polare. La polarità del solvente è infatti molto importante per dissociare il sale negli ioni. Quesito 14. Motivare brevemente, per la reazione di riduzione

ClO2- + 2 H2O + 4e– Cl- + 4 OH-

come cambia il potenziale di riduzione dello ione ClO2- se il pH aumenta.

R.: All’aumentare del pH la concentrazione di H3O+ diminuisce e quindi quella di OH- aumenta. Come conseguenza di ciò il potenziale di riduzione della semicella ClO2

- / Cl- diminuisce. Infatti, applicando il principio di Le Chatelier, si può dire che un aumento della concentrazione dello ione OH- sposterà l’equilibrio verso sinistra, cioè diminuirà la tendenza dello ione ClO2

- a ridursi a ione Cl-. Quesito 15. Motivare brevemente perché l’aggiunta di un catalizzatore ad una reazione non ne influenza l’equilibrio. R.: L’aggiunta di un catalizzatore abbassa l’energia di attivazione sia per la reazione diretta che per la reazione inversa e le rende più veloci. Non cambia il contenuto energetico di reagenti e prodotti e la variazione di energia libera ∆G della reazione non cambia, per cui l’equilibrio non viene influenzato.


Compito di CHIMICA del 13-09-2010 Archivio

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione in ambiente basico, con il metodo delle semireazioni:

NaOH + NaClO + I2 → NaIO3 +NaCl + H2O. Soluzione: Riduzione: ClO– + H2O + 2e- → Cl– + 2 OH– ×5 ossidazione: I2 + 12 OH– → 2 IO3

– + 10 e– + 6 H2O ×1 5 ClO– + 5 H2O + 10 e– + I2 + 12 OH– → 5 Cl– + 10 OH– + 2 IO3

– + 10 e– + 6 H2O In forma molecolare (completando): 5 NaClO + I2 + 2 NaOH → 5 NaCl + 2 NaIO3 + H2O.

Quesito 2. Un composto chimico ha dato all’analisi la seguente composizione percentuale: P 38.24 %, H 2.49%, O 59.27%. Sapendo che PM = 161.97 g·mol–1, calcolare la formula minima e quella molecolare del composto. Soluzione: Prendendo come base di calcolo 100g di composto:

m/g n/moli n / nmin

P 38.24 1.235 1 H 2.49 2.470 2.00 O 59.27 3.705 3.00

Quindi la formula minima del composto in esame è: H2PO3. Considerando che il peso della formula minima è PMmin= 80.987 g·mol–1, che è la metà del peso molecolare, la formula molecolare del composto è: H4P2O6.

Quesito 3. Determinare il volume di una soluzione acquosa di HCl (al 37% p/p, d = 1.20 g/mL) necessario a preparare 2.00 L di soluzione 1.00 M. Soluzione Le moli di HCl necessarie a preparare 2.00 L di una soluzione 1.00 M sono: n(HCl)nec = 1.00 M × 2.00 L = 2.00 moli. La massa di HCl necessaria è pertanto pari a m(HCl)nec = 2.00 moli × 36,45 g/mole = 72.92 g. La massa di soluzione di HCl al 37% necessaria è pertanto pari a: m(HCl 37%)nec = m(HCl)nec / 0,37 = 197,1 g. Il volume della soluzione al 37% in peso sarà pari a: V(HCl 37%)nec = m(HCl 37%)nec / d = 164 mL. Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica alla temperatura di 30 °C di una soluzione acquosa di volume pari a 500 mL contenente 7.80 g di cloruro di calcio. Soluzione: n(CaCl2) = 7.80 g / 110.98 g/mol = 0.0703 mol [CaCl2] = 0.0703 mol / 0.500 L = 0.141 M. Considerando che il cloruro di calcio è un elettrolita forte, che in acqua si dissocia completamente secondo la seguente reazione: CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl– la pressione osmotica della soluzione in esame è: π = ([Ca2+] + 2·[Cl–]) RT = 3 [CaCl2]·RT = 10.5 atm. Quesito 5. Calcolare la massa in grammi di acido acetico (Ka = 1.8 10–5) da aggiungere ad 1.00 L di acqua per ottenere una soluzione a pH 4.00. Si trascuri la variazione di volume dovuta all’aggiunta di acido. Soluzione: pH = 4.00 → [H3O+]eq = 10–4 M. L’acido acetico in acqua si dissocia come segue:

CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ cin x / 0 0 ceq x-10–4 / 10–4 10–4 per cui la costante di equilibrio: Ka = [CH3COO–]·[H3O+] / [CH3COOH] = 10–8 / (x-10–4) = 1.8 10–5 M. da cui x = 6.56 10–4 M = [CH3COOH]in. Quindi nin(CH3COOH) = 6.56 10–4 M × 1.00 L = 6.56 10–4 moli da cui min(CH3COOH) = 6.56 10–4 moli × 60.05 g moli–1 = 3.94 10–2 g.

Quesito 6. Calcolare la solubilità in mol/L dell’idrossido ferrico Fe(OH)3 (Kps = 1.1 10–36) in una soluzione tamponata a pH = 3. Soluzione: pH = 3 → pOH = 11 → [OH–] = 10-11 M. Il Kps dell’idrossido ferrico: Kps = [Fe3+] [OH–]3 Per cui la concentrazione dello ione ferrico in soluzione (e quindi dell’idrossido solubilizzato) sarà: [Fe3+] = Kps / [OH–]3 = 1.1 10–36 / (10–11)3 = 1.1 10–3 mol/L.

Quesito 7. Enunciare il principio di Hund indicando quali sono le sue implicazioni riguardo alla distribuzione degli elettroni esterni nell’atomo di P. R.: Il principio di Hund o della massima molteplicità può essere così espresso: in un atomo con orbitali della stessa energia per gli elettroni esterni, sono occupati il massimo numero di questi orbitali, e gli elettroni non accoppiati hanno spin paralleli. Ciò nel caso dell’atomo di P implica che i tre elettroni contenuti negli orbitali 3p sono così suddivisi: uno nell’orbitale 3px, uno in quello 3py ed uno in quello 3pz.

Quesito 8. Determinare il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti nell’isotopo 196Au. R.: Dato che l’Au ha numero atomico pari ad 79, in un atomo di tale elemento sono contenuti 79 protoni e 79 elettroni. Poiché il numero di massa dell’isotopo in esame è pari a 196, in tale particolare isotopo sono presenti: 79 elettroni, 79 protoni, 196 – 79 = 117 neutroni.

Quesito 9. Il litio Li ha energia di prima ionizzazione pari a 519 kJ / mol. Giustificare brevemente se il carbonio C, che fa parte dello stesso periodo, ha una energia di ionizzazione maggiore o minore. R.: L’energia di ionizzazione aumenta muovendosi da sinistra verso destra in un periodo della tavola periodica, a causa della minore schermatura della carica nucleare e dell’aumento della carica nucleare efficace con cui il nucleo attrae a sé gli elettroni più esterni. Pertanto, l’energia di ionizzazione del C è maggiore rispetto a quella del Li.

Quesito 10. Un uguale numero di moli di composto A e di composto B vengono fatte reagire completamente in un contenitore chiuso secondo la seguente reazione:

A + 3 B 3 C A reazione ultimata, il reattore conterrà: a) solo C; b) C e A; c) C e B; d) A, B e C. Giustificare in tre righe la risposta. R.: Poiché una mole di A per reagire ha bisogno di 3 moli di B, si può concludere che il reagente B è il reagente limitante, per cui alla fine della reazione nel reattore saranno presenti il prodotto C ed il reagente in eccesso A.

Quesito 11. Descrivere brevemente le proprietà generali dei gas e le grandezze che caratterizzano il loro stato. R.: I gas appaiono come sostanze prive di forma e di volume propri: assumono la forma ed il volume del recipiente che li contiene. Un gas è definito quando sono note le quantità delle varie sostanze presenti (ni), il volume (V), la pressione (P) e la temperatura (T).

Quesito 12. Determinare matematicamente cosa accade alla reazione gassosa di equilibrio N2 + 3H2 2 NH3 se viene aumentato il volume a temperatura costante. R.:

[ ][ ][ ]

23

N

2

3HN

2NH

322

23

C Vnn

n

Vn

Vn

Vn

HNNHK

2H2

3NH

22

3

×⋅

=

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛⋅

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

==

Aumentando a temperatura costante il volume del contenitore V, il termine V2 aumenta, per cui dato che KC = cost, deve diminuire il rapporto tra il numero di moli, cioè la reazione si deve spostare verso i reagenti.

Quesito 13. Spiegare brevemente cosa succede alla solubilità del composto CaSO4, sale poco solubile, in presenza di una certa quantità di H2SO4. R.: L’H2SO4 in acqua libera ioni SO4

=. La presenza di questi ioni influenza l’equilibrio di solubilità del CaSO4 spostandolo verso sinistra, per cui la solubilità diminuisce.

Quesito 14. Il pH di una soluzione acquosa di ipoclorito di sodio (NaClO) è acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta, scrivendo le reazioni che avvengono. R.: L’ipoclorito di sodio si scioglie in soluzione dissociandosi in ione ipoclorito ClO– e ione sodio Na+. Lo ione Na+ non reagisce con l’acqua perché è acido coniugato della base forte NaOH. Lo ione ipoclorito è la base coniugata dell’acido ipocloroso, che è un acido debole, ed in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

ClO– + H2O HClO + OH–

per cui la soluzione risulta basica.

Quesito 15. Nella pila Au/Au3+(1M)//Fe2+(1M)/Fe (E0

Au3+

/Au = 1.498 V; E0Fe2+/Fe = -0.447 V)

indicare la reazione di ossidoriduzione complessiva che avviene spontaneamente, motivando brevemente la risposta. R.: Nella pila in esame i due semielementi sono entrambi in condizioni standard, quindi l’oro, caratterizzato da un potenziale standard di riduzione maggiore, tenderà spontaneamente a ridursi ed il ferro ad ossidarsi. La reazione di ossidoriduzione complessiva sarà quindi: 2 Au3+ + 3 Fe 2 Au + 3 Fe2+.

MCR

Nota

qui




Na2CrO4 + FeCl2 + NaCl + H2O → NaCrO2 + FeCl3 + NaOH. Soluzione Riduz.: CrO4

2– + 3 e– + 2H2O → CrO2– + 4 OH– x1

Ossid.: Fe2+ → Fe3+ + e– x3 CrO4

2– + 3 e– + 2 H2O + 3 Fe2+ → CrO2– + 4 OH– + 3 Fe3+ + 3 e–

da cui semplificando e completando: Na2CrO4 + 3 FeCl2 + 3 NaCl + 2 H2O → NaCrO2 + 3 FeCl3 + 4 NaOH. Quesito 2. Un composto contenente rame, ferro e zolfo ha dato i seguenti risultati all’analisi elementare: Cu 34.6%; Fe 30.4%; S 35.0%. Determinare la formula minima del composto. Soluzione E’ opportuno scegliere come campione 100 g di sostanza, e indicare in una tabella la massa di ogni elemento presente nel campione. Se ne calcolerà il numero di moli e poi, dividendo il numero di moli di ciascun atomo per il valore più piccolo, si determinerà il rapporto numerico tra gli atomi presenti nella sostanza, e quindi la formula minima

Atomo Cu Fe S Massa (g in 100 g di sostanza) 34.6 30.4 35.0 Massa atomica (g mol-1) 63.55 55.85 32.07 n(moli) 0.544 0.544 1.09 n/nmin 1 1.00 2.01

Quindi la formula minima del composto in esame è CuFeS2.

Quesito 3. 3.20 g di una sostanza gassosa esercitano una pressione di 0.580 atm in un recipiente di 2.50 L alla temperatura di 130 °C. Calcolare il peso molecolare e poi determinare la densità che la sostanza in esame avrebbe alla stessa pressione ma alla temperatura di 50°C. Soluzione: n = PV / RT = (0.580 ×2.50) / (0.08206 × 403) = 0.0438 moli PM = m / n = 3.20 / 0.0438 = 73.0 g/mol d = P PM / RT = 1.60 g/L. Quesito 4. Una soluzione è preparata sciogliendo 20.00 g di glucosio (C6H12O6) in 1.00 kg di acqua. Calcolare la temperatura di congelamento della soluzione. (Kcr = 1.86 K kg mol-1, Tc(H2O) = 0 °C). Soluzione: Il glucosio è un soluto non elettrolita, per cui sciogliendosi in acqua non si dissocia. Quindi l’abbassamento crioscopico: ∆Tcr = Kcr m dove m è la concentrazione molale della soluzione, cioè le moli di soluto per kg di solvente. n(C6H12O6) = g / PM = 20.00 g / 180.16 g mol-1 = 0.1110 mol m (C6H12O6) = n(C6H12O6) / kgSolvente = 0.1110 mol / 1.00 kg = 0.111 mol kg-1

per cui ∆Tcr = 1.86 K kg mol-1 · 0.111 mol Kg-1 = 0.206 K = Tc(H2O) – Tc(soluzione) da cui Tc(soluzione) = -0.206 °C = 272.94 K.

Quesito 5. Quanti grammi di KNO2 (Ka = 5.1·10-4) devono essere sciolti in 200 mL di acqua per ottenere una soluzione a pH 8.0? Soluzione: KNO2 in acqua si dissocia secondo la seguente reazione:

KNO2 → K+ + NO2-

cs → cs cs

dove con cs è stata indicata la concentrazione di sale, che è incognita. NO2-, base coniugata

dell’acido debole HNO2, in acqua idrolizza secondo la seguente reazione di equilibrio: NO2

-+ H2O HNO2 + OH-

Il pH = 8.0 → [H3O+]= 10-8 M → [OH-] = 10-6 M; per cui: NO2

-+ H2O HNO2 + OH-

In cs / 0 0 Eq cs –10-6 / 10-6 10-6

per cui: Kb = Kw/Ka = (10-6)2 / (cs –10-6) = 1.96 10-11 → cs = 0.051 M = [KNO2]in. n KNO2 = cs × V = 0.051 mol L-1 × 0.200 L = 0.0102 mol g KNO2 = mol × PM = 0.0102 mol × 85.1 g mol-1 = 0.868 g. Quesito 6. Quanti grammi di Ag2SO4 (Kps = 1.6·10-5) possono essere sciolti in 0.85 L di acqua? Si trascuri la variazione di volume dovuta all’aggiunta del sale. Soluzione: La solubilità di Ag2SO4 in acqua si calcola come segue: Ag2SO4 2Ag+ + SO4

-2

s 2s s Kps = (2s)2 s = 4s3 → s = 0.0159 mol/L Quindi, in 1.00 L di acqua si possono sciogliere 0.0159 moli del sale in esame. Quindi, in 0.85 L: n Ag2SO4 = s × V = 0.0159 mol/L × 0.85 L = 0.0135 mol m Ag2SO4 = n × PM = 0.0135 mol × 311.81 g mol-1 = 4.21 g.

Quesito 7. Motivare brevemente, in base alle configurazioni elettroniche, la formula chimica del composto SixCly che si forma dalla combinazione di silicio (Si) e Cloro (Cl). R.: Un atomo di Si ha numero atomico Z = 14 (configurazione elettronica esterna 3s23p2), per cui per completare il suo livello elettronico esterno ha bisogno di quattro elettroni (tetravalente) per divenire isoelettronico ad Ar, con tutti gli orbitali pieni; ogni atomo di Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5) ha bisogno di un elettrone (monovalente) per diventare isoelettronico con Ar con tutti gli orbitali pieni. Dal momento che la differenza di elettronegatività non è tale da dare luogo ad un legame ionico, un atomo di Si si legherà covalentemente a quattro atomi di Cl, formando il composto SiCl4.

Quesito 8. Le proprietà chimiche degli elementi sono funzione del peso atomico o del numero atomico degli elementi? Motivare brevemente la risposta. R.: Le proprietà chimiche degli elementi sono funzione del numero atomico. Infatti il comportamento chimico di un elemento dipende essenzialmente dalla sua configurazione elettronica, che dipende dal numero di elettroni che è uguale, per un elemento, al numero di protoni, cioè al numero atomico. Se, per assurdo, le proprietà chimiche degli elementi dipendessero dal peso atomico, accadrebbe che diversi isotopi di uno stesso elemento dovrebbero mostrare comportamento chimico diverso.

Quesito 9. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione Co2+. Motivare sinteticamente la risposta. R.: Il cobalto ha numero atomico 27, per cui nel suo nucleo sono contenuti 27 protoni. Nello ione Co2+ vi è un eccesso di due cariche positive, per cui gli elettroni contenuti in tale ione sono 25. Quindi, la configurazione elettronica dello ione Co2+ è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5.

Quesito 10. Due soluzioni preparate con la stessa quantità di acqua contengono lo stesso numero di moli di NaCl (la prima) e di CaCl2 (la seconda). Se fossero raffreddate, quale tra le due soluzioni inizierebbe a congelare prima dell’altra? Giustificare brevemente la risposta. R.: La soluzione contenente NaCl. Infatti la soluzione contenente CaCl2 contiene un numero maggiore di moli di soluto (ioni Ca2+ e Cl–) dell’altra (ioni Na+ e Cl-), e quindi maggiore concentrazione molale di soluti: pertanto l’abbassamento crioscopico della soluzione di CaCl2 è maggiore, ed essa congelerebbe a una temperatura più bassa della soluzione di NaCl.

Quesito 11. Nella reazione in fase gassosa: N2 + 3H2 → 2NH3, come varia l’entropia? Giustificare la risposta. R.: La reazione provoca una diminuzione del numero di moli, quindi il disordine molecolare diminuisce, e di conseguenza anche l’entropia che ne è la misura quantitativa.

Quesito 12. Spiegare brevemente la differenza tra una base secondo Lewis e una base secondo Arrenhius. R.: Un base secondo Arrhenius è una sostanza che in soluzione acquosa è capace di liberare ioni OH-; mentre una base secondo Lewis è una sostanza capace di cedere un doppietto di elettroni ad un acido.

Quesito 13. Si consideri la generica reazione:

a A (g) + b B (g) → c C (g) + d D (g) e si supponga di introdurre una certa quantità di A e di B a reagire in un recipiente inizialmente vuoto. Mantenendo costante volume e temperatura, in quale caso la pressione aumenterà nel corso della reazione? Giustificare brevemente la risposta. R.: La pressione aumenterà nel corso della reazione se il numero di moli di gas nel sistema aumenta, cioè se il numero di moli di gas che si formano è maggiore al numero di moli di gas che si consumano, cioè se (c + d) > (a + b). Quesito 14. Per la reazione di riduzione Cr2O7

2- + 6e– + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O come cambia il potenziale di riduzione dello ione Cr2O7

2- se il pH aumenta? Spiegare. R.: All’aumentare del pH la concentrazione di H3O+ diminuisce e il potenziale di riduzione della semicella Cr2O7

2- / Cr3+ diminuisce. Infatti, applicando il principio di Le Chatelier, si può dire che una diminuzione nella concentrazione dello ione H+ sposterà l’equilibrio verso sinistra, cioè diminuirà la tendenza dello ione Cr2O7

2- a ridursi a ione Cr3+.

Quesito 15. Cosa accade alla reazione di equilibrio in fase gassosa

A + 2B 2C + D se si dimezza il volume a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: La stechiometria mostra che la reazione in esame non comporta variazione del numero di moli, poiché da tre moli di reagenti si passa a tre moli di prodotti. Quindi, dimezzando il volume a temperatura costante l’equilibrio non si sposta.


Compito di CHIMICA (DM 270) del 17 febbraio 2010 Archivio

Quesito 7. Quanti e quali orbitali corrispondono al secondo livello energetico di un atomo? Quali numeri quantici sono associati agli elettroni contenuti in tali orbitali? R.: Gli orbitali del secondo livello energetico di un generico atomo sono 4: 1 di tipo 2s, e 3 di tipo 2p. Il secondo livello energetico di un atomo è caratterizzato dal valore nel numero quantico principale n = 2. Ora, per tale valore di n, il numero quantico secondario (o del momento angolare ℓ) può assumere due valori: 0 e 1, corrispondenti agli orbitali 2s e 2p. Il numero quantico del momento magnetico mℓ è un numero intero compreso tra +ℓ e –ℓ. Per l’orbitale 2s ℓ = 0 ed mℓ = 0; per i tre orbitali 2p ℓ = 1, e mℓ può assumere tre valori (-1, 0, 1) corrispondenti a tre orbitali 2p. Il numero quantico di spin s del singolo elettrone, infine, può essere uguale a ± ½ h/2π. Quesito 8. Spiegare brevemente quale è il criterio con cui gli elementi chimici sono classificati nella tavola periodica. R.: Gli elementi chimici sono ordinati nella tabella periodica da sinistra a destra secondo il numero atomico crescente, e quindi secondo l’ordine di riempimento degli orbitali atomici. Ad ogni riga della tabella periodica, o periodo, corrisponde il riempimento di un successivo livello energetico. I gruppi (le colonne della tabella periodica) contengono elementi con la stessa configurazione elettronica esterna, e che per questo motivo hanno molto spesso un comportamento chimico simile. Quesito 9. L’isotopo dell’uranio 235U trova impiego come combustibile nei reattori nucleari e nella realizzazione di armi nucleari. Determinare il numero di protoni, elettroni e neutroni contenuti nel suo ione 235U4+. R.: L’uranio ha numero atomico pari ad 92, quindi nel suo nucleo sono contenuti 92 protoni. Dato che il numero di massa dell’isotopo in esame è 235, il numero di neutroni contenuti nel nucleo è pari a 235 – 92 = 143. Infine, poiché si tratta di uno ione tetra-positivo, il numero di elettroni è dato da 92 – 4 = 88. Quesito 10. Quali sono gli orbitali ibridi dell'azoto nella molecola NH3? Qual'è la geometria di tale molecola? Motivare le risposte in base alla configurazione elettronica dell'azoto. R.: L’azoto ha configurazione elettronica esterna 2s2 2p3, con cinque elettroni. Per completare gli orbitali esterni con otto elettroni l’azoto forma tre legami covalenti con tre atomi di idrogeno. L’azoto nell’ammoniaca, quindi, nell’ultimo livello ha intorno quattro coppie di elettroni: una coppia solitaria e tre coppie di legame. Per limitare le repulsioni elettroniche, le coppie di elettroni si dispongono verso gli spigoli di un tetraedro, come in figura. Se si include la coppia solitaria, la geometria della molecola è più o meno tetraedrica, e l’ibridazione degli orbitali atomici usati dall’azoto è sp3.

NH H

H

La geometria della molecola non è esattamente tetraedrica perché la coppia solitaria occupa più spazio di una coppia di legame, e gli angoli H-N-H sono un po’ più stretti che in un tetraedro. Quesito 11. Definire brevemente cosa si intende in termodinamica per sistema ed ambiente. Descrivere i diversi tipi di sistemi. R.: La porzione di materia oggetto di studio si chiama sistema, e ciò che sta intorno si chiama ambiente. Il sistema è aperto se vi è scambio di energia e materia con l’ambiente, è chiuso se vi è solo scambio di energia, è isolato se non c’è scambio né di materia né di energia. Quesito 12. Determinare qualitativamente in quale direzione si sposta la reazione gassosa di equilibrio N2 + 3 H2 2 NH3 se viene diminuito il volume a temperatura costante. Giustificare brevemente la risposta. R.: Diminuendo a temperatura costante il volume si aumenta la pressione. Secondo il principio di Le Chatelier la posizione dell’equilibrio si sposta nella direzione che porta ad una riduzione della pressione, cioè verso destra: infatti, in questa direzione quattro molecole (N2 + 3 H2) si trasformano in due (2 NH3). Quesito 13. Cosa si intende per acido e per base secondo le definizioni di Lewis? R.: Si definisce acido di Lewis una sostanza capace di accettare una coppia di elettroni, mentre una base di Lewis è una sostanza capace di donare una coppia di elettroni. Quesito 14. BaSO4 (sale poco solubile) si scioglie di più in una soluzione 1.00 M di HCl o in una soluzione 1.00 M di H2SO4? Motivare brevemente la risposta. R.: BaSO4 si scioglie in acqua dissociandosi nel modo seguente:

BaSO4 (s) Ba2+ (aq) + SO4= (aq).

In una soluzione 1.00 M di H2SO4 è già presente lo ione SO4=, che riduce la solubilità di

BaSO4. BaSO4 quindi è più solubile in una soluzione 1.00 M di HCl. Quesito 15. Perché la velocità di una reazione chimica aumenta con la temperatura? R.: Affinché una reazione chimica abbia luogo le molecole dei reagenti devono urtarsi, e tali urti devono essere efficaci, cioè devono mettere in gioco una energia pari almeno all’energia di attivazione. Aumentando la temperatura aumenta la frazione di particelle con alta energia cinetica, ed anche la frequenza degli urti tra le molecole. Si osserva quindi un aumento della velocità della reazione perché aumentano sia gli urti nell’unità di tempo, che la frazione di urti efficaci.

Quesito 1. Bilanciare e completare la seguente reazione di ossido-riduzione, con il metodo delle semireazioni:

K2Cr2O7 + S +H2O → SO2 + Cr2O3 +KOH. Soluzione Riduz.: Cr2O7

2– + 6 e– + 4 H2O → Cr2O3 + 8 OH– x2 Ossidaz.: S + 4 OH– → SO2 + 4 e– + 2 H2O x3 2 Cr2O7

2– + 12 e– + 8 H2O + 3 S + 12 OH– → 2 Cr2O3 + 16 OH– + 3 SO2 + 12 e– + 6 H2O da cui semplificando e completando:

2 K2Cr2O7 + 3S + 2 H2O → 2 Cr2O3 + 4 KOH + 3 SO2.

Quesito 2. L’analisi elementare di un campione di nicotina ha dato i seguenti risultati: 74.04% C; 8.70% H; 17.26% N. Determinare la formula molecolare di tale sostanza, sapendo che la sua massa molare vale circa 162 g·mol–1. Soluzione: Considerando 100 g di nicotina:

C H N massa (g) 74.04 8.70 17.26 n (moli) 6.164 8.63 1.232 n / nmin 5.002 7.00 1

Quindi, la formula minima della nicotina è: C5H7N. La massa molare corrispondente a tale formula è: 81.118 g mol–1, che è praticamente la metà della massa molare assegnata. Quindi, la formula molecolare della nicotina è: C10H14N2.

Quesito 3. Calcolare il calore sviluppato dalla combustione completa di 10.0 L (misurati in C.N.) di una miscela costituita per il 40% da metano (CH4) e per il rimanente 60% da etano (C2H6). Sono noti i seguenti dati termodinamici: ∆Hf(CH4) = -74.81 kJ mol–1; ∆Hf(C2H6) = -84.68 kJ mol–1; ∆Hf(CO2) = -393.51 kJ mol–1; ∆Hf(H2O) = -241.82 kJ mol–1. Soluzione: Le razioni di combustione che avvengono sono le seguenti: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O con ∆Hc(CH4) C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O con ∆Hc(C2H6) Applicando la legge di Hess è possibile calcolare il calore sviluppato da tali combustioni: ∆Hc(CH4) = ∆Hf(CO2) + 2 ∆Hf(H2O) - ∆Hf(CH4) = – 802.34 kJ mol–1

∆Hc(C2H6) = 2 ∆Hf(CO2) + 3 ∆Hf(H2O) - ∆Hf(C2H6) = – 1427.80 kJ mol–1

Ora, considerando che dei 10.0 L di miscela bruciati 4.00 L sono di metano e 6.00 L sono di etano, applicando l’equazione di stato dei gas perfetti si possono calcolare le quantità in moli corrispondenti: n(CH4) = (1.00 atm × 4.00 L) / (0.082 L atm mol–1 K–1 · 273 K) = 0.179 moli n(C2H6) = (1.00 atm × 6.00 L) / (0.082 L atm mol–1 K–1 · 273 K) = 0.268 moli per cui il calore sviluppato: q = –n(CH4) × ∆Hc(CH4) – n(C2H6) × ∆Hc(C2H6) = 526.27 kJ mol-1.

Quesito 4. Una soluzione contenente 0.44 g di un non elettrolita A in 25.00 g di solvente B, presenta un abbassamento crioscopico di 1.020 °C (Kcr = 5.12 °C kg/mole). Calcolare il peso molecolare del soluto. Soluzione: ∆Tcr = Kcr × [A] da cui [A] = ∆Tcr / Kcr = 1.020 / 5.12 = 0.199 moli kg-1. Ora, la concentrazione molale di A è pari a: [A] = n(A) / m(solvente) = [m(A) / PM(A)] / m(solvente) per cui PM(A) = m(A) / {[A] × m(solvente)]} = = [0.44 g / (0.199 moli kg-1 × 0.025 kg)] = 88.4 g/moli.

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione 0.200 M di ammoniaca sapendo che il Kb di questa base è 1.8 × 10–5. Soluzione: L’ammoniaca NH3 in acqua si dissocia come secondo la seguente reazione di equilibrio:

NH3+H2O NH4+ + OH–

la cui costante di equilibrio: Kb= [NH4+] [OH–] / [NH3] = 1.8 × 10–5.

Sapendo che [NH4+] ~ [OH–]

e considerando che l’ammoniaca è poco dissociata, per cui [NH3] ~ [NH3]0Kb= [OH–]2 / [NH3]0 → [OH–] = (Kb × [NH3]0)0.5 = (1.8 × 10–5 × 0.200)1/2 = 1.9 × 10–3 M pOH = – log(1.9 × 10–3) = 2.72 pH = 14 – 2.72 = 11.28.

Quesito 6. Calcolare la fem della seguente pila

Ag | Ag+ (1.33×10–5 M) || Cu+2 (1.00×10–5 M) | Cu sapendo che E°(Ag+/Ag) = +0.80 V; e E°(Cu2+/Cu) = +0.34 V. Quale è il catodo e quale è l’anodo? Giustificare la risposta. Soluzione: Le due semireazioni che avvengono agli elettrodi (scritte entrambe nel verso della riduzione) sono: Ag+ + e– Ag Cu2+ + 2e– Cu. Mediante l’equazione di Nernst è possibile calcolare i potenziali delle semicelle: EAg+/Ag = 0.80 – (0,059) × log(1 / [Ag+]) = 0.80–0.059 × log (1/(1.33 × 10–5))= 0.512 V ECu2+/Cu = 0.34 – (0.059 / 2) × log(1 / [Cu2+]) = 0.34 – 0.0296 × log(1/ 1.00 × 10–5) = 0.192V per cui l’elettrodo di argento è il catodo, mentre quello di rame è l’anodo. Quindi: f.e.m. = Ec – Ea = 0.512 – 0.192 V = 0.320V.




As2O3 +Zn + H2SO4 → AsH3 + ZnSO4 + H2O. Soluzione: Ossidazione: Zn → Zn2+ + 2 e– ×6 Riduzione: As2O3 + 12e– + 12H+ → 2 AsH3 + 3 H2O ×1 6 Zn + As2O3 + 12 e– + 12 H+ → 6 Zn2+ + 12 e– + 2 AsH3 + 3 H2O In forma molecolare (completando): 6 Zn + As2O3 + 6 H2SO4 → 6 ZnSO4 + 2 AsH3 + 3 H2O. Quesito 2. 40.5 g di alluminio vengono introdotti in una soluzione che contiene 146 g di HCl, ed ha luogo la seguente reazione chimica:

2 Al + 6HCl → 3H2 + 2 AlCl3. Calcolare quante moli di idrogeno si formano. Calcolare, inoltre, quante moli del reagente in eccesso rimangono alla fine della reazione. Soluzione: Le moli iniziali dei due reagenti sono pari alle masse diviso i rispettivi pesi molari. Guardando alle moli iniziali dei due reagenti riportate in tabella, e considerando il rapporto stechiometrico 1/3 tra Al e HCl, si vede che l’HCl è il reagente limitante.

Al HCl H2 AlCl3 PM [g mol-1] 26.98 36.46 2.02 133.33

nIN 1.50 4.00 0 0 nREAGITE 1.33 4.00 2.00 1.33

nFIN 0.17 0 2.00 1.33 Quindi, alla luce della tabella stechiometrica su riportata, si formano 2.00 moli di idrogeno mentre in soluzione rimangono 0.17 moli di Al non reagite. Quesito 3. Quale volume di acqua si deve aggiungere a 100 g di una soluzione di HCl al 37.0% (d = 1.20 g/mL) per avere una soluzione 1.00 M? Soluzione Vsoluzione = 100 g / 1.20 g/mL = 83.3 mL di soluzione In 83.3 mL, ossia 100 g di soluzione, ci sono 37 g di HCl quindi la molarità della soluzione di partenza è: [HCl] = (37.0 g / 36.46 g/mol) / (83.3 10-3 L) = 12.18 M. Indicando con x il volume di acqua da aggiungere, si può scrivere: 12.18 M × 83.3 10-3 L = 1 M × (83.3 10-3 L + x) da cui x = 932 mL. Quesito 4. 0.1573 g di un composto non elettrolita, sciolti in 8.99 g di acqua (Keb = 0.52 K kg mol-1) fanno innalzare la temperatura di ebollizione della soluzione di 0.0814 °C rispetto al solvente puro. Calcolare la massa molare del composto. Soluzione: ∆Teb= Keb [soluto] per cui: [soluto] = ∆Teb / Keb= 0.0814 K / 0.52 K Kg mol-1 = 0.1565 mol Kg-1. Ora: [soluto] = n(soluto) / m(solvente) = [m(soluto) / MM(soluto)] / m(solvente) da cui: MM(soluto) = m(soluto)/ ([soluto] × m(solvente)) = = 0.1573 g / (0.1565 mol kg-1 × 8.99 10-3 kg)= 111.8 g mol-1. Quesito 5. 10.0 moli di H2 e 10.0 moli di I2 sono riscaldate in una camera di V= 30 L a 448 °C. A tale temperatura si instaura l’equilibrio

H2(g) + I2(g) 2HI(g) la cui Kc = 50. All’equilibrio, quante moli di H2 non hanno reagito? Soluzione:

H2(g) + I2(g) 2HI(g) 10-x 10-x 2x La costante di equilibrio Kc = 4x2 / (10-x)2 = 50 da cui x = 7.8 Quindi le moli di H2 rimaste: n(H2)residue = 10.0 – 7.8 = 2.2 moli. Quesito 6. La concentrazione dello ione Ag+ in una soluzione satura di Ag2C2O4 è uguale a 2.2 10-4 moli L-1. Calcolare il prodotto di solubilità di Ag2C2O4. Soluzione: Ag2C2O4 è un sale poco solubile in acqua che si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio: Ag2C2O4(s) 2Ag+

(aq) + C2O42-

(aq) s 2s s La concentrazione di ioni argento in soluzione è doppia di quella degli ioni ossalato. Quindi: [Ag+] = 2.2 10-4 moli L-1

[C2O42-] ½ [Ag+] = 1.1 10-4 moli L-1

Kps = [Ag+]2 [C2O42-] = (2s)2 s = 5.3 10-12

.

Quesito 7. Spiegare a che corrispondono i possibili valori del numero quantico secondario ℓ. R.: Il numero quantico secondario ℓ indica il momento angolare dell’elettrone in un atomo (per questo è detto anche numero quantico angolare) ed indica il tipo di orbitale che ospita l’elettrone. I suoi valori dipendono dal numero quantico principale n, tali che 0 ≤ ℓ ≤ n-1. Il valore 0 corrisponde ad un orbitale di tipo s, il valore 1 a un orbitale di tipo p, il valore 2 a un orbitale di tipo d, 3 a un orbitale di tipo f, etc. etc.

Quesito 8. Scrivere, motivandola, la configurazione elettronica dello ione V5+. R.: Il vanadio ha numero atomico Z = 23, per cui come atomo neutro ha 23 elettroni. Come ione V5+ ha 5 elettroni in meno, per cui lo ione V5+ ha 18 elettroni, sistemati come segue: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Quesito 9. In base alle configurazioni elettroniche di Cs e di Cl ed alle proprietà chimiche di tali due elementi descrivere brevemente quale tipo di legame tra gli atomi esiste nella sostanza CsCl e dire che tipo di solido è CsCl. R.: Cs ha numero atomico Z =55 (configurazione elettronica esterna 6s1), poco elettronegativo, perde facilmente un elettrone e diventa ione Cs+, isoelettronico con lo xenon; Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5), abbastanza elettronegativo, per cui tende ad acquistare un elettrone per diventare ione Cl–, isoelettronico con l’argon, con tutti gli orbitali esterni pieni. La differenza di elettronegatività dei due elementi è notevole (2.3), quindi nella sostanza CsCl ci sono ioni positivi e negativi, tra i quali si instaura un legame ionico. CsCl è un solido ionico.

Quesito 10. Spiegare brevemente, in termini di entalpia (H) ed entropia (S), le condizioni in cui la generica reazione aA → bB è sicuramente spontanea. R.: Il criterio che permette di stabilire se una reazione chimica è spontanea a pressione costante è la diminuzione dell’energia libera di Gibbs (∆G < 0), pari a ∆G = ∆H – ∆(TS) < 0. In particolare, a temperatura costante, un processo chimico è sicuramente spontaneo se comporta una diminuzione dell’entalpia (∆Hreaz < 0) ed un aumento dell’entropia (∆Sreaz > 0).

Quesito 11. Ordinare le sostanze NaBr, H2O ed N2 secondo il punto di ebollizione crescente. Motivare brevemente la risposta. R.: Il punto di ebollizione rispecchia l’entità delle forze attrattive presenti nel liquido, le quali sono più intense nelle sostanze ioniche che in quelle molecolari, per cui il punto di ebollizione più alto è quello di NaBr. Il più basso è il punto di ebollizione di N2, che è apolare. Posizione intermedia è quella di H2O, che è una molecola polare.

Quesito 12. Due soluzioni di 1.00 L, contenenti una NaCl e l’altra CaCl2, hanno la stessa temperatura di congelamento. In quale delle due soluzioni c’è il maggior numero di moli di sostanza? Motivare brevemente la risposta. R.: NaCl è un elettrolita forte, che si dissocia completamente in Na+ e Cl–. Il cloruro di calcio CaCl2 è un elettrolita forte che si dissocia in tre particelle. Per avere lo stesso numero di particelle in soluzione è necessario un maggior numero di moli di NaCl.

Quesito 13. Spiegare brevemente come viene corretta l’equazione di stato dei gas ideali rimuovendo l’ipotesi che le particelle di gas sono puntiformi motivando debitamente i fattori correttivi introdotti. R.: Rimuovendo l’ipotesi che le particelle di gas sono puntiformi, e considerando che le molecole hanno un volume finito, non tutto il volume occupato dal gas (V) è disponibile per il moto delle molecole. Si introduce quindi il covolume b, che rappresenta appunto il volume minimo occupato da una mole di particelle; ciò significa un volume disponibile per il moto delle particelle pari a (V-b). Pertanto l’equazione di stato dei gas rimuovendo l’ipotesi di particelle di gas puntiformi viene corretta come segue: P (V-b) = RT.

Quesito 14. Il pH di una soluzione acquosa di acetato di potassio (CH3COOK) è acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta, scrivendo le reazioni che avvengono. R.: L’acetato di potassio si scioglie in soluzione dissociandosi in ione acetato CH3COO– e ione potassio K+. Lo ione K+ non reagisce con l’acqua perché è acido coniugato della base forte KOH. Lo ione acetato è la base coniugata dell’acido acetico, che è un acido debole, ed in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–


Quesito 15. Definire brevemente un catalizzatore ed il suo funzionamento. R.: Un catalizzatore è una sostanza capace di fare avvenire più velocemente una reazione nelle stesse condizioni di temperatura, pressione e concentrazione, grazie a una ridotta energia di attivazione, e che rimane tale e quale dopo la reazione. In presenza di un catalizzatore le reazioni elementari che portano agli stessi prodotti sono diverse (diverso meccanismo di reazione), ed il catalizzatore vi prende parte: è sia reagente che prodotto.


Compito di CHIMICA (DM 270) del 29 gennaio 2010 (Traccia A) Archivio


Bi(OH)3 + Na2SnO2 →Bi + Na2SnO3. Soluzione Riduz.: Bi3+ + 3 e– → Bi x2 Ossidaz.: SnO2

2– + 2OH– → SnO32- + 2 e– + H2O x3

2 Bi3+ + 6 e– + 3 SnO22– + 6 OH– → 2 Bi + 3 SnO3

2– + 6 e– + 3 H2O da cui semplificando e completando: 2 Bi(OH)3 + 3 Na2SnO2 → 2 Bi + 3 Na2SnO3 + 3 H2O. Quesito 2. Un eccesso di NaCl è fatto reagire con 100 kg di H2SO4 secondo la reazione (da bilanciare):

NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl Calcolare i chilogrammi di Na2SO4 e HCl che si ottengono dalla reazione. Soluzione: La reazione bilanciata è:

2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl n(H2SO4) = 100 kg/(98.08 kg/kmol)= 1.02 kmol Visto la stechiometria della reazione: n(Na2SO4) = n(H2SO4) per cui: m(Na2SO4) = 1.02 kmol × 142.04 kg/kmol = 144.88 kg. Per quanto riguarda le moli di HCl prodotte, dalla stechiometria si ha: n(HCl ) = 2× n(H2SO4) = 2 × 1.02 kmol = 2.04 kmol per cui: m(HCl) = 2.04 kmol × 36.46 kg/kmol = 74.38 kg. Quesito 3. Un recipiente di 1.00 L viene riempito con azoto alla pressione di 500 torr; un secondo recipiente di 3.00 L viene riempito con metano alla pressione di 800 torr. Se i due recipienti vengono collegati fra di loro e la temperatura rimane costante, quale sarà la pressione finale? Soluzione: Il volume finale è uguale alla somma dei volumi dei due contenitori: Vf = V1 + V2 = 4L. Dato che il processo avviene a temperatura costante, la pressione parziale dell'azoto dopo il mescolamento nel volume Vf, applicando la legge di Boyle, sarà: P1 × V1 = Pf(N2) × V3 per cui: Pf(N2) = (500 torr × 1.00 L) / (4.00 L) = 125 torr. La pressione parziale del metano nel volume Vf sarà: P2·× V2 = Pf(CH4) ×·V3 per cui: Pf(CH4) = (800 torr ×·3.00 L) / (4.00 L) = 600 torr. La pressione totale dei due gas nel recipiente di 4.00 L è data da: Pf tot = Pf(N2) + Pf(CH4) = 125 + 600 = 725 torr. Quesito 4. Calcolare la quantità di glucosio C6H12O6 (non elettrolita) da sciogliere in 1.00 kg di acqua affinché la soluzione congeli alla temperatura di -1.00 °C. (Kcr (H2O) =1.86 °C × kg / mol, Tc(H2O) = 0 °C). Soluzione: ∆T = Kcr × m Ora: ∆T= 0-(-1.00) = 1.00 °C,

m = n(C6H12O6) / kgsolvente = massa(C6H12O6) / [MM(C6H12O6) × kgsolvente]. Pertanto massa(C6H12O6) = [∆T × MM (C6H12O6) × kgsolvente] / Kcr = = [1.00 °C × 180.16 g/mol × 1.00 kg] / (1.86 °C × kg / mol) = 96.9 g.

Quesito 5. In un reattore di 1.00 L a 2000 K vengono introdotti 57.2 g di CO2 e 2.6 g di H2. Si stabilisce il seguente equilibrio

CO2 + H2 CO +H2O Sapendo che a 2000 K la Kc = 4.40, calcolare le concentrazioni dei componenti all’equilibrio. Soluzione: Le concentrazioni iniziali di CO2 e di H2 sono pari a: [CO2]in = (57.2 g / 44 g/mol) / 1.00 L = 1.30 mol·L-1 [H2]in = (2.6 g / 2.02 g/mol) / 1.00 L = 1.29 mol·L-1 Indicando con x la concentrazione di CO2 reagito:

CO2 H2 CO H2O cin, moli·L-1 1.30 1.29 0 0 ceq, moli·L-1 1.30 – x 1.29 – x x x

Poichè Kc = [CO] × [H2O] / [CO2] × [H2] = x2 / ((1.30 – x) (1.29 – x)) = 4.40 si ha x = 0.88. Quindi

CO2 H2 CO H2O ceq, moli·L-1 0.42 0.41 0.88 0.88

Quesito 6. Calcolare il prodotto di solubilità dell’idrossido ferroso (Fe(OH)2) sapendo che la sua solubilità è pari a 1.4 × 10-3

g/L. Soluzione: Fe(OH)2 in soluzione acquosa è dissociato secondo la seguente reazione:

Fe(OH)2 Fe2+ + 2OH– Il Prodotto di Solubilità di Fe(OH)2 è: Kps(Fe(OH)2) = [Fe2+] × [OH–]2 = s × (2s)2 = 4s3 dove s è la solubilità espressa in mol/ L, che si ricava come segue: s = (1.4 × 10-3 g/L) / (89.86 g/mol) = 1.56 × 10–5 M per cui il prodotto di solubilità di Fe(OH)2 è: Kps(Fe(OH)2) = 4 × (1.56 × 10–5)3 = 1.52 × 10–14.

Quesito 7. Indicare brevemente la differenza esistente tra il concetto di orbita atomica di Bohr ed il successivo concetto di orbitale atomico. R.: L’orbita atomica di Bohr rappresenta la traiettoria ben definita sulla quale l’elettrone si muove intorno al nucleo. L’orbitale atomico è invece definito come la zona dello spazio in cui è massima la probabilità di trovare un elettrone. Quesito 8. In base alle configurazioni elettroniche, giustificare brevemente la formula e il tipo di legame che tiene insieme gli atomi nella sostanza BeF2. R.: Il Berillio Be ha numero atomico 4 (configurazione elettronica esterna 2s2) ed elettronegatività 1.5, per cui tende a cedere due elettroni divenendo ione Be2+, raggiungendo la configurazione elettronica del gas nobile ad esso più vicino (l’elio). Il fluoro ha numero atomico 9 (configurazione elettronica esterna 2s2 2p5) ed elettronegatività 4.0, per cui un atomo di tale elemento tende ad acquistare un elettrone divenendo ione F-, isoelettronico con Ne. La elevata differenza di elettronegatività (2.5) sembrerebbe indicare un legame di tipo ionico. Tuttavia, a causa delle piccole dimensioni e della carica +2 dello ione Be2+, il legame Be-F è covalente polare: BeF2 fuso, infatti, ha una bassissima conduttività elettrica. Quesito 9. Determinare il numero di protoni, elettroni e neutroni contenuti nell’isotopo 210Po2+. R.: Il polonio ha numero atomico pari ad 84, quindi nel suo nucleo sono contenuti 84 protoni. Dato che il numero di massa dell’isotopo in esame è 210, il numero di neutroni contenuti nel nucleo è pari a 210 – 84 = 126. Infine, poiché si tratta di uno ione bipositivo, il numero di elettroni è dato da 84 – 2 = 82. Quesito 10. Quale tra una soluzione acquosa 1.00 M di NaBr ed una soluzione acquosa 1.00 M di CH3COOH (elettrolita debole) ha una pressione osmotica maggiore? Motivare brevemente la risposta. R.: Una mole di bromuro di sodio NaBr in acqua si dissocia in due moli di ioni, e la concentrazione totale di ioni in soluzione è 2.00 M; una mole di acido acetico CH3COOH si dissocia parzialmente in due moli di ioni, per cui la concentrazione totale di ioni in soluzione è inferiore a 2.00 M. La soluzione contenente NaBr 1.00 M perciò ha una pressione osmotica maggiore. Quesito 11. Spiegare brevemente dal punto di vista cinetico-molecolare perché abbassando la temperatura di un gas ideale si cominciano a registrare delle deviazioni dal comportamento ideale. R.: Un gas è ideale quando le sue particelle si possono considerare puntiformi e le interazioni tra le particelle sono nulle. Abbassando la temperatura di un gas, l’energia cinetica media delle particelle diminuisce (Ec = 3/2 KT), e come conseguenza di ciò le interazioni tra le particelle non sono più trascurabili e il gas non si comporta più in modo ideale. Quesito 12. Dimostrare e commentare la relazione esistente tra variazione di entalpia e calore scambiato. R.: L’entalpia è definita come H = E + PV, per cui una variazione di entalpia può essere espressa come: ∆H = ∆E + ∆(PV). Dal primo principio della termodinamica ∆E = q + w = = q – P∆V , per cui sostituendo: ∆H = q – P∆V + P∆V + V∆P = q + V∆P. A pressione costante ∆P = 0, per cui ∆H = qp. Quindi nei casi in cui la pressione è costante, il calore scambiato corrisponde alla variazione di entalpia. Quesito 13. Cosa significa se che il grado di dissociazione di un elettrolita tende a zero? R.: Il grado di dissociazione rappresenta la frazione di elettrolita dissociata ed è un numero (puro) compreso tra zero e uno; quando esso tende a zero vuol dire che la parte dissociata è molto piccola rispetto alla parte indissociata, cioè l’elettrolita è poco dissociato, quindi debole. Quesito 14. Motivare, applicando l’equazione di Nernst, come varia la f.e.m. di una pila Daniell durante il suo funzionamento. R.: Le semireazioni che avvengono in una pila Daniell sono le seguenti:

ossidazione: Zn → Zn2+ + 2e-. riduzione: Cu2+ + 2e- → Cu.

Applicando l’equazione di Nernst: f.e.m. = ∆E° – (0.059/2) × log ([Zn2+] / [Cu2+]) Quando la pila Daniell eroga corrente, lo zinco si ossida, per cui la [Zn2+] aumenta, mentre il rame si riduce e quindi la [Cu2+] diminuisce. Come conseguenza di ciò il termine sottrattivo dell’equazione di Nernst aumenta, e quindi la f.e.m. diminuisce. Quesito 15. Motivare brevemente perchè il pH di una soluzione di NaBr sarà acido, basico o neutro. R.: Il bromuro di sodio in acqua si dissocia in ioni Na+ e Br-. Entrambi tali ioni sono specie deboli, coniugate di una base forte (NaOH) e di un acido forte (HBr), per cui non reagiscono con l’acqua. Il pH della soluzione sarà neutro.


Compito di CHIMICA (DM 270) del 29 gennaio 2010 (Traccia B) Archivio


Bi(OH)3 + K2SnO2 →Bi + K2SnO3. Soluzione Riduz.: Bi3+ + 3 e– → Bi x2 Ossidaz.: SnO2

2– + 2OH– → SnO32– + 2 e– + H2O x3

2 Bi3+ + 6 e– + 3 SnO22– + 6 OH– → 2 Bi + 3 SnO3

2– + 6 e– + 3 H2O da cui semplificando e completando: 2 Bi(OH)3 + 3 K2SnO2 → 2 Bi + 3 K2SnO3 + 3 H2O. Quesito 2. Un eccesso di NaCl è fatto reagire con 10 kg di H2SO4 secondo la reazione (da bilanciare):

NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl Calcolare i chilogrammi di Na2SO4 e HCl che si ottengono dalla reazione. Soluzione: La reazione bilanciata è:

2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl n(H2SO4) = 10000 g/(98.08 g/mol) = 102 moli. Visto la stechiometria della reazione: n(Na2SO4) = n(H2SO4) per cui: m(Na2SO4) = 102 mol × 142.04 g/mol = 14490 g ≡ 14,5 kg. Per quanto riguarda le moli di HCl prodotte, dalla stechiometria si ha: n(HCl ) = 2× n(H2SO4) = 2 × 102 kmol = 204 mol per cui: m(HCl) = 204 mol × 36.46 g/mol = 7438 g ≡ 7.438 kg. Quesito 3. Un recipiente di 3.00 L viene riempito con azoto alla pressione di 500 torr; un secondo recipiente di 1.00 L viene riempito con metano alla pressione di 800 torr. Se i due recipienti vengono collegati fra di loro e la temperatura rimane costante, quale sarà la pressione finale? Soluzione: Il volume finale è uguale alla somma dei volumi dei due contenitori: Vf = V1 + V2 = 4L. Dato che il processo avviene a temperatura costante, la pressione parziale dell'azoto dopo il mescolamento nel volume Vf, applicando la legge di Boyle, sarà: P1 × V1 = Pf(N2) × V3 per cui: Pf(N2) = (500 torr × 3.00 L) / (4.00 L) = 375 torr. La pressione parziale del metano nel volume Vf sarà: P2·× V2 = Pf(CH4) ×·V3 per cui: Pf(CH4) = (800 torr ×·1.00 L) / (4.00 L) = 200 torr. La pressione totale dei due gas nel recipiente di 4.00 L è data da: Pf tot = Pf(N2) + Pf(CH4) = 375 + 200 = 575 torr. Quesito 4. Calcolare la quantità di glucosio C6H12O6 (non elettrolita) da sciogliere in 1.00 kg di acqua affinché la soluzione congeli alla temperatura di -0.100 °C. (Kcr (H2O) =1.86 °C × kg / mol, Tc(H2O) = 0 °C). Soluzione: ∆T = Kcr × [C6H12O6] Ora: ∆T= 0-(-0.100) = 0.100 °C,

[C6H12O6] = n(C6H12O6) / msolvente = m (C6H12O6) / [MM(C6H12O6) × msolvente]. Pertanto massa(C6H12O6) = [∆T × MM (C6H12O6) × kgsolvente] / Kcr = = [0.100 °C × 180.16 g/mol × 1.00 kg] / (1.86 °C × kg / mol) = 9.69 g.

Quesito 5. In un reattore di 1.00 L a 2000 K vengono introdotti 57.2 g di CO2 e 2.60 g di H2. Si stabilisce il seguente equilibrio

CO2 + H2 CO +H2O Sapendo che a 2000 K la Kc = 4.40, calcolare le concentrazioni dei componenti all’equilibrio. Soluzione: Le concentrazioni iniziali di CO2 e di H2 sono pari a: [CO2]in = (57.2 g / 44 g/mol) / 1.00 L = 1.30 mol·L-1 [H2]in = (2.60 g / 2.02 g/mol) / 1.00 L = 1.29 mol·L-1 Indicando con x la concentrazione di CO2 reagito:

CO2 H2 CO H2O cin, moli·L-1 1.30 1.29 0 0 ceq, moli·L-1 1.30 – x 1.29 – x x x

Poichè Kc = [CO] × [H2O] / [CO2] × [H2] = x2 / ((1.30 – x) (1.29 – x)) = 4.40 si ha x = 0.88. Quindi

CO2 H2 CO H2O ceq, moli·L-1 0.42 0.41 0.88 0.88

Quesito 6. Calcolare il prodotto di solubilità dell’idrossido ferrico (Fe(OH)3) sapendo che la sua solubilità è pari a 5.56 × 10-8

g/L (N.B.: [OH–] ≥ 10–7 M). Soluzione: Fe(OH)3 in soluzione acquosa è dissociato secondo la seguente reazione:

Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH– [Fe3+] = (5.56 × 10–8 g/L) / (106.87 g/mol) = 5.20 × 10–10 M; Se fosse [OH–] = 3 [Fe3+], allora avremmo [OH–] = 1.56 × 10–9 M. Ma in acqua pura [OH–] = 10–7 M, pertanto la quantità aggiuntiva di ioni OH– dovuta all’idrossido è trascurabile, e [OH–] ~ 10–7 M. Il Prodotto di Solubilità di Fe(OH)3 risulta pertanto pari a: Kps(Fe(OH)3) = [Fe3+] × [OH–]3 = 5.2 × 10–31.

Quesito 7. Indicare brevemente la differenza esistente tra il concetto di orbita atomica di Bohr ed il successivo concetto di orbitale atomico. R.: L’orbita atomica di Bohr rappresenta la traiettoria ben definita sulla quale l’elettrone si muove intorno al nucleo. L’orbitale atomico è invece definito come la zona dello spazio in cui è massima la probabilità di trovare un elettrone. Quesito 8. In base alle configurazioni elettroniche, giustificare brevemente la formula e il tipo di legame che tiene insieme gli atomi nella sostanza BeCl2. R.: Il Berillio Be ha numero atomico 4 (configurazione elettronica esterna 2s2) ed elettronegatività 1.5, per cui tende a cedere due elettroni divenendo ione Be2+, raggiungendo la configurazione elettronica del gas nobile ad esso più vicino (l’elio). Il cloro ha numero atomico 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5) ed elettronegatività 3,0, per cui un atomo di tale elemento tende ad acquistare un elettrone divenendo ione Cl–, isoelettronico con Ar. Dal momento che la differenza di elettronegatività è 1,5, il legame Be-Cl è covalente polare. Allo stato solido BeCl2 è formato da catene infinite in cui ogni atomo di Be (sp3) è legato a quattro atomi di Cl, ed ogni atomo di cloro è legato a due atomi di Be. Scaldando, in fase gassosa si hanno molecole lineari BeCl2. Quesito 9. Determinare il numero di protoni, elettroni e neutroni contenuti nell’isotopo 210Po4+. R.: Il polonio ha numero atomico pari ad 84, quindi nel suo nucleo sono contenuti 84 protoni. Dato che il numero di massa dell’isotopo in esame è 210, il numero di neutroni contenuti nel nucleo è pari a 210 – 84 = 126. Infine, poiché si tratta di uno ione tetrapositivo, il numero di elettroni è dato da 84 – 4 = 80. Quesito 10. Quale tra una soluzione acquosa 1.00 M di KCl ed una soluzione acquosa 1.00 M di HCN (elettrolita debole) ha una pressione osmotica maggiore? Motivare brevemente la risposta. R.: Una mole di cloruro di potassio KCl in acqua si dissocia in due moli di ioni, e la concentrazione totale di ioni in soluzione è 2.00 M; una mole di acido cianidrico HCN si dissocia parzialmente in due moli di ioni, per cui la concentrazione totale di ioni in soluzione è inferiore a 2.00 M. La soluzione contenente KCl 1.00 M perciò ha una pressione osmotica maggiore. Quesito 11. Spiegare brevemente dal punto di vista cinetico-molecolare perché abbassando la temperatura di un gas ideale si cominciano a registrare delle deviazioni dal comportamento ideale. R.: Un gas è ideale quando le sue particelle si possono considerare puntiformi e le interazioni tra le particelle sono nulle. Abbassando la temperatura di un gas, l’energia cinetica media delle particelle diminuisce (Ec = 3/2 kT), e come conseguenza di ciò le interazioni tra le particelle non sono più trascurabili e il gas non si comporta più in modo ideale. Quesito 12. Dimostrare e commentare la relazione esistente tra variazione di entalpia e calore scambiato. R.: L’entalpia è definita come H = E + PV, per cui una variazione di entalpia può essere espressa come: ∆H = ∆E + ∆(PV). Dal primo principio della termodinamica ∆E = q + w = = q – P∆V , per cui sostituendo: ∆H = q – P∆V + P∆V + V∆P = q + V∆P. A pressione costante ∆P = 0, per cui ∆H = qp. Quindi nei casi in cui la pressione è costante, il calore scambiato corrisponde alla variazione di entalpia. Quesito 13. Cosa significa se che il grado di dissociazione di un elettrolita tende a zero? R.: Il grado di dissociazione rappresenta la frazione di elettrolita dissociata ed è un numero (puro) compreso tra zero e uno; quando esso tende a zero vuol dire che la parte dissociata è molto piccola rispetto alla parte indissociata, cioè l’elettrolita è poco dissociato, quindi debole. Quesito 14. Motivare, applicando l’equazione di Nernst, come varia la f.e.m. di una pila Daniell durante il suo funzionamento. R.: Le semireazioni che avvengono in una pila Daniell sono le seguenti:

ossidazione: Zn → Zn2+ + 2e-. riduzione: Cu2+ + 2e- → Cu.

Applicando l’equazione di Nernst: f.e.m. = ∆E° – (0.059/2) × log ([Zn2+] / [Cu2+]) Quando la pila Daniell eroga corrente, lo zinco si ossida, per cui la [Zn2+] aumenta, mentre il rame si riduce e quindi la [Cu2+] diminuisce. Come conseguenza di ciò il termine sottrattivo dell’equazione di Nernst aumenta, e quindi la f.e.m. diminuisce. Quesito 15. Il pH di una soluzione di NaI è acido, basico o neutro? Motivare brevemente la risposta. R.: Lo ioduro di sodio in acqua si dissocia in ioni Na+ e I–. Entrambi tali ioni sono specie deboli, coniugate di una base forte (NaOH) e di un acido forte (HI), per cui non reagiscono con l’acqua. Il pH della soluzione sarà neutro.




KCl + KOH + KMnO4 → KClO3 + H2O + K2MnO4.Soluzione: Ossidazione: Cl– + 6 OH– → ClO3

– + 3 H2O + 6 e– ×1 Riduzione: MnO4

– + e– → MnO42– ×6

Cl– + 6OH– + 6 MnO4– + 6 e– → ClO3

– + 3 H2O + 6 e– + 6 MnO42–

In forma molecolare (completando): KCl + 6 KOH + 6 KMnO4 → KClO3 + 3 H2O + 6 K2MnO4.

Quesito 2. Determinare la formula minima del composto che ha mostrato all’analisi la seguente composizione percentuale: Fe 37.03%, P 20.53%, O 42.43%. Soluzione: Prendendo come base di calcolo 100g di composto:

g n n / nmin

Fe 37.03 0.663 1 P 20.53 0.663 1 O 42.43 2.652 4.00

Quindi la formula minima del composto in esame è: FePO4.

Quesito 3. Determinare il volume di una soluzione acquosa di H2SO4 (al 98% p/p, d = 1.80 g/mL) necessario a preparare 1.00 L di soluzione 2.00 M. Soluzione Le moli di H2SO4 necessarie a preparare 1.00 L di una soluzione 2.00 M sono: n(H2SO4)nec = 2.00 M × 1.00 L = 2.00 moli. 100 mL della soluzione al 98% in peso corrispondono a: msoluzione = 1.80 g/mL × 100 mL = 180 g da cui, tenendo conto della percentuale: m(H2SO4) = 180 g × 0.98 = 176.4 g che corrispondono a: n(H2SO4)100mL = 1.80 moli. 2.00 mol = (1.80 mol /100 mL) × Vnecper cui Vnec = 111 mL.

Quesito 4. In un recipiente di 2.00 L sono introdotti 3.00 g di N2, 2.50 g di H2 e 0.80 g di O2. Calcolare la pressione totale esercitata dalla miscela alla temperatura di 45 °C. Soluzione: Applicando l’equazione di stato dei gas perfetti: Ptot = ntot R T / V. Per calcolare le moli totali (ntot) si devono calcolare le moli dei singoli gas: nN2 = 3.00 g / 28.0 g/moli = 0.107 moli nH2 = 2.50 g / 2.00 g/moli = 1.25 moli nO2 = 0.80 g / 32.0 g/moli = 0.025 moli Quindi: ntot = 0.107 moli + 1.25 moli + 0.025 moli = 1.38 moli Ptot = [1.38 × 0.08206 × (45+273) / 2.00] = 18.0 atm. Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido nitroso (HNO2) 0.100 M, sapendo che la costante di dissociazione acida di tale acido è: Ka (HNO2) =4.5·10-4. Soluzione: L’acido nitroso in acqua si dissocia come segue:

HNO2 + H2O H3O+ + NO2-

cin 0.100 / 0 0 ceq 0.100-x / x x per cui la costante di equilibrio: Ka = [NO2

-]·[H3O+] / [HNO2] = x2 / (0.100-x) = 4.5 10-4

da cui x = 6.49 10-3 M = [H3O+] → pH = 2.19.

Quesito 6. Calcolare la massa di Ag+ sciolta in 150 mL di una soluzione satura di AgOH (Kps = 1.5 10-8). Soluzione: AgOH Ag+ + OH- Kps= [Ag+] [OH-] = 1.5 10-8

Dato che [Ag+] = [OH-], è possibile calcolare la [Ag+] in una soluzione satura: [Ag+] = 1.22 10-4 M da cui, poiché si tr ta di 150 mL di soluzione è possibile calcolare le moli di Agatn(Ag

+: +) = 1.22·10-4

mol/L

× 0.150 L = 1.84 10-5moli

e mediante il peso molare di Ag: m(Ag+) = n(Ag+) × PA(Ag) = 1.84 10-5moli × 107.9 g/mol = 1.98 10-3

g = 1.98 mg.

Quesito 7. Spiegare brevemente come e perché varia il raggio atomico in un gruppo della tavola periodica. R.: Il raggio atomico degli elementi di uno stesso gruppo aumenta dall’alto verso il basso. Questo perché andando verso il basso in un gruppo gli ultimi elettroni si devono sistemare in orbitali sempre più esterni, con numero quantico principale n crescente; gli elettroni esterni quindi sono trattenuti sempre più debolmente e si trovano ad una distanza maggiore dal nucleo.

Quesito 8. Determinare il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti nell’isotopo 190Pt. R.: Dato che il Pt ha numero atomico pari ad 78, in un atomo di tale elemento sono contenuti 78 protoni e 78 elettroni. Poiché il numero di massa dell’isotopo in esame è pari a 190, in tale particolare isotopo sono presenti: 78 elettroni, 78 protoni, 190 – 78 = 112 neutroni.

Quesito 9. Definire affinità elettronica ed elettronegatività evidenziando la differenza fondamentale tra tali due grandezze. R.: L’affinità elettronica è definita come l’energia che viene liberata da un atomo neutro isolato allo stato gassoso quando esso acquista un elettrone trasformandosi in ione negativo; misura praticamente la tendenza che ha un atomo ad assumere elettroni. L’elettronegatività è definita come la tendenza di un atomo in un composto di attirare verso di se gli elettroni di legame. Come risulta chiaramente da queste definizioni, la differenza fondamentale tra tali due grandezze sta nel fatto che la prima si riferisce all’atomo isolato, mentre la seconda si riferisce all’atomo in un composto.

Quesito 10. Che effetto ha il raffreddamento su un campione di gas contenuto in un recipiente dotato di pistone mobile a pressione costante? Giustificare brevemente la risposta in base all’equazione di stato dei gas perfetti. R.: L’equazione di stato dei gas perfetti è PV = nRT. Se si raffredda una certa massa di gas, poiché il numero di moli n non cambia ed R è costante, il prodotto PV deve necessariamente diminuire. Tutto ciò, a P costante, comporta una riduzione del volume.

Quesito 11. Giustificare brevemente perché il punto di fusione del solido CaCl2 è maggiore di quello del ghiaccio. R.: CaCl2 è un solido ionico, mentre il ghiaccio è un solido covalente, nel quale le molecole di acqua sono tenute insieme da legami idrogeno. Ora, i solidi ionici fondono a temperature generalmente elevate perché le forze tra gli ioni, di natura Coulombiana, sono intense. Nei solidi molecolari le forze di coesione sono più deboli (ad es. dovute a legami a idrogeno, ad interazioni dipolo-dipolo o a forze di dispersione tra le molecole del solido) e, pertanto, la temperatura di fusione è generalmente più bassa.

Quesito 12. Giustificare brevemente se congela a temperatura più bassa una soluzione acquosa di NaCl 0.100 mol/kg o di glucosio (C6H12O6) 0.100 mol/kg? R.: Le proprietà colligative, e quindi anche la crioscopia, dipendono dal numero di particelle presenti in soluzione. Congela a temperatura più bassa la soluzione contenente NaCl. Questo, infatti, essendo un composto elettrolita, in acqua si dissocia dando ioni Na+ e ioni Cl-, mentre il glucosio è un non elettrolita e in acqua si scioglie ma non si dissocia.

Quesito 13. Per la reazione in fase gassosa A + 3B 4C cosa succede all’equilibrio se viene diminuito il volume a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Poiché la reazione in esame avviene senza variazione del numero di moli, cioè ∆n = 0, una diminuzione del volume non ha alcun effetto sull’equilibrio.

Quesito 14. Il pH di una soluzione acquosa di nitrito di sodio (NaNO2) è acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta, scrivendo le reazioni che avvengono. R.: Il nitrito di sodio si scioglie in soluzione dissociandosi in ione nitrito NO2

– e ione sodio Na+. Lo ione Na+ non reagisce con l’acqua perché è acido coniugato della base forte NaOH. Lo ione nitrito è la base coniugata dell’acido nitroso, che è un acido debole, ed in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

NO2– + H2O HNO2 + OH–


Quesito 15. In una soluzione acquosa di HCl si immergono due sfere di Fe e Zn collegate da un filo di rame. In quale ordine si scioglieranno le sfere? Motivare brevemente la risposta. (E0

Fe2+/Fe = -0.447 V; E0Cu2+/Cu = 0.34 V; E0

Zn2+/Zn = -0.761V). R.: La reazione globale avviene con riduzione dell’H+ a H2 e ossidazione (passaggio in soluzione) del metallo. Si scioglierà per prima la sferetta di Zn, poiché ha un minore potenziale di riduzione, per cui tra i tre metalli considerati è quello che ha una maggiore tendenza ad ossidarsi nell’ambiente acido considerato. Successivamente si scioglierà la sferetta di Fe, mentre il rame, caratterizzato dalla maggiore resistenza ad ossidarsi tra i metalli considerati, non si scioglierà in modo significativo (ECu2+/Cu > EH+/H2).


Compito di CHIMICA del 21-01-2009 (Nuovo Ordinamento) traccia (A) Archivio


PbO2 + Zn + H2SO4 → PbSO4 + ZnSO4 + H2O. Soluzione Riduz.: PbO2 + 4 H+ + 2e– → Pb2+ + 2 H2O x1 Ossid.: Zn → Zn2+ + 2e– x1 PbO2 + 4 H+ + 2e– + Zn → Pb2+ + 2 H2O + Zn2+ + 2e– da cui semplificando e completando: PbO2 + Zn + 2H2SO4 → PbSO4 + ZnSO4 + 2H2O.

Quesito 2. Un composto ha dato i seguenti risultarti all’analisi elementare: Cu 50.61%; N 11.15%; O 38.23%. Determinare la formula minima del composto. Soluzione E’ opportuno scegliere come campione 100 g di sostanza, e indicare in una tabella la massa di ogni elemento presente nel campione. Se ne calcolererà il numero di moli e poi, dividendo il numero di moli di ciascun atomo per il valore più piccolo, si determinerà il rapporto numerico tra gli atomi presenti nella sostanza, e quindi la formula minima

Atomo Cu N O Massa (g in 100 g di sostanza) 50.61 11.15 38.23 Massa atomica (g mol-1) 63.55 14.007 16.00 n/moli 0.7964 0.7960 2.3895 n/nmin 1.001 1 3.002

Quindi la formula minima del composto in esame è CuNO3. Quesito 3. Si abbia un campione di H2 del volume di 6.00 L, un altro di N2 del volume di 1.00 L, ed un altro di CO2 del volume di 2.00 L. Questi gas sono tutti alla pressione di 1.60 atm ed alla temperatura di 27°C, e vengono trasferiti in un recipiente di 10.0 L alla stessa temperatura. Calcolare le pressioni parziali e la pressione totale della miscela nel nuovo recipiente. Soluzione: n(H2) = PV / RT = (1.60 × 6.00) / (0.0821 × 300) = 0.390 moli n(N2) = PV / RT = (1.60 × 1.00) / (0.0821 × 300) = 0.0650 moli n(CO2) = PV / RT = (1.60 × 2.00) / (0.0821 × 300) = 0.130 moli Nel contenitore finale: n(TOT) = 0.585 mol PTOT = nTOT R T / V = (0.585 × 0.0821 × 300) / (10.0) = 1.44 atm. P(H2) = PTOT × XH2 = 1.44 × (0.390 / 0.585) = 0.960 atm P(N2) = PTOT × XN2 = 1.44 × (0.065 / 0.585) = 0.160 atm P(CO2) = PTOT × XCO2 = 1.44 × (0.130 / 0.585) = 0.320 atm. Quesito 4. Calcolare la quantità in grammi di glucosio (C6H12O6) da aggiungere a 100.0 g di acqua per ottenere una soluzione che congela a -0.750 °C. (Kcr(H2O) = 1.86 °C kg mol–1). Soluzione: ∆Tcr = Kcr × m → m = ∆Tcr / Kcr = 0.750 °C / 1.86 °C kg mol–1 = 0.403 mol/kg. Dato che m (H2O) = 100.0 g = 0.100 kg, si ha che: n(C6H12O6) = 0.403 mol/kg × 0.100 kg = 0.0403 mol m (C6H12O6) = 0.0403 mol × 180.14 g mol–1 = 7.26 gr.

Quesito 5. 150 g di I2 e 25.0 g di H2 vengono miscelati e portati ad una temperatura alla quale avviene la seguente reazione:

I2+H2↔2HI. All’equilibrio sono presenti 24.0 g di H2. Calcolare la Kc. Soluzione: nIN(I2) = 150 g / 253.8 g mol-1 = 0.591 moli nIN(H2) = 25.0 g / 2.016 g mol-1 = 12.40 moli nEQ(H2) = 24.0 g / 2.016 g mol-1 = 11.905 moli

I2 H2 HI nIN, moli 0.591 12.40 0 nEQ, moli 0.095 11.905 0,992

quindi Kc = [0.9922 /(0.095 x 11.905)] = 0.913

Quesito 6. Calcolare la f.e.m. della seguente pila: Cu | Cu2+ (0.100 M) || V2+ (0.050 M) | V sapendo che: E°Cu2+/Cu = 0.341 V; E°V2+/V = -1.175 V. Soluzione: Applicando l’equazione di Nernst sulle due semicelle: E(Cu2+/Cu) = E°(Cu2+/Cu) – 0,0592/2 Log (1/[Cu2+]) = 0.341 – 0.0296 = 0.311V E(V2+/V) = E°(V2+/V) – 0,0592/2 Log (1/[V2+]) = –1.175 – 0.0385 = – 1.213 V E(Cu2+/Cu) > E(V2+/V), pertanto l’elettrodo di Cu è il catodo della pila mentre quello di V è l’anodo. Le due reazioni redox sono:

Rid Cu2+ + 2e– Cu *1 Ox V V2+ + 2e– *1

Cu2+ + V Cu + V2+ Quindi: fem = ∆E = 0.311 V – (– 1.213) V = 1,524 V.

Quesito 7. Il silicio Si (z = 14) ha energia di ionizzazione pari a 787 kJ / mol. Il carbonio C (z = 6), che fa parte dello stesso gruppo, ha una energia di ionizzazione maggiore o minore? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’energia di ionizzazione diminuisce muovendosi in un gruppo dall’alto verso il basso, a causa dell’aumento della distanza tra l’elettrone più esterno ed il nucleo. Pertanto, l’energia di ionizzazione del carbonio è maggiore rispetto a quella del silicio.

Quesito 8. Dire quanti protoni, elettroni e neutroni sono contenuti nell’isotopo Pb206

82.

Motivare brevemente la risposta. R.: L’isotopo in questione ha numero atomico pari a 82, il che vuol dire che nel suo nucleo sono contenuti 82 protoni, ed intorno al nucleo, vista la neutralità dell’atomo, si trovano 82 elettroni. Poiché il numero di massa = 206 è dato dalla somma di protoni più neutroni, il numero di neutroni è dato da: numero di massa – numero atomico = 206 – 82 = 124 neutroni.

Quesito 9. Riportare motivandola la configurazione elettronica completa dello ione Sr2+. R.: Lo stronzio ha numero atomico 38, per cui il suo nucleo è costituito da 38 protoni. Nello ione Sr2+ c’è un eccesso di due cariche positive, per cui il numero di elettroni contenuti in tale ione è pari a 38 – 2 = 36 elettroni. Quindi la configurazione elettronica dello ione stronzio è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6.

Quesito 10. Una reazione a pressione costante con variazione di entropia ∆S > 0 è sempre spontanea? R.: Un processo chimico a pressione costante è spontaneo quando ∆G = ∆H - T∆S < 0. Quindi, un processo con ∆S > 0 è spontaneo se e solo se T∆S > ∆H, cioè se il termine entropico T∆S è maggiore del termine entalpico ∆H.

Quesito 11. Gli equilibri chimici sono dinamici. Spiegare brevemente cosa si intende con questa affermazione. R.: Dire che l’equilibrio chimico è dinamico significa che in realtà il sistema chimico in equilibrio si evolve continuamente anche se, a temperatura costante, le quantità di reagenti e di prodotti non cambiano nel tempo. Questo accade poiché all’equilibrio la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione inversa, cioè il numero di molecole di reagenti che si convertono nei prodotti nell’unità di tempo è uguale a quello delle molecole dei prodotti nei reagenti.

Quesito 12. Spiegare brevemente che tipo di soluzione si ottiene aggiungendo 1.00 L di NaOH (base forte) 0.50 M ad 1.00 L di CH3COOH (acido debole) 1.00 M. R.: In soluzione ha luogo il seguente equilibrio:

CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ La base forte neutralizza l’acido, presente in eccesso (quantità doppia della base):

OH– + CH3COOH → CH3COO– + H2O. Nei 2.00 L di soluzione ottenuti restano quantità uguali dell’acido non reagito e della sua base coniugata, cioè una soluzione tampone.

Quesito 13. Il solfato di calcio (CaSO4), sale poco solubile in acqua, è più solubile in una soluzione 1.00 M di H2SO4, o in una soluzione 1.00 M di HCl? Motivare brevemente la risposta. R.: Il solfato di calcio in fase acquosa si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio:

CaSO4 (s) Ca2+ (aq) + SO4= (aq).

Quindi, questo composto è più solubile in una soluzione 1.00 M di HCl, poiché in quella 1.00 M di H2SO4 la presenza dello ione SO4

= (aq) proveniente dall’acido sposta a sinistra ll’equilibrio di solubilità sopra riportato.

Quesito 14. Determinare la concentrazione di una soluzione di NaCl con la stessa pressione osmotica di una soluzione CaCl2 0.100 M. R.: Sia il cloruro di sodio NaCl che il cloruro di calcio CaCl2 sono elettroliti forti. Considerando però che il primo si dissocia in 2 particelle, mentre il secondo in 3, per avere la stessa pressione osmotica di una soluzione 0.100 di CaCl2 la soluzione di NaCl dovrà avere una concentrazione: 0.100 *(3/2) = 0.150 M.

Quesito 15. La presenza di un catalizzatore influenza la posizione dell’equilibrio di una reazione chimica? Motivare brevemente la risposta. R.: II catalizzatore non altera la termodinamica del processo globale e non esercita alcuna influenza sulla posizione dell’equilibrio della reazione. Esso influenza solo la velocità di raggiungimento dell’equilibrio o della conversione totale nel caso di reazioni complete. La sua presenza permette una via alternativa e più veloce alla reazione, e cioè un nuovo meccanismo ad energia di attivazione inferiore.


Compito di CHIMICA del 21-01-2009 (Nuovo Ordinamento) traccia (B) Archivio


PbO2 + Cu + H2SO4 → PbSO4 + CuSO4 + H2O. Soluzione Riduz.: PbO2 + 4 H+ + 2e– → Pb2+ + 2 H2O x1 Ossid.: Cu → Cu2+ + 2e– x1 PbO2 + 4 H+ + 2e– + Cu → Pb2+ + 2 H2O + Cu2+ + 2e– da cui semplificando e completando: PbO2 + Cu + 2H2SO4 → PbSO4 + CuSO4 + 2H2O. Quesito 2. Un composto ha dato i seguenti risultarti all’analisi elementare: Cu 35.39%; Cr 28.96%; O 35.64%. Determinare la formula minima del composto. Soluzione E’ opportuno scegliere come campione 100 g di sostanza, e indicare in una tabella la massa di ogni elemento presente nel campione. Se ne calcolerà il numero di moli e poi, dividendo il numero di moli di ciascun atomo per il valore più piccolo, si determinerà il rapporto numerico tra gli atomi presenti nella sostanza, e quindi la formula minima

Atomo Cu Cr O Massa (g in 100 g di sostanza) 35.39 28.96 35.64 Massa atomica (g mol-1) 63.55 52.00 16.00 n/moli 0.5569 0.5570 2.228 n/nmin 1 1.000 4.000

Quindi la formula minima del composto in esame: CuCrO4. Quesito 3. Si abbia un campione di H2 del volume di 6.00 L, un altro di N2 del volume di 1.00 L, ed un altro di CO2 del volume di 2.00 L. Questi gas sono tutti alla pressione di 1.60 atm ed alla temperatura di 27°C, e vengono trasferiti in un recipiente di 100 L alla stessa temperatura. Calcolare le pressioni parziali e la pressione totale della miscela nel nuovo recipiente. Soluzione: n(H2) = PV / RT = (1.60 × 6.00) / (0.0821 × 300) = 0.390 moli n(N2) = PV / RT = (1.60 × 1.00) / (0.0821 × 300) = 0.065 moli n(CO2) = PV / RT = (1.60 × 2.00) / (0.0821 × 300) = 0.130 moli Nel contenitore finale: n(TOT) = 0.585 mol PTOT = nTOT R T / V = (0.585 × 0.0821 × 300) / (100) = 0.144 atm. P(H2) = PTOT × XH2 = 0.144 × (0.390 / 0.585) = 0.0960 atm P(N2) = PTOT × XN2 = 0.144 × (0.065 / 0.585) = 0.0160 atm P(CO2) = PTOT × XCO2 = 0.144 × (0.130 / 0.585) = 0.0320 atm.

Quesito 4. Calcolare la quantità in grammi di glucosio (C6H12O6) da aggiungere a 10.00 g di acqua per ottenere una soluzione che congela a -0.750 °C. (Kcr(H2O) = 1.86 °C kg mol–1). Soluzione: ∆Tcr = Kcr × m → m = ∆Tcr / Kcr = 0.750 °C / 1.86 °C kg mol-1 = 0.403 mol/kg. Dato che m(H2O) = 10.00 g = 0.010 kg, si ha che: n(C6H12O6) = 0.403 mol/kg × 0.010 kg = 0.0040 mol m (C6H12O6) = 0.00403 mol × 180.14 g mol–1 = 0.726 gr.

Quesito 5. 15.0 g di I2 e 2.50 g di H2 vengono miscelati e portati ad una temperatura alla quale avviene la seguente reazione:

I2 + H2 2 HI. All’equilibrio sono presenti 2.40 g di H2. Calcolare la Kc. Soluzione: nIN(I2) = 15.0 g / 253.8 g mol–1 = 0.0591 moli nIN(H2) = 2.50 g / 2.016 g mol–1 = 1.24 moli nEQ(H2) = 2.40 g / 2.016 g mol–1 = 1.190 moli

I2 H2 HI nIN, moli 0.0591 1.240 0 nEQ, moli 0.0095 1.1905 0.0992

quindi Kc = [0.09922 /(0.0095 x 1.1905)] = 0.87

Quesito 6. Calcolare la f.e.m. della seguente pila: Cu | Cu2+ (0.050 M) || V2+ (0.100 M) | V sapendo che: E°Cu2+/Cu = 0.341 V; E°V2+/V = -1.175 V. Soluzione: Applicando l’equazione di Nernst sulle due semicelle: E(Cu2+/Cu) = E°(Cu2+/Cu) – 0,0592/2 Log (1/[Cu2+]) = 0.341 – 0.0385 = 0.302V E(V2+/V) = E°(V2+/V) – 0,0592/2 Log (1/[V2+]) = –1.175 – 0.0296 = – 1.205 V E(Cu2+/Cu) > E(V2+/V), pertanto l’elettrodo di Cu è il catodo della pila mentre quello di V è l’anodo. Le due reazioni redox sono:

Rid Cu2+ + 2e– Cu *1 Ox V V2+ + 2e– *1

Cu2+ + V Cu + V2+ Quindi: fem = ∆E = 0.302 V – (– 1.204) V = 1,507 V.

Quesito 7. Il carbonio C (z = 6) ha energia di ionizzazione pari a 1088 kJ / mol. Il silicio Si (z = 14), che fa parte dello stesso gruppo, ha una energia di ionizzazione maggiore o minore? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’energia di ionizzazione diminuisce muovendosi in un gruppo dall’alto verso il basso, a causa dell’aumento della distanza tra l’elettrone più esterno ed il nucleo. Pertanto, l’energia di ionizzazione del carbonio è maggiore rispetto a quella del silicio.

Quesito 8. Dire quanti protoni, elettroni e neutroni sono contenuti nell’isotopo Po210

84.

Motivare brevemente la risposta. R.: L’isotopo in questione ha numero atomico pari a 84, il che vuol dire che nel suo nucleo sono contenuti 84 protoni, ed intorno al nucleo, vista la neutralità dell’atomo, si trovano 84 elettroni. Poiché il numero di massa = 210 è dato dalla somma di protoni più neutroni, il numero di neutroni è dato da: numero di massa – numero atomico = 210 – 84 = 126 neutroni.

Quesito 9. Riportare motivandola la configurazione elettronica completa dello ione Rb+. R.: Il rubidio ha numero atomico 37, per cui il suo nucleo è costituito da 37 protoni. Nello ione Rb+ c’è un eccesso di una carica positiva, per cui il numero di elettroni contenuti in tale ione è pari a 37 – 1 = 36 elettroni. Quindi la configurazione elettronica dello ione rubidio è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6.

Quesito 10. Una reazione a pressione costante con variazione di entropia ∆S < 0 è sempre non spontanea? R.: Un processo chimico a pressione costante non è spontaneo quando ∆G = ∆H - T∆S > 0. Quindi, un processo con ∆S < 0 non è spontaneo se e solo se ∆H > T∆S, cioè se il termine entalpico ∆H è maggiore del termine entropico T∆S.

Quesito 11. Gli equilibri di solubilità sono di natura dinamica. Spiegare brevemente cosa si intende con questa affermazione. R.: Dire che l’equilibrio di solubilità è dinamico significa che in realtà il sistema chimico in equilibrio si evolve continuamente anche se, a temperatura costante, le quantità di reagenti e di prodotti non cambiano nel tempo. Questo accade poiché all’equilibrio la velocità di dissoluzione del solido è uguale a quella di ricristallizzazione, cioè il numero di ioni o di molecole che passa in soluzione nell’unità di tempo è uguale al numero di ioni o di molecole che dalla soluzione si separa come corpo di fondo.

Quesito 12. Spiegare brevemente che tipo di soluzione si ottiene aggiungendo 1.00 L di NaOH (base forte) 0.50 M ad 1.00 L di CH3COOH (acido debole) 1.00 M. R.: In soluzione ha luogo il seguente equilibrio:

CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ La base forte neutralizza l’acido, presente in eccesso (quantità doppia della base):

OH– + CH3COOH → CH3COO– + H2O. Nei 2.00 L di soluzione ottenuti restano quantità uguali dell’acido non reagito e della sua base coniugata, cioè una soluzione tampone.

Quesito 13. Il solfato di calcio (CaSO4), sale poco solubile in acqua, è più solubile in una soluzione 1.00 M di NaCl, o in una soluzione 1.00 M di CaCl2? Motivare brevemente la risposta. R.: Il solfato di calcio in fase acquosa si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio:

CaSO4(S) Ca2+(aq) + SO4(aq)

2-. Quindi, questo composto è più solubile in una soluzione 1.00 M di NaCl, poiché in quella 1.00 M di CaCl2 la presenza dello ione Ca2+ proveniente dal cloruro di calcio sposta a sinistra l’equilibrio di solubilità sopra riportato.

Quesito 14. Determinare la concentrazione di una soluzione di NaCl con la stessa pressione osmotica di una soluzione CaCl2 0.100 M. R.: Sia il cloruro di sodio NaCl che il cloruro di calcio CaCl2 sono elettroliti forti. Considerando però che il primo si dissocia in 2 particelle, mentre il secondo in 3, per avere la stessa pressione osmotica di una soluzione 0.100 di CaCl2 la soluzione di NaCl dovrà avere una concentrazione: 0.100 *(3/2) = 0.150 M.

Quesito 15. La presenza di un catalizzatore influenza la posizione dell’equilibrio di una reazione chimica? Motivare brevemente la risposta. R.: II catalizzatore non altera la termodinamica del processo globale e non esercita alcuna influenza sulla posizione dell’equilibrio della reazione. Esso influenza solo la velocità di raggiungimento dell’equilibrio o della conversione totale nel caso di reazioni complete. La sua presenza permette una via alternativa e più veloce alla reazione, e cioè un nuovo meccanismo ad energia di attivazione inferiore.




Hg + HNO3 + HCl → HgCl2 + NO + H2O. Soluzione Riduz.: NO3

- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O x2 Ossid.: Hg → Hg2+ + 2e- x3

2NO3- + 8H+ + 6e- + 3Hg → 2NO + 4H2O + 3Hg2+ + 6e-

da cui semplificando e completando: 2HNO3

+ 3Hg + 6 HCl → 2NO + 4H2O + 3HgCl2.

Quesito 2. Un composto ha dato i seguenti risultarti all’analisi elementare: Cu 50.61%; N 11.15%; O 38.23%. Determinare la formula minima del composto. Soluzione E’ opportuno scegliere come campione 100 g di sostanza, e indicare in una tabella la massa di ogni elemento presente nel campione. Se ne calcolererà il numero di moli e poi, dividendo il numero di moli di ciascun atomo per il valore più piccolo, si determinerà il rapporto numerico tra gli atomi presenti nella sostanza, e quindi la formula minima

Atomo Cu N O Massa (g in 100 g di sostanza) 50.61 11.15 38.23 Massa atomica (g mol-1) 63.55 14.00 16.00 n/moli 0.796 0.796 2.39 n/nmin 1 1 3.00

Quindi la formula minima del composto in esame: CuNO3. Quesito 3. Calcolare il calore prodotto quando 10 L di etilene misurati a 25°C e a 1 atm sono convertiti ad etano mediante la seguente reazione di idrogenazione: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) Sono noti i seguenti calori di reazione: a) C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H0

a = –1285 kJ/mol b) C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H0

b = –1422 kJ/mol c) H2 + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H0

c = –286 kJ/mol Soluzione: Per ottenere la reazione di idrogenazione dell’etilene ad etano si devono combinare le tre reazioni (a), (b) e (c) come segue: (a) + (c) – (b). Pertanto l’entalpia della reazione di nostro interesse è: ∆H0

reaz = ∆H0a + ∆H0

c – ∆H0b =

= (–1285 kJ) + (–286 kJ) – (–1422 kJ) = –149 kJ. Applicando l’equazione di stato dei gas perfetti: nin (C2H4) = PV/RT = (1 × 10) / (0.082 × 298) = 0.41 mol Quindi, il calore di combustione: Q = – nin(C2H4) × ∆HR = 0.41 mol × 49 kJ/mol = 61.1 kJ. Quesito 4. 96,00 gr di un soluto non elettrolita sono sciolti in acqua fino ad ottenere 1,000 litri di una soluzione a 25°C. La pressione osmotica della soluzione così ottenuta è di 1,730 atm. Determinare il peso molecolare del soluto. Soluzione: π = c R T → c = π /RT = 1.730 / (0.082 × 298) = 7.08×10-2 M. Ora, la concentrazione c = n. moli soluto/ V → n(soluto) = 7.08×10-2 moli per cui il peso molecolare del soluto: PM = 96.00 gr / 7.08×10-2 moli = 1360 g/mole.

Quesito 5. Una soluzione è stata preparata aggiungendo 20.0 mL di HCl 0.100 M a 300 mL di acqua. Calcolare quanti grammi di HCl sono presenti nella soluzione ed il pH della soluzione. Soluzione: Le moli contenute nei 20.0 mL della soluzione 0.100 M di HCl sono: n(HCl) = 0.02 L × 0.100 = 2.00×10-3 moli quindi m(HCl) = 2.00×10-3 mol × 36.45 g/mol = 0.0729 g Il volume finale è la somma dei due volumi, cioè: V = 20.0 mL +300 mL = 320 mL per cui [HCl] = 0.002 moli / 0.320 L = 6.25×10-3 M Questa è anche la concentrazione di ioni H+ in soluzione, poiché HCl è un acido forte. Quindi pH = -log (6.25×10-3) = 2.20. Quesito 6. Calcolare la solubilità del composto Fe(OH)3 (Kps = 2×10-39) in una soluzione a pH 4. Soluzione: L’idrossido di ferro(III) è un idrossido poco solubile in acqua, che si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio:

Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3 OH–

(aq)

la cui costante di equilibrio: Kps = [Fe3+] [OH-]3. Ora, poiché il pH = 4, il pOH = 14 - 4 = 10 da cui [OH-] = 10-10 M. Quindi: Kps = 2·10-39 = s × (10-10)3 = s ×·10-30 → s = 2·10-9 M. Quesito 7. Sistemare in ordine crescente di affinità elettronica i seguenti elementi: K, Ge Br. Motivare brevemente la risposta. R.: L’ordine è K<Ge<Br. Infatti K, Ge e Br appartengono tutti allo stesso periodo, e nell’ambito di uno stesso periodo l’affinità elettronica aumenta verso destra perché gli elementi sono più stabili come ioni negativi a causa del riempimento degli orbitali.

Quesito 8. Scrivere e motivare brevemente la configurazione elettronica completa dello ione Te2-. R.: Il Tellurio Te ha numero atomico 52, per cui nel suo nucleo sono contenuti 52 protoni. Nello ione Te2- sono contenuti due elettroni in più rispetto al numero di protoni, cioè 54 elettroni, per cui la configurazione elettronica completa di tale ione è: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10,5p6.

Quesito 9. In base alle configurazioni elettroniche di Ca e Cl descrivere brevemente quale tipo di legame si forma in CaCl2. R.: Ca ha numero atomico Z = 20 (configurazione elettronica esterna 4s2), per cui perde due elettroni e diventa Ca2+, isoelettronico con l’Argon con tutti gli orbitali pieni; Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5), per cui due atomi di cloro acquistano i due elettroni (uno ciascuno) e diventano Cl-, isoelettronico con l’Argon con tutti gli orbitali pieni. I tre ioni cosi formati (Ca2+, 2Cl-) si attraggono con una forza elettrostatica e danno luogo ad due legami ionici, pertanto CaCl2 è un solido ionico.

Quesito 10. Giustificare brevemente perché in genere i punti di fusione dei solidi ionici sono più alti dei punti di fusione dei solidi molecolari. R.: I solidi ionici fondono a temperature generalmente elevate perché le forze tra gli ioni, di natura Coulombiana, sono intense. Nei solidi molecolari le forze di coesione sono più deboli (ad es. dovute a legami a idrogeno, ad interazioni dipolo-dipolo o a forze di dispersione tra le molecole del solido) e, pertanto, la temperatura di fusione è generalmente più bassa.

Quesito 11. Bolle a temperatura più alta una soluzione acquosa di NaCl 0.100 mol/Kg o di glucosio (C6H12O6) 0.100 mol/Kg? Giustificare la risposta data in non più di 3 righe. R.: Le proprietà colligative, e quindi anche l’ebullioscopia, dipendono dal numero di particelle presenti in soluzione. Bolle a temperatura più alta una soluzione contenente NaCl. Questo infatti essendo un composto elettrolita in acqua si dissocia dando ioni Na+ e ioni Cl-, mentre il glucosio è un non elettrolita e in acqua non si dissocia.

Quesito 12. Spiegare brevemente la differenza tra un acido di Lewis e un acido di Arrenhius. R.: Un acido di Arrhenius è una sostanza che in soluzione acquosa è capace di liberare ioni H+; un acido di Lewis è una sostanza capace di acquistare un doppietto di elettroni da una base di Lewis.

Quesito 13. Motivare brevemente, in base al principio di Le Chatelier, perché la Keq della seguente reazione esotermica in fase gassosa

A + B 2C diminuisce all’aumentare della temperatura. R.: In una reazione esotermica all’equilibrio se si esercita una perturbazione fornendo calore, per aumentare la temperatura, il sistema lo acquista facendo spostare l’equilibrio nel verso endotermico. Aumenta, perciò, la concentrazione dei reagenti e diminuisce quella dei prodotti per cui Keq diminuisce.

Quesito 14. Perché uno stesso numero di moli di gas in un recipiente chiuso ad una certa temperatura esercita una pressione minore se il gas si comporta in modo non ideale? R.: L’attrazione tra le molecole del gas non ideale riduce lo scambio di quantità di moto con le pareti del recipiente rispetto al comportamento ideale.

Quesito 15. Aggiungendo un catalizzatore ad una reazione esotermica (∆H<0) all’equilibrio


Indicare quale è la risposta corretta e giustificare in non più di 5 righe. R.: L’equilibrio non si sposta perché il catalizzatore abbassa l’energia di attivazione sia per la reazione diretta che per la reazione inversa, e le rende più veloci, ma non cambia il contenuto energetico di reagenti e prodotti, e la variazione di energia libera ∆G della reazione non cambia.




KNO2 + CuOH → KNO3 + Cu + H2O. Soluzione: Ossidazione: NO2

– + 2OH– → NO3– + 2 e– + H2O ×1

Riduzione: Cu+ + e– → Cu ×2 NO2

– + 2 OH– + 2 Cu+ + 2 e– → NO3– + 2 e– + H2O + 2 Cu

In forma molecolare (completando): KNO2 + 2 CuOH → KNO3 + 2 Cu + H2O.

Quesito 2. Calcolare la percentuale in peso di ogni elemento presente nel composto Fe(NO3)3. Soluzione: La massa molare del composto in esame è: MM(Fe(NO3)3) = 241.9 g mol-1. La percentuale in peso degli elementi in tale composto la si calcola come segue:

%09.32100g/mol 241.9g/mol 55.85100

MMMM(Fe)%Fe

composto

=×=×=

%37.17100g/mol 241.9

g/mol 14.0067)(3100MM

MM(N) 3%Ncomposto

=×⋅

=×=

%53.59100g/mol 241.9

g/mol 15.9994)(9100MM9MM(O)%O

composto

=×⋅

=×=

Quesito 3. 2.59 grammi di una sostanza gassosa biatomica occupano un volume di 1.98 L, a 25.0 °C e alla pressione di 1.00 atm. Calcolare il peso molare della sostanza gassosa, identificandola. Soluzione Dall’equazione di stato dei gas si ha:

n = PV/RT = (1.00 atm·1.98 L)/(0.0821 atm L mol-1 K-1·298 K) = 8.09·10-2 mol PM = m/n = 2.59 g / 8.1·10-2 mol = 31.98 g/mol. Molto probabilmente si tratta della sostanza gassosa biatomica O2. Quesito 4. Calcolare quanti chili di glicol propilenico (C3H8O2), non elettrolita, occorre sciogliere in 10.0 kg di acqua per abbassare il punto di congelamento dell’acqua a -2.00°C. Kcr (H2O) = 1.853 K kg mol-1. Supporre che la soluzione si comporti in maniera ideale. Soluzione: L’abbassamento crioscopico è: ∆T= 0°C – (–2.00°C) = 2.00 °C = 2.00 K ∆T = Kcr · [C3H8O2]

[C3H8O2] =

crK∆T =

1-mol kgK 1.853K 2.00 = 1.08 mol kg-1 =

kg 10.0)OHPM(C

)OHm(C283

283

da cui m(C3H8O2) = 822 g = 0.822 kg. Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 40.0 mL di NaOH 0.100 M a 35,0 mL di HCl 0.100 M. Soluzione: Il numero delle moli iniziali di OH– è: n0(OH–) = 0.0400 L (0.100 mol/L) = 4.00·10-3 moli il numero delle moli iniziali di H+ è : n0(H+) = 0.0350 L (0.1000 mol/L) = 3.50·10-3moli. Essendo una reazione di neutralizzazione rimangono ioni OH– n(OH–) = 4.00·10-3- 3.50·10-3= 5.00·10-4 mol Conseguentemente la concentrazione di OH– è: [OH–] = 5.00·10-4 mol/ 0.0750 L = 6.67·10-3 M Per cui: pOH = 2.18 pH = 11.82.

Quesito 6. Calcolare la f.e.m. di una pila Cu-Zn sapendo che la concentrazione di Cu2+ è 1.00·10-1 M, quella di Zn2+ è 1.00·10-2 M e che Eo

Cu2+

/Cu= 0.34 V e EoZn

2+/Zn= –

0.76 V. Identificare catodo e anodo giustificando la risposta. Soluzione: Dai potenziali standard di riduzione si può ipotizzare che all’elettrodo di Cu avvenga la semireazione di riduzione, mentre all’elettrodo di Zn avviene l’ossidazione: Cu2+ + 2e– Cu ×1 Zn Zn2+ + 2e– ×1 Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Mediante l’equazione di Nernst è possibile calcolare i potenziali di cella: E Cu

2+/Cu= 0.34 + (0.0592/2) log [Cu2+]= 0.34 + (0.0592/2) log 10-1 = 0.310 V

E Zn2+

/Zn = -0.76 + (0.059/2) log [Zn2+]= -0,76 + (0,059/2) log 10-2 = -0.819 V Per cui, la f.e.m. = Ec - Ea = 0.310 - (-0.819) = 1.129 V. Si conferma che l’anodo è l’elettrodo di zinco a potenziale minore, e il catodo è l’elettrodo di rame.

Quesito 7. Motivare brevemente in che rapporto stanno le dimensioni dell’atomo K e del suo ione K+. R.: Quando un atomo è trasformato in ione positivo, si ha una contrazione del suo volume poiché si verifica un aumento netto della carica nucleare effettiva dovuto alla diminuzione del numero di elettroni. Quindi l’atomo K ha dimensioni maggiori del suo ione positivo K+.

Quesito 8. Determinare il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti nell’isotopo 209Bi. R.: dato che il Bi ha numero atomico pari ad 83, in un atomo di tale elemento sono contenuti 83 protoni ed 83 elettroni. A questo punto, dato che il numero di massa dell’isotopo in esame è pari a 209, in tale particolare isotopo sono presenti: 82 protoni, 82 elettroni, 209 – 83 = 126 neutroni.

Quesito 9. L’ossigeno (O) ha energia di ionizzazione pari a 1314 kJ/mol. Il selenio (Se), che fa parte dello stesso gruppo, ha un potenziale di ionizzazione maggiore o minore? Giustificare la risposta. R.: Come detto, il Se fa parte dello stesso gruppo dell’O. Ora, a parità di configurazione elettronica esterna, l’energia di ionizzazione diminuisce in un gruppo dall’alto verso il basso, a causa dell’aumento della distanza tra gli elettroni ed il nucleo e del fatto che gli elettroni esterni sono ospitati in orbitali di livelli energetici superiori. Pertanto, poiché serve meno energia per estrarre un elettrone da un atomo di Se che da un atomo di O, l’energia di ionizzazione del Se è inferiore rispetto a quella dell’ossigeno.

Quesito 10. Quale criterio si adotta per sapere se una soluzione di HNO3 1M è in grado di ossidare oppure no i seguenti metalli: Pt, Pd, Cu? R. Si prendono in considerazione i potenziali standard di riduzione di tali metalli rispetto a quello dell’ HNO3. I metalli che presentano un potenziale di riduzione più basso saranno ossidati.

Quesito 11. Uguali masse di NaCl e di KCl vengono sciolte in due diversi contenitori contenenti ciascuno 1.00 L di acqua. Quale delle due soluzioni ha pressione osmotica maggiore? Giustificare brevemente la risposta. R.: Poiché una mole di KCl pesa più di una mole di NaCl, a parità di massa le moli di NaCl sono in numero maggiore. Inoltre tutti e due i composti sono elettroliti forti che in acqua si dissociano in due particelle. Quindi, sciogliendo uguali masse di tali due sali in due differenti contenitori contenenti 1.00 L di acqua, la soluzione in cui è stato sciolto NaCl ha pressione osmotica maggiore.


A + B C + D cosa succede se si aggiunge reagente A? Motivare brevemente la risposta. R.: La perturbazione di un sistema all’equilibrio induce il sistema a ritornare in una nuova posizione di equilibrio in cui l’effetto della perturbazione viene ridotta (principio di Le Chatelier). In questo caso l’equilibrio si sposta a destra, cioè verso i prodotti.

Quesito 13. Spiegare brevemente cosa succede alla solubilità del composto CuClO4, sale poco solubile, in presenza di una certa quantità di HClO4 nella soluzione? R.: L’HClO4 in acqua libera ioni ClO4

-. La presenza di questi ioni influenza l’equilibrio di solubilità del CuClO4 spostandolo verso il solido, per cui la solubilità diminuisce.

Quesito 14. Il pH di una soluzione acquosa di bromuro di ammonio (NH4Br) è acido, basico o neutro. Giustificare brevemente la risposta. R.: Il bromuro di ammonio si scioglie in soluzione dissociandosi in ione bromuro Br– e ione ammonio NH4

+. Lo ione Br– non reagisce con l’acqua perché è la base coniugata dell’acido forte HBr. Lo ione ammonio è l’acido coniugato della base debole ammoniaca NH3 ed in soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+


Quesito 15. Spiegare brevemente quale è la funzione del ponte salino in una pila. R.: Il ponte salino permette la conduzione ionica tra anodo e catodo senza consentire il mescolamento delle soluzioni delle due semicelle. Grazie al ponte salino è possibile mantenere l’elettroneutralità delle semicelle, e chiudere il circuito elettrico durante il funzionamento della pila.


Compito di CHIMICA del 20-04-2009 (D.M. 509 – 5 CFU) Archivio


Bi(OH)3 + Na2SnO2 → Bi + Na2SnO3. Soluzione: Ossidazione: SnO2

= + 2 OH– → SnO3= + 2 e- + H2O ×3

Riduzione: Bi3+ + 3 e– → Bi ×2 2 Bi3+ + 3 SnO2

= + 6 OH– → 2 Bi + 3 SnO3= + 3 H2O

In forma molecolare (completando): 2Bi(OH)3 + 3 Na2SnO2 → 2Bi + 3Na2SnO3+ 3H2O.

Quesito 2. L'acido difosforico è composto da 2.27% di idrogeno, 34.8% di fosforo ed il resto ossigeno. Determinare la formula minima e molecolare sapendo che PM= 177.97 g/mole. Soluzione: Prendendo come base di calcolo 100g di composto:

massa / g n / moli n / nmin 2 n / nmin H 2.27 2.25 2.00 4 P 34.80 1.124 1 2 O 62.93 3.933 3.499 7

Quindi la formula minima del composto in esame è: H4P2O7. Calcolando il PM di H4P2O7 si può verificare che la formula molecolare coincide con quella minima.

Quesito 3. Calcolare la densità dell’azoto gassoso alla pressione di 2.00 atm ed alla temperatura di 25°C. Soluzione La densità: d =

VMMn

Vm ⋅

= .


Vn

= ,

quindi: Lg29.2

2980.08228.012.00

RTMMPd =

⋅⋅

=⋅

= .

Quesito 4. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0.050 M di NaOH a temperatura ambiente (25 °C). Soluzione: In soluzione acquosa NaOH, una base forte, è del tutto dissociato in Na+ ed OH–. Quindi: [Na+] = [OH–] = 0.050 M. la pressione osmotica è data dalla relazione: π = ([Na+] + [OH–])·R·T= 0.10 moli litro–1·0.08206 litri atm mole–1 K–1·298.15 K

= 2.45 atm

Quesito 5. Una soluzione acquosa contiene 0.185 g di Ca(OH)2 in 250 mL. Calcolare la concentrazione degli ioni [H3O+] in essa contenuti e il pH della soluzione. Soluzione: L’idrossido di calcio in soluzione acquosa si dissocia secondo la seguente reazione:

Ca(OH)2 (s) → Ca2+ (aq) + 2OH– (aq)

quindi n(OH–) = 2·n(Ca(OH)2) = 2· m(Ca(OH)2) / PM(Ca(OH)2) =

= 2·0.185 g / 74.093 g mol–1 = 0.00499 mol [OH–] = n(OH–) / V = 0.00499 mol / 0.25 dm3 = 0.0200 M poiché Kw= [H3O+] [OH–] = 10–14 [H3O+] = Kw / [OH–] = 10–14 / 0.0200 M = 5.01·10–13 M da cui pH = 12.30.

Quesito 6. Calcolare la solubilità in g/litro dell’idrossido di ferro(II) (Fe(OH)2, Kps=1.52∙10–14) in una soluzione 0.100 M di NaOH. Soluzione: L’idrossido di ferro(II) si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio: Fe(OH)2 (s) D Fe2+ (aq) + 2 OH- (aq) con Kps = [Fe2+] [OH–]2 = 1.52∙10–14 s 2s Poichè in soluzione è presente anche NaOH che si dissocia completamente secondo la seguente reazione: NaOH → Na+ + OH- [OH–]= 2s + 0.1 M ≈ 0.1 M [Fe2+] = Kps / [OH–]2 = 1.52∙10–14 / 0.1002 = 1.52∙10–12 M per cui s(Fe(OH)2)= 1.52∙10–12 mol litro–1 · 89.95 g mol–1 = 1.37∙10–10 g litro–1. Quesito 7. Quale è l’ibridazione degli orbitali atomici dell’azoto nello ione ammonio (NH4

+)? Motivare brevemente la risposta. R.: Lo ione ammonio NH4

+ ha la stessa struttura tetraedrica del metano (CH4). I quattro legami N–H, infatti, si respingono e la geometria tetraedrica, con l’atomo di azoto al centro, è quella che minimizza le repulsioni. La ibridazione degli orbitali atomici dell’azoto è pertanto sp3, come per il carbonio nella molecola di metano.

Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione Co2+. Motivare sinteticamente la risposta. R.: Il cobalto ha numero atomico 27, per cui nel suo nucleo sono contenuti 27 protoni. Nello ione Co2+ vi è un eccesso di due cariche positive, per cui gli elettroni contenuti in tale ione sono 25. Quindi, la configurazione elettronica dello ione Co2+ è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5.

Quesito 9. Esiste una sostanza con formula bruta LiCl2? Motivare brevemente la risposta. R.: Litio e cloro hanno una forte differenza di elettronegatività, pertanto formano una sostanza ionica. Un atomo di Li ha numero atomico Z = 3 (configurazione elettronica esterna 2s1), per cui ha una forte tendenza a perdere un elettrone per diventare Li+; il Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5), per cui ha una forte tendenza ad acquistare un elettrone per diventare Cl–, isoelettronico con Ar con tutti gli orbitali pieni. Dal momento che il catione ha carica +1 e l’anione ha carica -1, la sostanza formata da Li e Cl ha formula bruta LiCl, ed è un cristallo di tipo ionico. La sostanza LiCl2 non esiste.

Quesito 10. Che cos’è la tensione di vapore di una sostanza? R.: La tensione di vapore di una sostanza ad una certa temperatura è la pressione del vapore di quella sostanza in equilibrio con la sostanza pura in fase condensata (solida o liquida). La tensione di vapore è funzione della temperatura e misura la tendenza all’evaporazione di una sostanza.

Quesito 11. Due moli di idrogeno e due moli di ossigeno in un recipiente chiuso sono fatte reagire con una scintilla per dare acqua. Dopo avere scritto e bilanciato la reazione, determinare quali sostanze conterrà il recipiente a reazione ultimata. R.: La reazione che ha luogo nel recipiente è la seguente:

H2 + 0,5 O2 → H2O Dato che due moli di H2 reagiscono con una mole di O2, allora l’ossigeno è il reagente in eccesso, per cui alla fine della reazione nel reattore saranno presenti ossigeno e acqua. Quesito 12. La reazione in fase gassosa A + B D C + 2 D è all’equilibrio in un recipiente chiuso. Da che parte si sposta l’equilibrio se viene dimezzato il volume a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Dimezzando il volume la pressione aumenta, per cui il sistema si porterà in una nuova posizione di equilibrio diminuendo il numero di moli e facendo diminuire la pressione (principio di Le Chatelier). L’equilibrio si sposta quindi a sinistra.

Quesito 13. Quando si scioglie in acqua il carbonato di sodio (Na2CO3), sale del debole acido carbonico H2CO3, si forma una soluzione acida, basica o neutra? Motivare brevemente la risposta. R.: Il carbonato di sodio in acqua si dissocia come segue:

Na2CO3 → 2 Na+ + CO3=.

Ora, lo ione Na+ non reagisce ulteriormente con l’acqua, mentre lo ione carbonato reagisce secondo la seguente reazione:

CO3= + H2O D HCO3

– + OH– per cui la soluzione risultante è basica.

Quesito 14. Descrivere brevemente come valutare la spontaneità di una reazione di ossidoriduzione se sono noti i potenziali di riduzione. R.: Per una generica reazione di ossidoriduzione si scrivono le due semireazioni di riduzione, se ne calcola il potenziale mediante l’equazione di Nernst, e si confrontano i valori calcolati. È spontanea la reazione di riduzione col potenziale maggiore, l’altra semireazione di riduzione sarà in realtà di ossidazione, e spontaneamente procederà da destra a sinistra.

Quesito 15. Cl2 ed HCl sono entrambe sostanze gassose. Quale tra i due gas si avvicina maggiormente al comportamento di un gas ideale? Giustificare brevemente la risposta. R.: La molecola di Cl2 è apolare, la molecola di HCl è un dipolo elettrico permanente: le forze di attrazione tra le molecole di HCl sono perciò più intense che tra le molecole di Cl2. Nel modello di gas ideale si ipotizza che non esistono forze attrattive o repulsive tra le molecole, e di conseguenza è il cloro che assomiglia di più al modello di gas ideale.




CoCl2 + HgSO4 + H2SO4 → Co2(SO4)3 + Hg2Cl2. Soluzione: Ossidazione: 2 Co2+ → 2 Co3+ + 2 e– ×1 Riduzione: 2 Hg2+ + 2 e– → Hg2

2+ ×1 2 Co2+ + 2 Hg2+ + 2 e– → 2 Co3+ + 2 e– + Hg2

2+ In forma molecolare (completando): 2 CoCl2 + 2 HgSO4 + H2SO4 → Co2(SO4)3 + Hg2Cl2 + 2 HCl.

Quesito 2. Determinare la formula minima del composto che ha mostrato all’analisi la seguente composizione percentuale: Co 29.0%, S 23.7%, O 47.3%. Soluzione: Prendendo come base di calcolo 100g di composto:


Co 29.0 0.492 1 2 S 23.7 0.739 1.50 3.00 O 47.3 2.96 6.02 12.04

Quindi la formula minima del composto in esame è: Co2S3O12; probabilmente si tratta di Co2(SO4)3.

Quesito 3. Un contenitore di 100 L è riempito con O2 alla pressione di 0.100 atm ed alla temperatura di 298 K. Calcolare la densità del gas in g/litro. Soluzione: PV = n(O2)RT n(O2) = 0.100 atm × 100 L / (0.08206 L·atm·K–1·moli–1 298 K) = 0.409 moli m(O2) = n(O2) MM(O2) = 0,409 moli · 32,0 g moli–1 = 13,1 g d(O2) = m(O2) / V = 13.1 g/ 100 L = 0,131 g/L. Quesito 4. Una soluzione ottenuta sciogliendo 2.00 g di un elettrolita che in acqua si dissocia completamente in due ioni in 120 g di acqua congela a –0.529°C. La costante crioscopica dell’acqua è 1.86 °C kg mol–1. Calcolare il peso molare dell’elettrolita. Soluzione: L’abbassamento crioscopico è: ∆Tcr = 0-(-0.529) = 0.529 °C Indichiamo con AB l’elettrolita, che si dissocia in An+ e Bn–: ∆T = Kcr {[An+]+[Bn–]} = 2 Kcr [AB], dove [ ]

O)m(H1

MM(AB)m(AB)AB

2

×=

sostituendo in ∆Tcr, si ottiene:

O)m(HMM(AB)(AB) mK 2∆T

2

crcr ⋅

⋅⋅=

da cui

=⋅⋅⋅

=O)m(H∆T

m(AB)K2MM(AB)2

cr g/mol 2.117120(kg).0C)0.529(

00(g).2kg/mol) C1.86(2=

⋅°⋅°⋅

Quesito 5. Calcolare la concentrazione del sale CH3COONa in una sua soluzione acquosa con pH 9.52. (Ka(CH3COOH) = 1.8·10–5 M). Soluzione: L’acetato di sodio in acqua si dissocia totalmente secondo la seguente reazione: CH3COONa (s) CH3COO– (aq) + Na+ (aq). Lo ione acetato è una base debole ed in acqua dà luogo al seguente equilibrio: CH3COO– (aq) + H2O CH3COOH (aq) + OH– al tempo t=0 C0 0 ~ 0 all’equilibrio C0-x x ~ x Ora, x è la concentrazione di ioni OH– in soluzione, calcolabile dal valore di pOH: pOH = 14 – pH = 4.48

M103.311010x 54.48pOH −−− ⋅=== . Quindi, dalla costante Kb si calcola C0:

M 97.1C 103.31C

)10(3.31105.56K

KK 050

2510

COOH)a(CH

wb

3

=⇒⋅−

⋅=⋅== −

−−

Quesito 6. Calcolare quanti grammi di AgNO3 è possibile sciogliere in 1.00 L di una soluzione acquosa a pH 9 (Kps(AgOH) = 1.5 10-8). Soluzione: Il cloruro di argento AgNO3 è un elettrolita forte, per cui in acqua si dissocia completamente come segue: AgNO3 → Ag+

(aq) + NO3–

(aq). Lo ione Ag+, in presenza dello ione OH– (soluzione basica) può precipitare dando luogo al suo idrossido secondo la seguente reazione:

Ag+ + OH– AgOH In particolare l’idrossido inizierà a precipitare quando la concentrazione dello ione Ag+ in soluzione avrà raggiunto un valore tale che: [Ag+] [OH–] = 1.5 10–8. Ora, [OH–] = 10–pOH = 10–5 M Per cui la concentrazione di Ag+ alla quale inizierà a precipitare l’idrossido di argento: [Ag+]lim = 1.5 10–8 / 10-5 = 1.5 10–3 M.

Riferendosi ad 1.00 L di soluzione, e trascurando la variazione di volume dovuta all’aggiunta del nitrato di argento: n(AgNO3) = 1.5·10-3 moli → m(AgNO3) = n(AgNO3) × PM(AgNO3) = 0.255 g.

Quesito 7. Secondo il principio di esclusione di Pauli in un orbitale possono trovare posto al massimo due elettroni. Cosa distingue gli elettroni che occupano lo stesso orbitale? R.: Il principio di esclusione di Pauli afferma che in un orbitale non possono coesistere elettroni aventi tutti e quattro in numeri quantici uguali. Quindi, in un orbitale possono coesistere solo due elettroni aventi i tre numeri quantici distintivi del particolare orbitale (n, m, l) uguali ma diverso numero quantico di spin.

Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione Pb2+ motivandola. R.: Il piombo Pb ha numero atomico 82, per cui nel suo nucleo sono contenuti 82 protoni. Nello ione Pb2+ vi è un eccesso di due cariche positive, per cui il numero di elettroni contenuti in tale ione sono 80. Quindi, la configurazione elettronica completa dello ione Pb2+ è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10.

Quesito 9. Definire l’elettronegatività e spiegare brevemente come e perché varia lungo un periodo della tavola periodica. R.: L’elettronegatività è la capacità di un atomo in un composto di attirare verso di sé gli elettroni di legame. Se consideriamo un periodo della tavola periodica, si ha un aumento della elettronegatività da sinistra verso destra, fino all’alogeno (l’ultimo elemento – gas nobile – non ha elettronegatività). Nell’ambito di un periodo, ciò è dovuto alla sempre minore efficacia della schermatura della carica nucleare da parte degli elettroni esterni all’aumentare del numero di elettroni nel livello energetico corrispondente, che determina un aumento della carica efficace con la quale gli elettroni esterni – di legame – sono trattenuti dall’atomo.

Quesito 10. Sapendo che ∆G0

f(HF(g)) = – 64.7 kcal/mole, prevedere se la reazione di formazione di HF gassoso [H2 (g) + F2 (g) → 2 HF (g)] è spontanea oppure no. Giustificare brevemente la risposta. R.: Una reazione è spontanea se ∆G < 0. Poiché idrogeno e fluoro molecolari sono sostanze elementari, la loro energia di formazione standard è zero per definizione. Pertanto per la reazione in esame ∆G0 = 2 ∆G0

f(HF(g)) < 0, e la reazione è spontanea.

Quesito 11. Quale è la differenza, in termini di temperatura di fusione, tra i solidi cristallini e quelli amorfi? R.: I solidi cristallini hanno una definita temperatura di fusione, mentre i solidi amorfi non hanno un punto di fusione netto.

Quesito 12. Spiegare, secondo il principio di Le Chatelier, come e perché la Keq di una reazione endotermica varia all’aumentare della temperatura. R.: In una reazione endotermica all’equilibrio se si esercita una perturbazione fornendo calore, per aumentare la temperatura, il sistema lo acquista facendo spostare l’equilibrio nel verso endotermico. Aumenta, perciò, la concentrazione dei prodotti e diminuisce quella dei reagenti per cui Keq aumenta.

Quesito 13. La reazione in fase gassosa 2A 2B + C è all’equilibrio. Motivare brevemente se la costante di equilibrio si modifica o meno, ed eventualmente in quale direzione si sposta l’equilibrio, se viene dimezzato il volume a temperatura costante. R.: La costante di equilibrio è funzione solo della temperatura, per cui il suo valore non cambia variando il volume a temperatura costante. Dimezzando il volume a temperatura costante l’equilibrio si sposta a sinistra, cioè nella direzione in cui si ha una diminuzione del numero di moli di gas.

Quesito 14. La reazione TiO2 + 4 H+ + 4 e- Ti + H2O ha un potenziale standard di riduzione pari a -0.86V. Come varia tale potenziale se [H+] < 1.0 M? Motivare brevemente la risposta. R.: Se si sottraggono ioni H+, come conseguenza l’equilibrio in esame si sposta, secondo il principio di Le Chatelier, verso sinistra, e quindi il potenziale di riduzione diminuisce rispetto al valore standard.

Quesito 15. Sia data la seguente reazione: 2 NO(g) + Br2(g) → 2 NOBr. In una serie di esperimenti si sono attenuti i seguenti risultati:

[NO] [Br2] Velocità di formazione di NOBr mol L-1 s-1

0.10 0.10 12 0.10 0.20 24 0.10 0.30 36

Determinare l’ordine di reazione rispetto a Br2. R.: Dai dati si vede che la velocità di reazione aumenta linearmente con [Br2], per cui l’ordine di reazione rispetto a Br2 è 1.


Compito di CHIMICA del 23-06-2009 (D.M. 270) Archivio


P4 + I2 + H2O → H3PO4 + HI. Soluzione Riduz.: I2 + 2 e– → 2 I– x10 Ossid.: P4 + 16 H2O → 4 PO4

3– + 20 e– + 32 H+ x1 10 I2 + 20 e– + P4 + 16 H2O → 20 I– + 4 PO4

3– + 20 e– + 32 H+ da cui semplificando e completando: 10 I2 + P4 + 16 H2O → 20 HI + 4 H3PO4.

Quesito 2. Un composto contenente potassio, cromo ed ossigeno, ha dato i seguenti risultati all’analisi elementare: K 26.34%; Cr 35.79%; O 37.87 %. Determinare la formula minima del composto. Soluzione E’ opportuno scegliere come campione 100 g di sostanza, e indicare in una tabella la massa di ogni elemento presente nel campione. Se ne calcolerà il numero di moli e poi, dividendo il numero di moli di ciascun atomo per il valore più piccolo, si determinerà il rapporto numerico tra gli atomi presenti nella sostanza, e quindi la formula minima

Atomo K Cr O Massa (g in 100 g di sostanza) 26.34 35.79 37.87 Massa atomica (g mol-1) 39.10 52.00 16.00 n/moli 0.6737 0.6883 2.367 n/nmin 1 1.022 3.513 nmin x 2 2 2.044 7.034

Quindi la formula minima del composto in esame è K2Cr2O7. Quesito 3. In un recipiente del volume di 1.58 L si introducono 2.59 g di N2, 0.71 g di H2 e 1.95 g di O2. Calcolare la pressione totale esercitata dalla miscela alla temperatura di 35°C. Soluzione: n (N2) = m / PM = 2.59 g / 28.01 g mol-1 = 0.0925 mol n (H2) = m / PM = 0.71 g / 2.02 g mol-1 = 0.35(2) mol n (O2) = m / PM = 1.95 g / 32.00 g mol-1 = 0.0609 mol n (N2) + n (H2) n (O2) = 0,50(54) mol PTOT = n R T / V = (0,50(54) mol × 0.08206 atm L mol-1 K-1 × 308 K) / 1.58 L = 8.09 atm

Quesito 4. Una soluzione è preparata sciogliendo 10.00 g di glucosio (C6H12O6) in acqua in modo da ottenere un volume di 0.500 L di soluzione. Calcolare la pressione osmotica della soluzione a 35°C. Soluzione: Il glucosio è un soluto non elettrolita, per cui sciogliendosi in acqua non si dissocia. Quindi la pressione osmotica: Π = [C6H12O6] R T n(C6H12O6) = m / PM = 10.00 g / 180.16 g mol-1 = 5.550(7)∙10–1 mol; [C6H12O6] = n(C6H12O6) / V = 5.550(7)∙10–1 mol / 0.500 L = 0.111 mol L–1

Π = 0.111 mol L–1 × 0.0821 atm L mol–1 K–1 × 308 K = 2.81 atm. Quesito 5. Una quantità incognita di composto gassoso A viene posta in un contenitore di 1.00 L, nel quale si trasforma nei composti gassosi B e C secondo la seguente reazione di equilibrio:

A D B + C la cui Kc = 0.300 mol L-1. Sapendo che all’equilibrio sono presenti 0.340 mol di B e 0.340 mol di C, calcolare la concentrazione di A all’inizio della reazione e al raggiungimento dell’equilibrio. Soluzione: [B]eq = [C]eq = 0.340 mol L-1

A B C

nin/V, moli L-1 x + 0.340 0 0 neq/V, moli L-1 x 0.34 0.34

quindi Kc = [B] × [C] / [A] = (0.340)2 / x = 0.300 mol L-1 da cui: x = 0.385 mol L-1 = [A]eq Quindi, [A]in = 0.385 mol L.1 + 0.340 mol L.1 = 0.725 mol L-1.

Quesito 6. Calcolare la f.e.m. della seguente pila: Ag| Ag+ (0.200 M) || Zn2+ (0.010 M) | Zn sapendo che: E°Ag+ /Ag = 0.799 V; E°Zn2+/Zn = -0761 V. Individuare inoltre catodo ed anodo e scrivere la reazione di ossidoriduzione che avviene nella pila. Soluzione: Applicando l’equazione di Nernst sulle due semicelle: E(Ag+/Ag) = E°(Ag+/Ag) – (0.0592/1) Log (1/[Ag+]) = 0.799 – 0.0414 = 0.758V E(Zn2+/Zn) = E°(Zn2+/Zn) – (0.0592/2) Log (1/[Zn2+]) = –0.761 – 0.0592 = –0.820V

E(Ag+/Ag) > E(Zn2+/Zn), pertanto l’elettrodo di Ag è il catodo della pila mentre quello di Zn è l’anodo. Le due semireazioni sono: Rid Ag+ + e– DAg *2 Ox ZnD Zn2+ + 2e– *1

2Ag+ + Zn D 2Ag + Zn2+ Quindi: fem = ∆E = 0.758 V – (–0.820) V = 1,578 V.

Quesito 7. Esiste o no una sostanza con formula bruta CaCl2? Motivare brevemente la risposta. R.: Calcio e cloro hanno una forte differenza di elettronegatività, pertanto formano una sostanza ionica. Un atomo di Ca ha numero atomico Z = 20 (configurazione elettronica esterna 4s2), per cui ha una forte tendenza a perdere due elettroni per diventare Ca2+, isoelettronico con Ar con tutti gli orbitali pieni; il Cl ha Z = 17 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5), per cui ha una forte tendenza ad acquistare un elettrone per diventare Cl–, isoelettronico con Ar con tutti gli orbitali pieni. Dal momento che il catione ha carica +2 e l’anione ha carica -1, la sostanza formata da Ca e Cl ha formula bruta CaCl2, ed è un cristallo di tipo ionico. Quindi, la sostanza CaCl2 esiste.

Quesito 8. Quanti protoni, elettroni e neutroni sono contenuti nello ione 208Pb2+. Motivare brevemente la risposta. R.: Lo ione in questione ha numero atomico pari a 82, il che vuol dire che nel suo nucleo sono contenuti 82 protoni. Intorno al nucleo, vista la carica dello ione, si trovano 80 elettroni. Poiché il numero di massa = 208 è dato dalla somma di protoni più neutroni, il numero di neutroni è dato da: numero di massa – numero atomico = 208 – 82 = 126 neutroni.

Quesito 9. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione La3+. Motivare sinteticamente la risposta. R.: Il lantanio ha numero atomico 57, per cui nel suo nucleo sono contenuti 57 protoni. Nello ione La3+ vi è un eccesso di tre cariche positive, per cui gli elettroni contenuti in tale ione sono 54. Quindi, la configurazione elettronica dello ione La3+ è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6.

Quesito 10. Determinare se i seguenti processi sono esotermici o endotermici, motivando brevemente la risposta. 1) scioglimento del solido KBr in acqua: la soluzione si raffredda; 2) scioglimento del H2SO4 concentrato in acqua: la soluzione si riscalda. R.: Poiché durante il processo di scioglimento del solido KBr la soluzione si raffredda, il sistema sta assorbendo calore, per cui il processo è endotermico. Viceversa nel caso della diluizione dell’H2SO4, processo esotermico che genera calore e quindi un aumento di temperatura della soluzione.

Quesito 11. Spiegare brevemente la differenza tra la fusione un solido cristallino e la fusione di un solido amorfo. R.: I solidi cristallini hanno un definito punto di fusione. Invece i solidi amorfi non hanno un punto di fusione netto, ma fondono di solito in un ampio intervallo di temperatura.

Quesito 12. Spiegare brevemente quando un reagente è limitante in una reazione chimica. R.: Se i reagenti che prendono parte ad una reazione chimica quantitativa sono presenti in quantità non stechiometriche, allora la reazione procederà fino ad esaurimento del reagente presente in difetto, indicato appunto come reagente limitante.

Quesito 13. Spiegare brevemente quale delle seguenti sostanze è più adatta a solubilizzare un precipitato di BaCO3 in soluzione acquosa: i) HCl; ii) BaCl2; iii) Na2CO3. R.: La sostanza più adatta a solubilizzare il precipitato di BaCO3 in soluzione acquosa è l’acido cloridrico HCl. Infatti, gli ioni H+ liberati dall’acido si combinano con gli ioni CO3

2- secondo le seguenti reazioni:

H+(aq) + CO3

2-(aq) D HCO3

-(aq)

H+(aq) + HCO3

-(aq) D H2CO3(aq)

H2CO3(aq)D CO2 (q) ↑ + H2O per cui l’equilibrio di solubilità BaCO3(s) D Ba2+

(aq) + CO32-

(aq) risulta spostato a destra. Inoltre le sostanze BaCl2 e Na2CO3 hanno ciascuna uno ione a comune col BaCO3, per cui la loro presenza ne diminuisce la solubilità (effetto ione a comune).

Quesito 14. Una soluzione acquosa in cui è disciolta una certa quantità di KCl ha un pH acido, basico o neutro? Giustificare brevemente la risposta. R.: KCl(s) → K+ + Cl-. K+ ed Cl- sono acido e base coniugata di elettroliti molto forti (KOH e HCl), pertanto sono troppo deboli per reagire con l’acqua, e la soluzione è neutra.

Quesito 15. Una soluzione di AgNO3 può essere conservata in un contenitore di Al? Motivare brevemente la risposta. (E°(Al3+/Al) = -1.662 V; E°(Ag+/Ag) = 0.799V; E°(NO3

-

/NO2-) = 0.01 V).

R.: La soluzione in esame non può essere conservata in una contenitore di alluminio. Infatti, in base agli E° dati, se ciò avvenisse lo ione Ag+ si ridurrebbe ad Ag ed eventualmente anche lo ione NO3

2- si ridurrebbe a NO2-, mente l’alluminio si ossiderebbe da Al ad Al3+, per cui il

contenitore si corroderebbe.




FeCl2 + CuSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + CuCl. Soluzione: Ossidazione: 2 Fe2+ → 2 Fe3+ + 2e– ×1 Riduzione: Cu2+ + e– → Cu+ ×2 2Fe2+ + 2Cu2+ + 2e– → 2Fe3+ + 2e– + 2Cu+ In forma molecolare (completando): 2 FeCl2 + 2CuSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2 CuCl + 2HCl.

Quesito 2. Determinare la formula minima del composto che ha mostrato all’analisi la seguente composizione percentuale: Tl 58.65%, S 13.80%, O 27.55%. Soluzione: Prendendo come base di calcolo 100g di composto:


Tl 58.65 0.2870 1 2 S 13.80 0.4304 1.50 3.00 O 27.55 1.722 6.00 12.00

Quindi la formula minima del composto in esame è: Tl2S3O12; probabilmente si tratta di Tl2(SO4)3.

Quesito 3. Calcolare il calore sviluppato quando 3.00 moli di etino sono idrogenate ad etano secondo la seguente reazione

C2H2(g) + 2 H2(g) → C2H6(g) Sono noti i seguenti dati: a) H2 + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H0

a = -286 kJ/mol b) 2 C2H2(g) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H0

b = -2600 kJ/mol c) 2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆H0

c = -3120 kJ/mol Soluzione: Per ottenere la reazione di idrogenazione dell’etino ad etano si devono combinare le tre reazioni (a), (b) e (c) come segue: ½ (b) + 2 (a) – ½ (c). Cosi procedendo l’entalpia di reazione per l’idrogenazione dell’etino ad etano: ∆H0

reaz = ½ ∆H0b + 2 ∆H0

a – ½ ∆H0c =

= ½ (-2600 kJ/mol) + 2 (-286 kJ/mol) – ½ (-3120 kJ/mol) = -312kJ/mol. Quindi il calore sviluppato quando 3.00 moli di etino sono idrogenate ad etano è pari a: Q = - n (∆H0

reaz) = 3 mol × 312 kJ/mol = 936 kJ.

Quesito 4. Una soluzione ottenuta sciogliendo 6.00 g di un non elettrolita in 250 g di acqua congela a –0.501°C. La costante crioscopica dell’acqua è 1.86 °C kg mol–1. Calcolare il peso molare del non elettrolita. Soluzione: L’abbassamento crioscopico è: ∆T= 0-(-0.501) = 0.501 °C Indichiamo genericamente con NE il non elettrolita. ∆T=Kcr mNE, mNE =

O)kg(H1

MM(NE)g(NE)

2

×


O)kg(HMM(NE)g(NE)K

2

cr

⋅⋅

da cui

g/mol 89.1(kg)10250C)0.501(

6.00(g)kg/mol) C1.86(O)kg(HΔT

g(NE)K)MM(NE _3

2

cr =×⋅°

⋅°=

⋅⋅

=

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione 2.00 M di NH4NO3. (Kb(NH3) = 1.85∙10-5). Soluzione: Il nitrato di ammonio in acqua si dissocia totalmente secondo la seguente reazione:

NH4NO3 g NH4+ + NO3

–. Lo ione ammonio in acqua dà idrolisi, per cui: NH4

+ + H2O D NH3 + H3O+ C0, mol L-1 2.00 0 ~ 0 C1, mol L-1 2.00-x x x Quindi la costante di equilibrio di questa reazione:

x2.00x104.5

KK

K2

10

)b(NH

wa

3−

=⋅== − da cui x = 3.29∙10-5 per cui pH = 4.48.

Quesito 6. Calcolare la f.e.m. (a 25 °C) di una pila in cui un elettrodo standard a idrogeno è collegato ad una semicella Ni/Ni2+ (10-2 M). [E°(Ni2+/Ni) = -0.25 V]


[ ] V0.30910

1log2

0.05920.25Ni

1log2

0.0592/Ni)(NiE/Ni)E(Ni 2222 −=⋅−−=⋅−°= −+

++ E

(Ni2+/Ni) < E(H+/H2) = 0, pertanto nella semicella con il nichel avverrà l’ossidazione (anodo). f.e.m. = Ec – Ea = 0 – Ea = 0 - (-0.309) = 0.309 V.

Quesito 7. Descrivere quali orbitali ibridi sono presenti nella molecola BF3 e la sua geometria molecolare. R.: Il boro ha numero atomico z = 5, con configurazione elettronica esterna 2s22p1. Forma tre legami covalenti polari con i tre atomi di Fluoro usando i tre elettroni di valenza. Uno dei due elettroni nell’orbitale 2s2 passa in un orbitale 2p vuoto, l’orbitale 2s e due orbitali p si mescolano e danno luogo a tre orbitali ibridi di tipo sp2, uguali ed orientati a 120°, che vengono utilizzati per formare i tre legami con gli atomi di fluoro. La molecola è perciò planare.

Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione Cu2+ motivandola. R.: Il rame ha numero atomico 29, per cui nel suo nucleo sono contenuti 29 protoni. Nello ione Cu2+ vi è un eccesso di due cariche positive, per cui il numero di elettroni contenuti in tale ione sono 27. Quindi, la configurazione elettronica dello ione Cu2+ è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7.

Quesito 9. Spiegare brevemente come e perché varia l’elettronegatività lungo un periodo della tavola periodica. R.: Se consideriamo un periodo della tavola periodica, si ha un aumento della elettronegatività da sinistra verso destra, fino all’alogeno (l’ultimo elemento – gas nobile – non ha elettronegatività). Ciò è dovuto alla sempre minore efficacia della schermatura della carica nucleare da parte degli elettroni esterni, che determina un aumento della efficacia con la quale gli elettroni esterni – di legame – sono trattenuti dall’atomo.

Quesito 10. Spiegare perché i metalli sono buoni conduttori di elettricità e di calore. R.: Il legame metallico si instaura tra tutti gli atomi di un pezzo di metallo mediante condivisione degli elettroni più esterni. Gli elettroni più esterni non sono localizzati tra due atomi, ma sono liberi di muoversi in tutto il pezzo del metallo, e pertanto possono trasportare rapidamente ed efficacemente sia energia cinetica (calore) che carica elettrica (sotto l’effetto di una modesta differenza di potenziale elettrico).

Quesito 11. Due soluzioni preparate con la stessa quantità di acqua contengono lo stesso numero di moli di KCl (la prima) e di glucosio (sostanza non elettrolita, la seconda); se fossero raffreddate, quale tra le due soluzioni inizierebbe a congelare prima dell’altra? Giustificare brevemente la risposta. R.: La soluzione contenente glucosio. Infatti la soluzione contenente KCl contiene il doppio di moli di soluto (ioni K+ e Cl–) dell’altra, e quindi doppia concentrazione molale di soluti: pertanto l’abbassamento crioscopico della soluzione di KCl è doppio, ed essa congelerebbe a una temperatura più bassa della soluzione di glucosio, che quindi congelerebbe prima.

Quesito 12. Spiegare brevemente quando un reagente è limitante in una reazione chimica. R.: Se i reagenti che prendono parte ad una reazione chimica quantitativa sono presenti in quantità non stechiometriche, allora la reazione procederà fino ad esaurimento del reagente presente in difetto, indicato appunto come reagente limitante.

Quesito 13. Data la reazione di equilibrio A + B D C + D, cosa accade alla costante di equilibrio se si aggiunge composto A a temperatura costante? Motivare brevemente la risposta. R.: Dato che la costante di equilibrio è funzione solo della temperatura e poiché la temperatura rimane costante, la Keq rimane costante.

Quesito 14. Fe(OH)2 è una sostanza poco solubile in acqua. Come si potrebbe aumentare la sua solubilità? Giustificare brevemente la risposta. R.: L’idrossido di ferro (II) si scioglie poco, e la reazione di equilibrio

Fe(OH)2 (s) D Fe2+ (aq) + 2 OH– (aq) è molto spostata a sinistra. Per spostare l’equilibrio verso destra si potrebbe sottrarre uno dei due prodotti dall’equilibrio: aggiungendo un acido forte lo ione OH– sarebbe consumato e l’equilibrio verrebbe spostato a destra, con l’effetto di mandare altro idrossido di ferro in soluzione.

Quesito 15. Definire brevemente un catalizzatore ed il suo funzionamento. R.: Un catalizzatore è una sostanza capace di fare avvenire più velocemente una reazione nelle stesse condizioni di temperatura, pressione e concentrazione, grazie a una ridotta energia di attivazione, e che si trova tale e quale dopo la reazione. In presenza di un catalizzatore le reazioni elementari avvengono attraverso un complesso attivato, a cui partecipa anche il catalizzatore, con una energia inferiore rispetto alla reazione non catalizzata.


Compito di CHIMICA del 18-02-2009 (Nuovo Ordinamento) traccia (A) Archivio


KClO + I2 + KOH → KIO3 + KCl. Soluzione Riduz.: I2 + 12 OH- → 2 IO3

- + 10 e- + 6 H2O x1 Ossid.: ClO- + 2 e- + H2O → Cl- + 2 OH- x5 I2 + 12 OH- + 5 ClO- + 10 e- + 5 H2O → 2 IO3

- + 10 e-+ 6 H2O +5 Cl-+10 OH-

da cui semplificando e completando: I2 + 2 KOH + 5 KClO → 2 KIO3 + H2O + 5 KCl.

Quesito 2. 20.0 g di Ba(NO3)2 reagiscono con 20.0 g di H2SO4 secondo la seguente reazione (già bilanciata):

Ba(NO3)2 + H2SO4 → 2 HNO3 + BaSO4

Calcolare i grammi di HNO3 e di BaSO4 prodotti e le masse dei reagenti in eccesso rimaste inalterate, verificando il bilancio di massa. Soluzione:

Ba(NO3)2 + H2SO4 → 2 HNO3 + BaSO4 Costruiamo la tabella stechiometrica.

Ba(NO3)2 H2SO4 HNO3 BaSO4 gin 20.0 20.0 0 0 PM 261.35 97.67 63.01 233.33 nin 0.0765 0.205 0 0 nreag 0.0765 (lim) 0.0765 0.153 0.0765 nfin 0 0.129 0.153 0.0765 gfin 0 12.6 9.64 17.9

Per verificare il risultato ottenuto si può sfruttare il principio di conservazione della massa: cioè la somma delle masse finali deve essere pari alla massa totale iniziale. Facendo questo calcolo si ottiene: gfin = gin = 40.0 g.

Quesito 3. Calcolare il calore prodotto dalla combustione di 50.0 L di etano (C2H6) misurati a 298 K e a 1.00 atm noti i seguenti dati termochimici: ΔHf° (C2H6) = - 20.24 Kcal/mol; ΔHf° (H2O(l)) = - 68.36 kcal/mol; ΔHf° (CO2) = - 96.96 kcal/mol. Soluzione: La reazione di combustione bilanciata dell’etano è

C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Applicando la legge di Hess: ΔHr = 2ΔHf° (CO2) + 3ΔHf° (H2O(l)) - ΔHf° (C2H6) = - 378.76 kcal/mol Dall’equazione di stato dei gas perfetti: n (C2H6) = PV /RT = 1.00 · 50.0 / 0.082 · 298 = 2.046 mol Quindi il calore prodotto: Q = - n · ΔHr = - 2.046 mol · (-378.76 kcal/mol) = 775 kcal.

Quesito 4. A 15.0 g di un composto organico viene aggiunta una quantità d’acqua tale da formare 7.50 litri di soluzione. La pressione osmotica a 25 °C risulta uguale a 0.0350 atm. Calcolare il peso molecolare della sostanza organica. Soluzione: π = i∙c∙R∙T = i∙(n/V)∙R∙T = i∙(m/(PM∙V))∙R∙T Quindi: PM = (i ∙ m ∙ R ∙ T) / (π ∙ V) = = (1 ∙ 15.0 ∙ 0.08206 ∙ 298) / (0.0350 ∙ 7.50) = 1400 g/mol.

Quesito 5. Calcolare il pH ottenuto sciogliendo in 150 mL di soluzione 5.45 g di NH4NO3 (Kb(NH3) = 1.85 ∙ 10-5). Soluzione: In primo luogo, NH4NO3 essendo un sale si dissocia secondo la seguente reazione:

NH4NO3 → NH4+ + NO3

- cs → cs cs NH4

+ è l’acido coniugato della base debole NH3, per cui in acqua idrolizza secondo la seguente reazione di equilibrio:

NH4+ + H2O D NH3 + H3O+

In cs / 0 0 Eq cs – x / x x per cui Ka = Kw/Kb = x2 / cs – x = 5.40 ∙ 10-10 dove cs = [NH4NO3]in = n / V = g / (PM V) = 5.45 g / (80.05 g mol-1 0.15 L) = 0.45 M Risolvendo, x = 1.56 ∙ 10-5 = [H3O+] → pH = -log 1.56 ∙ 10-5 = 4.81.

Quesito 6. Calcolare le moli di Ag+ disciolte in 500 mL di una soluzione satura di AgCl in presenza di NaCl 1.00 ∙ 10-2 M (Kps AgCl = 1.77 ∙ 10-10). Soluzione: Il cloruro di argento in acqua si dissocia secondo la seguente reazione: AgCl D Ag+ + Cl- s s s + 1.00∙10-2 quindi: Kps = [Ag+] [Cl-] = s (s + 1.00∙10-2) ≈ s ∙ 1.00∙10-2 = 1.77∙10-10 da cui s = 1.77∙10-10 / 1.00∙10-2 = 1.77∙10-8 M = [Ag+] Quindi, le moli di Ag+ disciolte: nAg

+ = M ∙ V = 1.77∙10-8 M ∙ 0.50 L = 8.85 ∙ 10-9 moli.

Quesito 7. Motivare brevemente per quale motivo gli elementi appartenenti allo stesso gruppo nella tavola periodica hanno proprietà chimiche simili. R.: Le proprietà chimiche dipendono solitamente dal guscio elettronico esterno, che è quello che prende più facilmente parte ad eventi reattivi. Quindi, le proprietà chimiche degli elementi appartenenti allo stesso gruppo nella tavola periodica sono simili poiché tali elementi sono caratterizzati dall’avere lo stesso numero di elettroni esterni.

Quesito 8. Motivare brevemente perché nella tavola periodica degli elementi il peso atomico non procede sempre di pari passo col numero atomico. R.: Il motivo per cui il peso atomico degli elementi non procede sempre di pari passo con il numero atomico (numero di protoni costituenti il nucleo) è dovuto al fatto che in natura gli elementi sono usualmente presenti come miscele di isotopi, che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa (somma del numero di protoni e neutroni costituenti il nucleo), e quindi diverso peso.

Quesito 9. Motivare brevemente se è maggiore la densità di 1.00 L di H2 in c.n. o quella di 1.00 L di N2 sempre in c.n. R.: Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione uguali volumi dei due gas ideali contengono lo stesso numero di moli di molecole. Le molecole di H2 hanno una massa minore delle molecole di N2, per cui la densità dell’idrogeno è minore di quella dell’azoto nelle stesse condizioni.



+. Lo ione NO3– non reagisce con l’acqua perché è la base coniugata dell’acido

forte HNO3, lo ione ammonio è l’acido coniugato della base debole ammoniaca NH3. In soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

NH4+ + H2O D NH3 + H3O+


Quesito 11. Definire i solidi ionici e discuterne brevemente le proprietà chimico-fisiche principali. R.: I solidi ionici sono caratterizzati da un reticolo in cui le particelle che si trovano nei siti reticolari sono cationi e anioni che si attraggono tra di loro con forza elettrostatica. Da queste caratteristiche dipendono le proprietà generali di questa classe di solidi. Essi hanno alti punti di fusione, dovuti alla notevole forza del legame ionico. Sono molto solubili in solventi polari. Sono buoni conduttori elettrici quando sono fusi o quando sono in soluzione.

Quesito 12. Utilizzando il principio di Le Chatelier, motivare brevemente in quale direzione si sposta l’equilibrio gassoso N2 + 3 H2 D 2 NH3 all’aumentare della pressione. R.: Poiché la reazione procede con una diminuzione del numero di moli, aumentando la pressione il sistema tenderà a minimizzare l’effetto di tale perturbazione diminuendo il numero di moli, cioè la reazione si sposterà verso destra.


Quesito 14. Scrivere la reazione di ossidoriduzione complessiva che avviene nella pila

H2(g) (1,00 atm), Pt / H+(aq) (1,00 M) // Cu2+

(aq) (1,00M) / Cu a 25°C sapendo che E°Cu2+/Cu = 0.34V. Motivare brevemente la risposta sulla base del significato pratico del potenziale di riduzione. R.: Il potenziale di riduzione indica la tendenza che una coppia redox ha di ridursi. Maggiore è il potenziale standard di riduzione, maggiore è la tendenza a ridursi. Nella pila in esame, tutti e due i semielementi sono in condizioni standard, per cui i potenziali di cella sono quelli standard. Sapendo che E°2H+/H2 = 0 V per convenzione (elettrodo di riferimento), il potenziale dell’elettrodo di rame risulta maggiore, per cui nella pila in esame il rame si ridurrà e l’idrogeno si ossiderà:

Cu2+(aq) + H2 (g) D Cu(s) + 2 H+

(aq).

Quesito 15. Motivare brevemente, in base alla teoria delle collisioni, per quale motivo la velocità di una reazione aumenta con la temperatura. R.: Affinché una reazione chimica abbia luogo è necessario che le molecole dei reagenti si urtino, e che tali urti siano efficaci, cioè che in tali urti venga liberata una energia pari almeno all’energia di attivazione. Ora, l’energia liberata in ogni urto è proporzionale all’energia cinetica posseduta delle particelle prima dell’urto, e tale l’energia cinetica è proporzionale alle temperatura secondo l’equazioni: Ec = 3/2 KT, valida per lo stato gassoso, ma anche per quello liquido. Quindi, aumentando la temperatura aumenta l’energia cinetica delle particelle, il numero di urti efficaci e quindi la velocità di reazione.


Compito di CHIMICA (A) del 19-03-2008 (Nuovo Ordinamento) Archivio

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione redox, in ambiente acido, con il metodo delle semireazioni:

CuNO3 + Cu + H2SO4 → NO + Cu2SO4 + H2O. Soluzione: riduzione: NO3

- + 3e- + 4H+ → NO + 2 H2O x1 ossidazione: Cu → Cu+ + e- x3 NO3

- + 3e- + 4H++ 3 Cu → NO + 2 H2O + 3 Cu+ + 3e-

Semplificando e completando: CuNO3 + 3 Cu + 2 H2SO4 → NO + 2 Cu2SO4 + 2 H2O.

Quesito 2. La reazione tra carburo di calcio ed acqua produce il gas acetilene (C2H2):

CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 Calcolare il volume di acetilene, a 20.0 °C e 1.00 atm, prodotto da 6.00 kg di carburo di calcio e 2.00 kg di H2O. Soluzione n(CaC2) = 6000 g / (64 g/mol) = 93.75 mol; n(H2O) = 2000 g / (18 g/mol) = 111.1 mol Il rapporto effettivo tra i reagenti è n(H2O) /n(CaC2) = 111.1 / 93.75 = 1.2 Pertanto, il reagente limitante è l’H2O, e quindi: n(C2H2) = n(H2O) / 2 = 111.1 / 2 = 55.55 mol Supponendo che l’acetilene si comporti come un gas ideale: PV = nRT con T = 273 + 20 = 293 K, da cui: V(C2H2)= 55.55 mol · 0.0821 L atm / (mol K) · 293 K / 1 atm = 1335 L.

Quesito 3. Calcolare il calore sviluppato quando 5.00 g di C reagiscono completamente secondo la seguente reazione:

3 C(gr) + 4 H2(g) → C3H8(g) dai seguenti dati: a) C3H8(g) + 5O2(g) → 3 CO2(g) +4H2O(l) ∆Ha°= -2220 kJ/mol b) C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆Hb°=-394 kJ/mol c) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hc°=-286 kJ/mol Soluzione Il calore sviluppato è dato da: Q = - nc · ∆H Dal confronto della reazione della quale si deve calcolare l’entalpia con le altre tre reazioni, ci si rende conto che la prima può essere ottenuta da una combinazione delle altre tre. reazione (1) = 3 × reazione (b) + 4 × reazione (c) – 1 × reazione (a) per cui ∆Hr° (1) = 3 × ∆Hb° + 4 × ∆Hc° - 1 × ∆Ha° = 3 × (-394 kJ) + 4 × (-286 kJ)- 1 × (-2220 kJ) = -106 kJ / 3 = -35.3 kJ / molC Ora, nC = 5 g / 12 g/mol = 0.42 mol per cui Q = 0.42 molC × 35.3 kJ/molC = 14.83 kJ Quesito 4. 3.50.10-1 g di citocromo C, un enzima della catena respiratoria, vengono sciolti in acqua ottenendo 45.0 ml di soluzione. Calcolare il peso molare del citocromo sapendo che la pressione osmotica di tale soluzione a 37 °C è pari a 1.51.10-2 atm. Soluzione:

RTVPMW

RTVnCRTΠ ===

dove W rappresenta la massa di soluto, in questo caso citocromo. Quindi:

g/mol101.300.045101.51

3100.082103.50VΠ

TRWPM 42

1

⋅=⋅⋅

⋅⋅⋅=

⋅⋅⋅

= −

−

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido nitroso (HNO2) 0.100 M, Ka = 4.5 · 10-4 indicando anche il procedimento che porta al calcolo. Soluzione: L’equilibrio in soluzione è il seguente: HNO2 + H2O NO2

- + H3O+

Con ka = [NO2-]·[H3O+] / [HNO2]

All’equilibrio [NO2-] = [H3O+] = x (trascurando l’autoionizzazione dell’acqua)

[HNO2] = 0,100M - x Quindi ka= x2 / (0,100M – x ) = 4.5·10-4 da cui x = 0.0065 mol ·dm-3

pH = -log [H+]= -log (0,0065 M)= 2.19. Quesito 6. Calcolare la solubilità di AgCl

(Kps= 1.77 ·10-10) in una soluzione 5.00·10

-2 M

NaCl. Soluzione: Il cloruro di Sodio è un sale che si dissocia totalmente: NaCl(s) → Na+

(aq) + Cl-(aq)

Il Cloruro di Argento è un sale poco solubile in acqua, che si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio la quale viene spostata a sinistra a causa della presenza di 5.00·10-

2mol di Cl- derivanti dalla completa dissociazione di NaCl: SEGUE

AgCl(s) Ag+(aq)

+ Cl-

(aq)

s 5.00·10-2

+ s Quindi: Kps= [Ag+]·[Cl-] → 1.77·10-10= s (5.00·10-2 + s)

≈ s· 5.00· 10-2

da cui s = 1.77·10-10/5.00·10-2 = 3.54·10

-9 mol·l-1.

Quesito 7. Enunciare il principio di esclusione di Pauli indicando quali sono le sue implicazioni riguardo al numero massimo di elettroni presenti su di uno stesso orbitale. R.: Il principio di esclusione di Pauli può essere così espresso: in un atomo non possono coesistere elettroni aventi tutti e quattro i numeri quantici uguali. Ciò implica che, essendo ogni orbitale caratterizzato da determinati valori dei numeri quantici n, l, ml, nello stesso orbitale possono trovarsi al massimo due elettroni aventi spin opposti.

Quesito 8. Indicare il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti nel seguente isotopo:

. Pb20682

R.: Dato che il Pb ha numero atomico (z) pari ad 82, in un atomo di tale elemento sono contenuti 82 protoni ed 82 elettroni. Dato che il numero di massa dell’isotopo è pari a 206, in esso sono anche presenti: 206 – 82 = 124 neutroni.

Quesito 9. Il carbonio C (z = 6) ha energia di ionizzazione pari a 1088 kJ / mol. Giustificare brevemente se il piombo Pb (z = 82), che fa parte dello stesso gruppo, ha una energia di ionizzazione maggiore o minore. R.: L’energia di ionizzazione diminuisce muovendosi in un gruppo dall’alto verso il basso, a causa dell’aumento della distanza tra gli elettroni ed il nucleo e della schermatura elettronica. Pertanto, l’energia di ionizzazione del Pb è inferiore rispetto a quella del carbonio.

Quesito 10. Spiegare brevemente per quale motivo un gas poco denso può essere considerato come un gas ideale. R. Le condizioni che devono essere rispettate affinché un gas possa essere considerato ideale sono particelle puntiformi ed interazioni nulle tra le particelle. Ora, quando un gas è poco denso (cioè rarefatto), il volume occupato dalle particelle è trascurabile rispetto a quello del contenitore che lo contiene (particelle puntiformi). Inoltre, dall’equazione dei gas ideali la densità (d = P·PM/RT) è bassa ad alti valori della T, per cui alta energia cinetica, rispetto alla quale l’energia di interazione è trascurabile (interazioni nulle).

Quesito 11. Spiegare brevemente che differenza c’è tra un solido cristallino ed uno amorfo anche con riferimento alla temperatura di fusione. R.: I solidi cristallini possiedono una specifica struttura geometrica ordinata, mentre per quelli amorfi la disposizione delle particelle è casuale. Come conseguenza di ciò hanno un definito punto di fusione, mentre nel secondo caso si ha un intervallo di fusione.

Quesito 12. Il pH di una soluzione di NH4Cl è acido, basico o neutro? Motivare brevemente la risposta. R. Il cloruro di ammonio è un sale che in acqua si dissocia completamente in ioni NH4

+ e Cl-. Ora, lo ione Cl- è la base coniugata dell’acido forte HCl (Ka = ∞) quindi non da’ variazione di pH (Kb = Kw /∞ = 0). Lo ione NH4

+ è l’acido coniugato della base debole NH3 (Kb ≈ 10-5), per cui in acqua da’ idrolisi, dando luogo ad un pH acido.

Quesito 13. Spiegare brevemente cosa succede alla solubilità del composto Mg(OH)2, sale poco solubile, in presenza di una certa quantità di NaOH. R.: L’NaOH in acqua libera ioni OH-. La presenza di questi ioni influenza l’equilibrio di solubilità dell’Mg(OH)2 spostandolo verso sinistra, per cui la solubilità diminuisce.

Quesito 14. Nella pila Cu/Cu2+(1M)//Zn2+(1M)/Zn (E0

Cu2+

/Cu=0.34V; E0Zn2+/Zn=-0.76V) indicare

la reazione di ossidoriduzione complessiva che avviene spontaneamente, motivando brevemente la risposta. R.: Nella pila in esame i due semielementi sono entrambi in condizioni standard, quindi il rame tenderà spontaneamente a ridursi e lo zinco ad ossidarsi. La reazione di ossidoriduzione complessiva sarà quindi: Cu2+ + Zn Cu + Zn2+.

Quesito 15. Spiegare brevemente, introducendo il concetto di complesso attivato, come la velocità della generica reazione chimica A + B → P è influenzata dalla temperatura. R.: Secondo la teoria delle collisioni, affinché la reazione chimica avvenga è necessario che le due particelle A e B collidano, e che in tale collisione raggiungano un’energia maggiore o uguale alla energia di attivazione EA, formando così il complesso attivato. Poiché l’energia liberata dipende dall’energia cinetica delle particelle A e B, che cresce con la temperatura, il numero di urti efficaci aumenta con la temperatura, e quindi la velocità della reazione chimica in esame aumenta con la temperatura.


Compito di CHIMICA del 18-02-2009 (Nuovo Ordinamento) traccia (B) Archivio


NaClO + I2 + NaOH → NaIO3 + NaCl. Soluzione Riduz.: I2 + 12 OH- → 2 IO3

- + 10 e- + 6 H2O x1 Ossid.: ClO- + 2 e- + H2O → Cl- + 2 OH- x5 I2 + 12 OH- + 5 ClO- + 10 e- + 5 H2O → 2 IO3

- + 10 e-+ 6 H2O +5 Cl-+10 OH-

da cui semplificando e completando: I2 + 2 NaOH- + 5 NaClO → 2 NaIO3 + H2O + 5 NaCl.

Quesito 2. 200 g di Ba(NO3)2 reagiscono con 200 g di H2SO4 secondo la seguente reazione (già bilanciata):

Ba(NO3)2 + H2SO4 → 2 HNO3 + BaSO4

Calcolare i grammi di HNO3 e di BaSO4 prodotti e le masse dei reagenti in eccesso rimaste inalterate, verificando il bilancio di massa. Soluzione:

Ba(NO3)2 + H2SO4 → 2 HNO3 + BaSO4 Costruiamo la tabella stechiometrica.

Ba(NO3)2 H2SO4 HNO3 BaSO4 gin 200 200 0 0 PM 261.35 97.67 63.01 233.33 nin 0.765 2.05 0 0 nreag 0.765 (lim) 0.765 1.53 0.765 nfin 0 1.29 1.53 0.765 gfin 0 126 96.4 179

Per verificare il risultato ottenuto si può sfruttare il principio di conservazione della massa, cioè la somma delle masse finali deve essere pari alla massa totale iniziale. Facendo questo calcolo si ottiene: gfin = gin = 400 g.

Quesito 3. Calcolare il calore prodotto dalla combustione di 5.00 L di etano (C2H6) misurati a 298 K e a 1.00 atm noti i seguenti dati termochimici: ΔHf° (C2H6) = - 20.24 Kcal/mol; ΔHf° (H2O(l)) = - 68.36 kcal/mol; ΔHf° (CO2) = - 96.96 kcal/mol. Soluzione: La reazione di combustione bilanciata dell’etano è

C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Applicando la legge di Hess: ΔHr = 2ΔHf° (CO2) + 3ΔHf° (H2O(l)) - ΔHf° (C2H6) = - 378.76 kcal/mol Dall’equazione di stato dei gas perfetti: n (C2H6) = PV /RT = 1.00 · 5.00 / 0.082 · 298 = 0.205 mol Quindi il calore prodotto: Q = - n · ΔHr = - 0.205 mol · (-378.76 kcal/mol) = 77.6 kcal.

Quesito 4. A 150 g di un composto organico viene aggiunta una quantità d’acqua tale da formare 75.0 litri di soluzione. La pressione osmotica a 25 °C risulta uguale a 0.350 atm. Calcolare il peso molecolare della sostanza organica. Soluzione: π = i∙c∙R∙T = i∙(n/V)∙R∙T = i∙(m/(PM∙V))∙R∙T Quindi: PM = (i ∙ m ∙ R ∙ T) / (π ∙ V) = = (1 ∙ 150 ∙ 0.08206 ∙ 298) / (0.350 ∙ 75.0) = 140 g/mol.

Quesito 5. Calcolare il pH ottenuto sciogliendo in 300 mL di soluzione 10.9 g di NH4NO3 (Kb(NH3) = 1.85 ∙ 10-5). Soluzione: In primo luogo, NH4NO3 essendo un sale si dissocia secondo la seguente reazione:

NH4NO3 → NH4+ + NO3

- cs → cs cs NH4

+ è l’acido coniugato della base debole NH3, per cui in acqua idrolizza secondo la seguente reazione di equilibrio:

NH4+ + H2O D NH3 + H3O+

In cs / 0 0 Eq cs – x / x x per cui Ka = Kw/Kb = x2 / cs – x = 5.40 ∙ 10-10 dove cs = [NH4NO3]in = n / V = g / (PM V) = 10.9 g / (80.05 g mol-1 0.30 L) = 0.45 M Risolvendo, x = 1.56 ∙ 10-5 = [H3O+] → pH = -log 1.56 ∙ 10-5 = 4.81.

Quesito 6. Calcolare le moli di Ag+ disciolte in 50.0 mL di una soluzione satura di AgCl in presenza di NaCl 1.00 ∙ 10-4 M (Kps AgCl = 1.77 ∙ 10-10). Soluzione: Il cloruro di argento in acqua si dissocia secondo la seguente reazione: AgCl D Ag+ + Cl- s s s + 1.00∙10-4 quindi: Kps = [Ag+] [Cl-] = s (s + 1.00∙10-4) ≈ s ∙ 1.00∙10-4 = 1.77∙10-10 da cui s = 1.77∙10-10 / 1.00∙10-4 = 1.77∙10-6 M = [Ag+] Quindi, le moli di Ag+ disciolte: nAg

+ = M ∙ V = 1.77∙10-6 M ∙ 0.05 L = 8.85 ∙ 10-8 moli.

Quesito 7. Motivare brevemente per quale motivo gli elementi appartenenti allo stesso gruppo nella tavola periodica hanno proprietà chimiche simili. R.: Le proprietà chimiche dipendono solitamente dal guscio elettronico esterno, che è quello che prende più facilmente parte ad eventi reattivi. Quindi, le proprietà chimiche degli elementi appartenenti allo stesso gruppo nella tavola periodica sono simili poiché tali elementi sono caratterizzati dall’avere lo stesso numero di elettroni esterni.

Quesito 8. Motivare brevemente perché nella tavola periodica degli elementi il peso atomico non procede sempre di pari passo col numero atomico. R.: Il motivo per cui il peso atomico degli elementi non procede sempre di pari passo con il numero atomico (numero di protoni costituenti il nucleo) è dovuto al fatto che in natura gli elementi sono usualmente presenti come miscele di isotopi, che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa (somma del numero di protoni e neutroni costituenti il nucleo), e quindi diverso peso.

Quesito 9. Motivare brevemente se è maggiore la densità di 1.00 L di O2 in c.n. o quella di 1.00 L di N2 sempre in c.n. R.: Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione uguali volumi dei due gas ideali contengono lo stesso numero di moli di molecole. Le molecole di O2 hanno una massa maggiore delle molecole di N2, per cui la densità dell’ossigeno è maggiore di quella dell’azoto nelle stesse condizioni.



+. Lo ione NO3– non reagisce con l’acqua perché è la base coniugata dell’acido

forte HNO3, lo ione ammonio è l’acido coniugato della base debole ammoniaca NH3. In soluzione dà luogo al seguente equilibrio:

NH4+ + H2O D NH3 + H3O+


Quesito 11. Definire i solidi molecolari e discuterne brevemente le proprietà chimico-fisiche principali. R.: I solidi molecolari sono caratterizzati da un reticolo in cui i punti reticolari sono occupati da molecole, che sono tenuti assieme dalle interazioni esistenti tra le molecole stesse. Bisogna anche tener presente che l'intensità di queste interazioni è di gran lunga inferiore all'intensità dei normali legami chimici. Quindi i solidi molecolari hanno un punto di fusione relativamente basso, scarsa durezza e densità, e sono cattivi conduttori elettrici.

Quesito 12. Utilizzando il principio di Le Chatelier, motivare brevemente in quale direzione si sposta l’equilibrio gassoso PCl5 D PCl3 + Cl2 all’aumentare della pressione. R.: Poiché la reazione procede con un aumento del numero di moli, aumentando la pressione il sistema tenderà a minimizzare l’effetto di tale perturbazione diminuendo il numero di moli, cioè la reazione si sposterà verso sinistra.


Quesito 14. Scrivere la reazione di ossidoriduzione complessiva che avviene nella pila

Zn / Zn2+(aq) (1,00M) // H+

(aq) (1,00 M) / H2(g) (1,00 atm), Pt a 25°C sapendo che E°Zn2+/Zn = - 0.76V. Motivare brevemente la risposta sulla base del significato pratico del potenziale di riduzione. R.: Il potenziale di riduzione indica la tendenza che una coppia redox ha di ridursi. Maggiore è il potenziale standard di riduzione, maggiore è la tendenza a ridursi. Nella pila in esame, tutti e due i semielementi sono in condizioni standard, per cui i potenziali di cella sono quelli standard. Sapendo che E°2H+/H2 = 0 V per convenzione (elettrodo di riferimento), il potenziale dell’elettrodo di zinco risulta minore, per cui nella pila in esame lo zinco si ossiderà e l’idrogeno si ridurrà:

Zn(s) + 2 H+ (aq) " Zn2+

(aq) + H2 (g).

Quesito 15. Motivare brevemente, in base alla teoria delle collisioni, per quale motivo la velocità di una reazione aumenta con la temperatura. R.: Affinché una reazione chimica abbia luogo è necessario che le molecole dei reagenti si urtino, e che tali urti siano efficaci, cioè che in tali urti venga liberata una energia pari almeno all’energia di attivazione. Ora, l’energia liberata in ogni urto è proporzionale all’energia cinetica posseduta delle particelle prima dell’urto, e tale l’energia cinetica è proporzionale alle temperatura secondo l’equazioni: Ec = 3/2 KT, valida per lo stato gassoso, ma anche per quello liquido. Quindi, aumentando la temperatura aumenta l’energia cinetica delle particelle, il numero di urti efficaci e quindi la velocità di reazione.


Compito di CHIMICA (B) del 19-03-2008 (Nuovo Ordinamento) Archivio

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione redox, in ambiente acido, con il metodo delle semireazioni:

AgNO3 + Ag + H2SO4 → NO + Ag2SO4 + H2O. Soluzione: riduzione: NO3

- + 3e- + 4H+ → NO + 2 H2O x1 ossidazione: Ag → Ag+ + e- x3 NO3

- + 3e- + 4H++ 3 Ag → NO + 2 H2O + 3 Ag+ + 3e-

Semplificando e completando: AgNO3 + 3 Ag + 2 H2SO4 → NO + 2 Ag2SO4 + 2 H2O.

Quesito 2. La reazione tra carburo di calcio ed acqua produce il gas acetilene (C2H2):

CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 Calcolare il volume di acetilene, a 20.0 °C e 1.00 atm, prodotto da 2.00 kg di carburo di calcio e 6.00 kg di H2O. Soluzione n(CaC2) = 2000 g / (64 g/mol) = 31.25 mol; n(H2O) = 6000 g / (18 g/mol) = 333.3 mol Il rapporto effettivo tra i reagenti è n(H2O) /n(CaC2) = 333.3 / 31.25 = 10.7 Pertanto, il reagente limitante è il CaC2, e quindi: n(C2H2) = n(CaC2) = 31.25 mol Supponendo che l’acetilene si comporti come un gas ideale: PV = nRT con T = 273 + 20 = 293 K, da cui: V(C2H2)= 31.25 mol · 0.0821 L atm / (mol K) · 293 K / 1 atm = 751.7 L.

Quesito 3. Calcolare il calore sviluppato quando 50.0 g di C reagiscono completamente secondo la seguente reazione:

3 C(gr) + 4 H2(g) → C3H8(g) dai seguenti dati: a) C3H8(g) + 5O2(g) → 3 CO2(g) +4H2O(l) ∆Ha°= -2220 kJ/mol b) C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆Hb°=-394 kJ/mol c) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hc°=-286 kJ/mol Soluzione Il calore sviluppato è dato da: Q = - nc · ∆H Dal confronto della reazione della quale si deve calcolare l’entalpia con le altre tre reazioni, ci si rende conto che la prima può essere ottenuta da una combinazione delle altre tre. reazione (1) = 3 × reazione (b) + 4 × reazione (c) – 1 × reazione (a) per cui ∆Hr° (1) = 3 × ∆Hb° + 4 × ∆Hc° - 1 × ∆Ha° = 3 × (-394 kJ) + 4 × (-286 kJ)- 1 × (-2220 kJ) = -106 kJ / 3 = -35.3 kJ / molC Ora, nC = 50 g / 12 g/mol = 4.16 mol per cui Q = 4.16 molC × 35.3 kJ/molC = 146.8 kJ Quesito 4. 3.50.10-1 g di citocromo C, un enzima della catena respiratoria, vengono sciolti in acqua ottenendo 45.0 ml di soluzione. Calcolare il peso molare del citocromo sapendo che la pressione osmotica di tale soluzione a 37 °C è pari a 1.51.10-2 atm. Soluzione:

RTVPMW

RTVnCRTΠ ===

dove W rappresenta la massa di soluto, in questo caso citocromo. Quindi:

g/mol101.300.045101.51

3100.082103.50VΠ

TRWPM 42

1

⋅=⋅⋅

⋅⋅⋅=

⋅⋅⋅

= −

−

Quesito 5. Calcolare il pH di una soluzione acquosa di acido cloroso (HClO2) 0.100 M, Ka = 1.1 · 10-2 indicando anche il procedimento che porta al calcolo. Soluzione: L’equilibrio in soluzione è il seguente: HClO2 + H2O ClO2

- + H3O+

Con ka = [ClO2-]·[H3O+] / [HClO2]

All’equilibrio [ClO2-] = [H3O+] = x (trascurando l’autoionizzazione dell’acqua)

[HClO2] = 0,100M - x Quindi ka= x2 / (0,100M – x ) = 1.1·10-2 da cui x = 0.028 mol ·dm-3

pH = -log [H+]= -log (0,0065 M)= 1.55. Quesito 6. Calcolare la solubilità di AgBr

(Kps= 3.50 ·10-13) in una soluzione 5.00·10

-2 M

NaBr. Soluzione: Il bromuro di Sodio è un sale che si dissocia totalmente: NaBr(s) → Na+

(aq) + Br-(aq)

Il Bromuro di Argento è un sale poco solubile in acqua, che si dissocia secondo la seguente reazione di equilibrio la quale viene spostata a sinistra a causa della presenza di 5.00·10-2mol di Br- derivanti dalla completa dissociazione di NaBr: SEGUE

AgBr(s) Ag+(aq)

+ Br-

(aq)

s 5.00·10-2

+ s Quindi: Kps= [Ag+]·[Cl-] → 3.50·10-13= s (5.00·10-2 + s)

≈ s· 5.00· 10-2

da cui s = 3.50·10-13/5.00·10-2 = 7.00·10

-12 mol·l-1.

Quesito 7. Enunciare il principio di esclusione di Pauli indicando quali sono le sue implicazioni riguardo al numero massimo di elettroni presenti su di uno stesso orbitale. R.: Il principio di esclusione di Pauli può essere così espresso: in un atomo non possono coesistere elettroni aventi tutti e quattro i numeri quantici uguali. Ciò implica che, essendo ogni orbitale caratterizzato da determinati valori dei numeri quantici n, l, ml, nello stesso orbitale possono trovarsi al massimo due elettroni aventi spin opposti.

Quesito 8. Indicare il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti nel seguente isotopo:

. Pb20682

R.: Dato che il Pb ha numero atomico (z) pari ad 82, in un atomo di tale elemento sono contenuti 82 protoni ed 82 elettroni. Dato che il numero di massa dell’isotopo è pari a 206, in esso sono anche presenti: 206 – 82 = 124 neutroni.

Quesito 9. Il carbonio C (z = 6) ha energia di ionizzazione pari a 1088 kJ / mol. Giustificare brevemente se il piombo Pb (z = 82), che fa parte dello stesso gruppo, ha una energia di ionizzazione maggiore o minore. R.: L’energia di ionizzazione diminuisce muovendosi in un gruppo dall’alto verso il basso, a causa dell’aumento della distanza tra gli elettroni ed il nucleo e della schermatura elettronica. Pertanto, l’energia di ionizzazione del Pb è inferiore rispetto a quella del carbonio.

Quesito 10. Spiegare brevemente per quale motivo un gas poco denso può essere considerato come un gas ideale. R. Le condizioni che devono essere rispettate affinché un gas possa essere considerato ideale sono particelle puntiformi ed interazioni nulle tra le particelle. Ora, quando un gas è poco denso (cioè rarefatto), il volume occupato dalle particelle è trascurabile rispetto a quello del contenitore che lo contiene (particelle puntiformi). Inoltre, dall’equazione dei gas ideali la densità (d = P·PM/RT) è bassa ad alti valori della T, per cui alta energia cinetica, rispetto alla quale l’energia di interazione è trascurabile (interazioni nulle).

Quesito 11. Spiegare brevemente che differenza c’è tra un solido cristallino ed uno amorfo anche con riferimento alla temperatura di fusione. R.: I solidi cristallini possiedono una specifica struttura geometrica ordinata, mentre per quelli amorfi la disposizione delle particelle è casuale. Come conseguenza di ciò hanno un definito punto di fusione, mentre nel secondo caso si ha un intervallo di fusione.

Quesito 12. Il pH di una soluzione di NH4Cl è acido, basico o neutro? Motivare brevemente la risposta. R. Il cloruro di ammonio è un sale che in acqua si dissocia completamente in ioni NH4

+ e Cl-. Ora, lo ione Cl- è la base coniugata dell’acido forte HCl (Ka = ∞) quindi non da’ variazione di pH (Kb = Kw /∞ = 0). Lo ione NH4

+ è l’acido coniugato della base debole NH3 (Kb ≈ 10-5), per cui in acqua da’ idrolisi, dando luogo ad un pH acido.

Quesito 13. Spiegare brevemente cosa succede alla solubilità del composto Mg(OH)2, sale poco solubile, in presenza di una certa quantità di NaOH. R.: L’NaOH in acqua libera ioni OH-. La presenza di questi ioni influenza l’equilibrio di solubilità dell’Mg(OH)2 spostandolo verso sinistra, per cui la solubilità diminuisce.

Quesito 14. Nella pila Cu/Cu2+(1M)//Zn2+(1M)/Zn (E0

Cu2+

/Cu=0.34V; E0Zn2+/Zn=-0.76V) indicare

la reazione di ossidoriduzione complessiva che avviene spontaneamente, motivando brevemente la risposta. R.: Nella pila in esame i due semielementi sono entrambi in condizioni standard, quindi il rame tenderà spontaneamente a ridursi e lo zinco ad ossidarsi. La reazione di ossidoriduzione complessiva sarà quindi: Cu2+ + Zn Cu + Zn2+.

Quesito 15. Spiegare brevemente, introducendo il concetto di complesso attivato, come la velocità della generica reazione chimica A + B → P è influenzata dalla temperatura. R.: Secondo la teoria delle collisioni, affinché la reazione chimica avvenga è necessario che le due particelle A e B collidano, e che in tale collisione raggiungano un’energia maggiore o uguale alla energia di attivazione EA, formando così il complesso attivato. Poiché l’energia liberata dipende dall’energia cinetica delle particelle A e B, che cresce con la temperatura, il numero di urti efficaci aumenta con la temperatura, e quindi la velocità della reazione chimica in esame aumenta con la temperatura.




HMnO4 + H2SO4 + Sn → MnO2 + H2O + SnSO4.

Soluzione Riduz.: MnO4

- + 4H+ + 3e- → MnO2 + 2H2O x2 Ossid.: Sn → Sn2+ + 2e- x3

2MnO4- + 8H+ + 6e- + 3Sn → 2MnO2 + 4H2O + 3Sn2+ + 6e-

da cui semplificando e completando: 2HMnO4

+ 3H2SO4 + 3Sn → 2MnO2 + 4H2O + 3SnSO4.

Quesito 2. Data la seguente reazione

Ba(NO3)2 + H2SO4 →2HNO3 + BaSO4 determinare la massa di solfato di bario che si ottiene facendo reagire 15.00 g di Ba(NO3)2 con 17.00 g di H2SO4 e verificare il bilancio di massa tra massa iniziale e massa finale. Soluzione:

Ba(NO3)2 + H2SO4 → 2 HNO3 + BaSO4 min 15.00 17.00 0 0

nin 0.05740 0.1733 0 0 nfin 0 0.1159 0.1148 0.05740 mfin 0 11.37 7.233 13.40 Dalle masse date si ottengono le moli iniziali di reagenti mediante i rispettivi pesi molari. Considerando che Ba(NO3)2 è il reagente limitante, e ponderando i rapporti stechiometrici, si ottengono le moli dei prodotti, le moli finali, e da queste le masse. Quindi massa[BaSO4] = 0.05740mol ⋅ 233.3906 g⋅mol-1= 13.40g. Il bilancio di massa mtot,in = mtot,fin è verificato (32 = 32.00). Quesito 3. La densità a 473 K e 2.00 atm di un gas A è esattamente il triplo della densità in condizioni normali di una sostanza gassosa B. In quali rapporti stanno i pesi molecolari dei due gas A e B? Soluzione: Punto di partenza è l’equazione di stato dei gas perfetti:

PV = nRT. Manipolandola in maniera opportuna è possibile ottenere una equazione che lega tra di loro la densità del gas con il suo peso molecolare:

d = PM (P/RT). Questa espressione può essere scritta sia per il gas A che per quello B:

59.2BPMAPM

58.000.2PMPM

TT

PP

PMPM

dd

RTP

PMd

RTP

PMd

B

A

A

B

B

A

B

A

B

A

B

BBB

A

AAA

=→⋅⋅=⋅⋅=→

⎪⎪⎭

⎪⎪⎬

⎫

=

=

Quesito 4. Quale è la temperatura di congelamento di una soluzione acquosa di glicole etilenico (HOCH2CH2OH, non elettrolita) allo 0.100% in peso? Kcr(H2O) = 1.853 K kg mol-1. Soluzione: ∆Tcr= Kcr × m, dove m è la concentrazione molale di soluto. Prendendo come base di calcolo 100 g di soluzione, la massa di glicole è massa(C2H6O2) = 0.100 g; Pochè la massa molare del glicole MM(C2H6O2)= 62.069 g·mol-1, è possibile calcolare le moli: n(C2H6O2)= 1.61·10-3 moli. La concentrazione molale di glicole etilenico [C2H6O2] si ottiene dalla relazione [C2H6O2] = n(C2H6O2)/massa acqua = 1.61·10-3 moli / 0.0999 kg = 0.0161m, da cui ∆Tcr= Kcr × m = 1.853 K kg mol-1 x 0.0161 mol kg-1 = 0.0298 K. Quindi: Tcr = 0°C - ∆Tcr = -0.0298°C. Quesito 5. 1,500 moli di PCl5 sono messi a reagire in un recipiente chiuso della capacità di 2,00 litri a 487 °C, secondo la seguente reazione in fase gassosa: PCl5 PCl3+Cl2 Kc = 33,3. All’equilibrio quale è la pressione nel recipiente? Soluzione:

PCl5 PCl3+Cl2 [conc] iniz. 0.750 0 0 [conc] equil. 0.750-x x x

Il valore dell’incognita x è calcolabile dall’espressione della costante di equilibrio:

0.734mol/lx33.3x0.750

x][PCl

]][Cl[PClK

2

5

23c =→=

−==

Quindi: [PCl3]eq = [Cl2]eq = 0.734 M; [PCl5]eq = 0.016 M. La pressione finale nel recipiente viene calcolata mediante l’equazione di stato dei gas perfetti: 92.60atm7600.08211.484RTc

VRTn

P tottot =⋅⋅===

Quesito 6. Calcolare la fem della pila Ni/Ni2+ (2.0 ·10-2M) // Co2+ (3.0·10-1M)/Co sapendo che: Eo

Ni2+

/Ni = -0.257V, EoCo

2+/Co = -0.280V

Soluzione: ENi= -0.257-

2_100.21log

20592.0

⋅= -0.307V

ECo= -0.280-_1100.3

1log2

0592,0⋅

= -0.295V

f.e.m.=ECo - ENi= -0.295 + 0.307 = 0,012V. Quesito 7. Spiegare brevemente cosa è il numero di massa di un atomo e se un elemento può avere più di un numero di massa. R.: Il numero di massa di un atomo rappresenta la somma del numero di protoni e neutroni presenti nel nucleo di un particolare atomo. Essendo ogni elemento caratterizzato dal suo numero atomico (numero di protoni presenti nel nucleo), per uno stesso elemento è possibile avere diversi numeri di massa in cui cambia il numero dei neutroni. Questo fenomeno è noto sotto il nome di isotopia.

Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione Se2-. R.: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6.

Quesito 9. Tra azoto e neon, quale elemento ha la più alta energia di prima ionizzazione? Giustificare brevemente la risposta. R.: Azoto e neon appartengono allo stesso periodo. Nell’ambito di uno stesso periodo l’energia di prima ionizzazione aumenta da sinistra a destra a causa della minore efficacia della schermatura della carica nucleare. Pertanto il neon ha la più alta energia di prima ionizzazione.

Quesito 10. Definire il grado di dissociazione di un elettrolita. R.: Il grado di dissociazione di un elettrolita è il rapporto tra il numero di moli dell’elettrolita dissociate e quelle inizialmente presenti, e varia tra 0 (elettrolita non dissociato) e 1 (elettrolita completamente dissociato).

Quesito 11. Spiegare brevemente cosa accade in una soluzione liquida satura di un soluto solido. R.: In una soluzione satura vi è un equilibrio dinamico tra il soluto sciolto in fase liquida ed il soluto solido (corpo di fondo).

Quesito 12. Spiegare brevemente cosa avviene quando si fanno reagire in soluzione un uguale numero di moli di HCl e di NaOH in acqua pura. R.: Gli ioni OH- provenienti dall’idrossido di sodio (base) e gli ioni H+ provenienti dall’acido cloridrico reagiscono per produrre molecole di acqua, mentre gli ioni cloro e sodio non reagiscono:

OH- + H+ → H2O Se H+ ed OH- sono presenti in quantità equimolare si otterrà la completa neutralizzazione acido base, con il risultato di ottenere una soluzione a pH neutro di cloruro di sodio.

Quesito 13. La reazione in fase gassosa 2A B è all’equilibrio. Descrivere se la costante di equilibrio si modifica o meno e in quale direzione si sposta l’equilibrio se si dimezza il volume. R.: La costante di equilibrio è funzione solo della temperatura. Quindi, dimezzando il volume l’equilibrio si sposta a destra (cioè nella direzione che comporta una diminuzione del numero di moli). La costante di equilibrio non cambia il suo valore, poiché il tutto avviene in condizioni isoterme.

Quesito 14. Una soluzione di NH4NO3 è acida, basica o neutra? Motivare brevemente la risposta. R.: Il nitrato di ammonio NH4NO3 è un sale che in acqua si dissocia in ioni NH4

+ ed NO3-. Ora,

lo ione ammonio NH4+ è l’acido coniugato della base debole ammoniaca NH3, per cui è un

acido non troppo debole, mentre lo ione nitrato NO3- è la base coniugata dell’acido forte HNO3,

per cui è una base molto debole. Quindi una soluzione di nitrato di ammonio risulta essere acida.

Quesito 15. La sostanza Pb(IO3)2 è un sale poco solubile in acqua. Come varia la sua solubilità quando lo si scioglie in una soluzione acquosa contenente KIO3? R.: La presenza degli ioni IO3

- derivanti dalla dissociazione completa di KIO3 (ione a comune) sposta, per il principio di Le Chatelier, verso sinistra l’equilibrio di dissociazione del sale poco solubile. Ne deriva che la solubilità di quest’ultimo diminuisce.



Quesito 7. Spiegare brevemente la differenza concettuale tra la formula minima o empirica di un composto chimico e la sua formula molecolare. R.: La formula minima o empirica esprime i rapporti tra i numeri di atomi dei diversi elementi presenti nella molecola di una certa sostanza. La formula molecolare invece esprime il numero di atomi dei diversi elementi realmente contenuti in una molecola della sostanza considerata.

Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica completa per lo ione I-. R.: Dato che lo iodio I ha numero atomico (z) pari ad 53, lo ione I- ha 54 elettroni, per cui la sua configurazione elettronica completa è: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6.

Quesito 9. Lo iodio I (z = 53) ha una affinità elettronica (in valore assoluto) pari a circa 304 kJ /mol. Giustificare brevemente se il cloro Cl (z = 17), che fa parte dello stesso gruppo, ha affinità elettronica maggiore o minore di quella dello iodio. R.: L’affinità elettronica diminuisce muovendosi in un gruppo dall’alto verso il basso, a causa dell’aumento della distanza tra gli elettroni ed il nucleo e della schermatura elettronica. Pertanto, l’affinità elettronica del Cloro è maggiore rispetto a quella dello Iodio.

Quesito 10. Spiegare brevemente per quale motivo a temperatura ambiente l’acqua si trova nello stato liquido, mentre l’idrogeno H2 si trova nello stato gassoso. R.: Lo stato di aggregazione in cui si trova una certa sostanza ad una determinata temperatura dipende dalle interazioni presenti tra le particelle di tale sostanza in tali condizioni. Ora, a temperatura ambiente, l’acqua si trova nello stato liquido perché tra le sue molecole vi è un’attrazione forte costituita dal legame idrogeno. Invece per l’H2, sostanza apolare, tra le molecole vi sono solo debolissime interazioni di Van der Waals, per cui l’idrogeno a temperatura ambiente si trova nello stato di aggregazione gassoso.

Quesito 11. Nella reazione in fase gassosa omogenea: A + 3B → C + D, con ∆H = 0, come varia l’entropia a temperatura costante? Giustificare la risposta. R.: La reazione provoca una diminuzione del numero di moli, quindi il disordine molecolare diminuisce, e di conseguenza anche l’entropia che ne è una misura quantitativa.

Quesito 12. Il pH di una soluzione di CH3COONa è acido, basico o neutro? Motivare brevemente la risposta. R. L acetato di sodio è un sale che in acqua si dissocia completamente in ioni CH3COO- e Na+. Ora, lo ione Na+ è l’acido coniugato della base forte NaOH (Kb = ∞) quindi non da’ variazione di pH (Ka = Kw /∞ = 0). Lo ione CH3COO- è la base coniugata dell’acido debole CH3COOH (Ka ≈ 10-5), per cui in acqua da’ idrolisi, dando luogo ad un pH basico.

Quesito 13. Spiegare brevemente cosa succede alla solubilità del composto PbCl2, sale poco solubile, in presenza di una certa quantità di HCl. R.: L’HCl in acqua libera ioni Cl-. La presenza di questi ioni influenza l’equilibrio di solubilità del PbCl2 spostandolo verso sinistra, per cui la solubilità diminuisce.

Quesito 14. La costante di equilibrio della reazione A + B C aumenta all’aumentare della temperatura. Cosa di può dire dal punto di vista energetico per tale reazione? Motivare brevemente la risposta. R.: Dire che la costante di equilibrio aumenta significa che la reazione sarà più spostata verso i prodotti. Ora, il fatto che questo succeda con l’aumento della temperatura implica che l’energia dei prodotti sarà maggiore di quella dei reagenti, cioè la reazione in esame è endotermica.

Quesito 15. Spiegare brevemente la differenza tra un acido di Lewis e un acido di Arrenhius. R.: Un acido di Arrhenius è una sostanza che in soluzione acquosa è capace di liberare ioni H+; un acido di Lewis è una sostanza capace di acquistare un doppietto di elettroni da una base di Lewis.

Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione redox, in ambiente acido, con il metodo dellesemireazioni:

H2CO3 + FeSO4 + H2SO4 → CO + Fe2(SO4)3 + H2O. Soluzione: riduzione: H2CO3 + 2 e- + 2 H+ → CO + 2 H2O x1 ossidazione: Fe2+ → Fe3+ + e- x2 H2CO3 + 2 e- + 2 H++ 2 Fe2+ → CO + 2 H2O + 2 Fe3+ + 2e-

Semplificando e completando: H2CO3 + 2 FeSO4 + H2SO4 → CO + Fe2(SO4)3 + 2 H2O.

Quesito 2. Determinare la formula minima di un composto che ha dato all’analisielementare i seguenti risultati: Na 42,07 %, P 18,89%, O 39,04%. Soluzione Prendendo come riferimento per i calcoli 100 g del composto:

massa n n/nmin

42.07 1.830 3.000

18.89 0.610 1.000

39.04 2.440 4.000

Per cui la formula minima del composto è Na3PO4. Quesito 3. Il composto organico volatile geraniolo, componente dell’essenza di rose, si impiega nell’industria dei profumi. La densità del vapore a 260 °C e 0.135 atmè pari a 0.480 gL-1. Qual è la massa molare del geraniolo? Soluzione Dall’equazione di stato dei gas ideali si ha che la densità d è data dalla seguenteequazione: d = (P × PM) / RT da cui PM= d × RT / P = 0.480g L-1 · 0,08206 atm L K-1 mol-1 · 533K / 0.135 atm = 155.4 g mol-1. Quesito 4. Aggiungendo 0.24 g di zolfo a 100 g del solvente tetracloruro di carbonio (Kcr= 29.8 K kg mol-1) si abbassa il punto di congelamento del solvente di 0.28 °C.Qual è la massa molare e quale la formula molecolare dello zolfo? Soluzione: La molalità della soluzione in esame è: [zolfo] = ∆T/Kcr = 0.28 K / 29.8 K kg mol-1 = 9.39·10-3 mol kg-1

Ora, [zolfo] = nzolfo / massaCCl4 = massazolfo / PMzolfo · massaCCl4da cui PMzolfo = massazolfo / (m · massaCCl4) = 0.24g / (9.39·10-3 mol kg-1 · 0.1kg) = = 256 g mol-1

Dato che la massa dello zolfo atomico è pari a 32.1 g mol-1, possiamo trovare la formulamolecolare dello zolfo Sx: x = 255 g mol-1 / 32.1 g mol-1 = 8 per cui la formula molecolare dello zolfo è: S8.

Quesito 5. In un reattore di 1.00 L a 2000 °K vengono introdotti 5.00 g di CO2 e 0.500 gdi H2. Si stabilisce il seguente equilibrio CO2 + H2 CO +H2O Sapendo che a 2000 K la Kc = 4.40, calcolare le concentrazioni di equilibrio. Soluzione: [CO2]IN = (5.00 g / 44 g/mol) / 1.00 L = 0.114 M [H2]IN = (0.500 g / 2 g/mol) / 1.00 L = 0.25 M

CO2 H2 CO H2O In 0.114 0.25 0 0 Eq 0.114-x 0.25-x x x Eq 0.015 0.151 0.099 0.099

Quindi la costante di equilibrio: Kc = (x2) / ((0.114-x)(0.25-x)) = 4.40 Risolvendo: x = 0.099 per cui si hanno le concentrazioni all’equilibrio su riportate.

Quesito 6. Scrivere le semireazioni, indicare anodo e catodo e calcolare la f.e.m a 25°Cper la seguente pila: Cu/Cu2+ (0.1 M)// Ag+ (0.1 M)/Ag. (E°Cu2+/Cu= 0.34 V;E°Ag+/Ag= 0.8 V) Soluzione: EAg+/Ag = 0.8 + (0.0591/1) × log 0.1 = 0.741 V ECu2+/Cu = 0.34 + (0.0591/2) × log 0.1 = 0.31 V. Quindi le semireazioni che avvengono nella pila in esame sono: Reazione di riduzione – catodo : Ag+ + e- →Ag Reazione di ossidazione – anodo : Cu → Cu2+ +2e- e la forza elettromotrice: f.e.m = ECatodo – EAnodo= (0.741 – 0.31) V=0.431 V




Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O. Soluzione: riduzione: NO3

- + 3e- + 4H+ → NO + 2 H2O x2 ossidazione: Cu → Cu2+ + 2 e- x3 2 NO3

- + 6 e- + 8 H+ + 3 Cu → 2 NO + 4 H2O + 3 Cu2+ + 6 e- Semplificando e completando: 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O. Quesito 2. Data la seguente reazione (bilanciata) 5 Fe2+ + MnO4

- +8 H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O calcolare quanti grammi di FeSO4 sono necessari per la riduzione di una quantità di KMnO4 corrispondente a 0.25g di Mn. Soluzione In una mole di KMnO4 è contenuta una mole di Mn. n(KMnO4) = n(Mn) = 0.25 g / 55 g/mol = 4.55×10-3 mol. Dalla stechiometria della reazione risulta: n(FeSO4) = 5n(KMnO4) = 0.023 moli gFeSO4 = 0.023 mol · 151.91 g/mol = 3.49 g. Quesito 3. Un contenitore del volume di 2.00 L viene riempito di N2 a 22°C e 1.00 atm. Si aggiungono poi 2.00 L di He e 2.00 L di Ne misurati a 22°C e 1.00 atm. La temperatura resta costante. Calcolare la pressione totale esercitata dal miscuglio di gas. Soluzione: nN2 = (1 · 2) / (0.082 · 295) = 0.083 mol = nHe = nNequindi ntot = 0.083 · 3 = 0.249 per cui Ptot = 0.249 · 0.082 · 295 / 2 = 3.01 atm. Quesito 4. Quale volume di acqua si deve aggiungere a 100 g di una soluzione di KOH al 30% (d=1.29 g/mL) per avere una soluzione 1.00 M? Soluzione: 100 g / 1.29 g/mL = 77.5 mL di soluzione In 77.5 mL, ossia 100g di soluzione, ci sono 30 g di KOH quindi la molarità della soluzione di partenza è: M = (30 g / 56.09 g/mol) / (77.5×10-3 L) = 6.90 M. Indicando con x il volume di acqua da aggiungere, si può scrivere che: 6.90 M · 77.5×10-3 L = 1 M · (77.5×10-3 L + x) da cui x = 457 mL. Quesito 5. 1.00 mole di H2 e 1.00 mole di I2 sono riscaldate in una camera di V= 30 L a 448 °C. A tale temperatura si instaura l’equilibrio H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) la cui Kc = 50. All’equilibrio, quante moli di I2 non hanno reagito? Soluzione:

H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) 1-x 1-x 2x La costante di equilibrio Kc = 4x2 / (1-x)2 = 50 da cui x = 0.779 Quindi le moli di I2 rimaste: n(I2) = 1 – 0.779 = 0.221 moli. Quesito 6. Calcolare la f.e.m. a 25°C della seguente pila: Pt | [Sn4+] = 1M, [Sn2+] = 1M || [Zn2+] = 1M | Zn e riportare le reazioni che avvengono all’anodo ed al catodo. [E° Sn4+/Sn2+ = 0.15 V; E° (Zn++/Zn) = –0.76 V]. Soluzione Le reazioni che avvengono sono: catodo Sn4+ + 2e- Sn2+ E° = 0.15 V anodo Zn Zn2+ + 2e- E° = -0.76 V

Zn +Sn4+ → Sn2+ + Zn2+ ∆E° = 0.91 V f.e.m.= ∆E° – 0.0592/2 × log (([Sn2+][Zn2+])/([Sn4+]) = 0.91 V.

Quesito 7. Indicare quali valori può assumere il numero quantico principale e spiegare brevemente cosa rappresenta il suo valore. R.: Il numero quantico principale n può assumere tutti i valori positivi interi, escluso lo zero. Questo è il numero quantico più importante e determina l’energia dell’elettrone: un valore più elevato di n corrisponde ad elettroni con maggiore energia.

Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione Ca2+. R.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Quesito 9. Descrivere brevemente come si ibridano gli orbitali atomici del silicio per legare gli atomi di idrogeno nella molecola SiH4. R.: Il silicio ha numero atomico z = 14, con configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2,, perciò i quattro elettroni di valenza, due in 3s e due in 3p, vanno ad occupare orbitali ibridi sp3, generando quattro orbitali della stessa forma orientati ai 4 vertici di un tetraedro (109,4°).

Quesito 10. Di quanto varia la pressione di una gas contenuto in un contenitore cilindrico se il suo raggio di base dimezza a temperatura costante? R. Dimezzando il raggio di base il volume del contenitore cilindrico diventa ¼ di quello iniziale. Dato che a T = costante il prodotto PV = costante, se il volume diventa ¼ la pressione si quadruplica.

Quesito 11. Spiegare brevemente cosa vuol dire che una grandezza termodinamica è una funzione di stato. R.: Una grandezza è detta funzione di stato quando la sua variazione (∆) tra lo stato finale ed iniziale è indipendente dal percorso per raggiungere lo stato finale partendo da quello iniziale.

Quesito 12. Ordinare le sostanze BaCl2, CO ed H2 secondo il punto di ebollizione crescente. Motivare brevemente la risposta. R.: Il punto di ebollizione rispecchia l’entità delle forze attrattive presenti nel liquido, le quali sono più intense nelle sostanze ioniche che in quelle molecolari, per cui il punto di ebollizione più alto è quello di BaCl2. Il più basso è il punto di ebollizione di H2, che è apolare. Posizione intermedia è quella di CO, che è una molecola polare.

Quesito 13. Enunciare la teoria acido-base di Arrhenius e dire quali sono i due limiti principali di tale teoria. R.: Secondo Arrhenius sono acidi quelle sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni H+ e basi quelle sostanze che in soluzione acquosa liberano ioni OH-. I limiti di tale teoria stanno nel fatto che essa considera solo l’acqua come solvente, cioè considera solo soluzioni acquose e solo sostanze che già contengono nelle molecole idrogeni acidi o gruppi OH. Ad esempio non spiega perché alcune sostanze tipo NH3 presentano comportamento basico.

Quesito 14. Cosa accade alla solubilità di Mg(OH)2 (sale poco solubile) quando esso viene sciolto in una soluzione di HNO3? R.: La presenza degli ioni H+ derivanti dalla dissociazione completa dell’acido HNO3 reagiscono con gli OH- provenienti dalla dissociazione del sale, spostando, per il principio di Le Chatelier, l’equilibrio di dissociazione del sale poco solubile verso destra. Ne deriva che la solubilità di quest’ultimo aumenta.

Quesito 15. Spiegare brevemente, in base alla teoria delle collisioni, perché la velocità di una reazione aumenta all’aumentare della temperatura. R.: In base alla teoria delle collisioni affinché una reazione chimica avvenga è necessario che gli urti tra le molecole/ioni dei reagenti siano efficaci, cioè che la loro energia cinetica sia così elevata da rompere nell’urto i legami pre-esistenti e formare il complesso attivato. Ora, all’aumentare della temperatura aumenta il numero di urti efficaci poiché aumenta il numero di particelle con energia cinetica maggiore dell’energia di attivazione, come si rileva dal grafico della distribuzione di energia di Maxwell-Boltzmann.



Quesito 1. Bilanciare la seguente reazione redox, in ambiente acido, con il metodo dellesemireazioni:

F2 + MnO2 + KCl + H2O → HF + KMnO4 + HCl. Soluzione: riduzione: F2 + 2e- → 2F- x3 ossidazione: MnO2 + 2H2O → MnO4

- + 3e- + 4H+ x2 3F2 + 6e- + 2MnO2 + 4H2O → 6 F- + 2MnO4

- + 6e- + 8H+

Semplificando e completando: 3F2 + 2MnO2 + 4H2O + 2KCl → 6HF + 2KMnO4 + 2HCl.

Quesito 2. Determinare la formula minima di un composto che ha dato all’analisielementare i seguenti risultati: H 1.5%, Cl 51.8%, O 46.7%. Soluzione

H Cl O % peso 1.5% 51.8% 46.7% m (BdC 100 g) 1.5 g 51.8g 46.7g n 1.49 1.46 2.91 n/nmin 1.02 1.00 1.99

Quindi la formula minima del composto in esame è: HClO2. Quesito 3. Calcolare il calore sviluppato quando 5.00 L di propano misurati in C.N. (t =0°C, P = 1 atm) vengono bruciati completamente secondo la seguente reazione: C3H8(g) + 5O2(g) → 3 CO2(g) +4H2O(l) noti i seguenti dati termochimici: a) 3 C(gr) + 4 H2(g) → C3H8(g) ∆Ha°=-106 kJ/mol b) C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆Hb°=-394 kJ/mol c) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hc°=-286 kJ/mol Soluzione Il calore sviluppato è dato da: Q = - n prop · ∆HrDal confronto della reazione di combustione del propano con le altre tre reazioni, ci sirende conto che la prima può essere ottenuta da una combinazione delle altre tre. reazione (r) = 3 × reazione (b) + 4 × reazione (c) – 1 × reazione (a) per cui ∆Hr° (1) = 3 × ∆Hb° + 4 × ∆Hc° - 1 × ∆Ha° = 3 × (-394 kJ) + 4 × (-286 kJ)- 1 × (-106 kJ) = -2220 kJ / molprop Per calcolare le moli di propano si deve applicare l’equazione di stato dei gas perfetti: nprop= 1.00* 5.00 / 0.0821*273 = 0.22 mol per cui Q = 0.22 molprop × 2220 kJ / molprop = 488.40 kJ Quesito 4. Una soluzione viene preparata sciogliendo 0.500 mol di KNO3 (elettrolitaforte) in 838 g di acqua. Calcolare la differenza tra la temperatura di ebollizione della soluzione e quella dell'acqua pura sapendo che: keb(H2O) =0.52 °C kg mol-1. Soluzione: L’iinalzamento ebullioscopico è dato dal prodotto della costante crioscopica per lamolalità delle particelle disciolte in soluzione: ∆Teb = Keb · mpart.soluz. Considerando che il composto in esame è un elettrolita forte, che si dissocia secondo larerazione KNO3 → K+ + NO3

-

si ha: mpart.soluz. = (nK+ + nNO3-) / Kg solvente = (0.500+ 0.500) / 0.838 Kg = 1.19 mol Kg-1

per cui la differenza di temperatura di ebollizione della soluzione rispetto a quelladell’acqua pura: ∆Teb = 0.52 °C Kg mol-1 · 1.19 mol Kg-1 = 0.62 °C. Quesito 5. Calcolare il pH della soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 0.060 moli diNaOH e 0.140 moli di NH4Cl (Kb(NH3) = 1.8·10-5) in 2.00 L di acqua. Soluzione: Le reazioni che avvengono in soluzione sono: NaOH → Na+ + OH- NH4Cl → NH4

+ + Cl-. Parte dell’NH4

+ prodotta reagisce con l’OH- secondo la seguente reazione: NH4

+ + OH- → NH3 + H2O in 0.140 0.060 0 / fine 0.080 0 0.060 / Come si vede in soluzione si hanno la base NH3 ed il suo acido coniugato NH4

+, per cui sitratta di una soluzione tampone: pOH = pKb – log cb / cs = 4.74 – log 0.75 = 5.04 per cui pH = 14 – pOH = 8.96.

Quesito 6. Calcolare la solubilità in mol/L di Mg(OH)2 (Kps=5.6·10-12) in una soluzioneacquosa a pH=12. SEGUE

Soluzione Mg(OH)2 (s) → Mg2+ (aq) + 2OH-

(aq)pOH = 2 e quindi [OH-] = 10-2 M. L’espressione Kps = [Mg2+ ]·[OH-]2 per effetto dello ione a comune OH-, è data da: Kps = [Mg2+]·[10-2 M]2 da cui [Mg2+] = S = 5.6·10-8 M. Quesito 7. In base alla configurazione elettronica ed alla elettronegatività, motivarebrevemente quale tipo di legame chimico è presente nella sostanza RbCl. R. Il rubidio ha un elettrone nell’ultimo livello (configurazione elettronica esterna 5s1), mentreil cloro ne ha 7 (configurazione elettronica esterna 3s2 3p5). L’elettronegatività del rubidio (0.8)è molto minore di quella del cloro (3.0), per cui nella sostanza RbCl si ha una separazione nettadi carica elettrica: il Rb è privo dell’elettrone di valenza (ione Rb+) ed il cloro ha un elettrone inpiù che nell’atomo neutro (Cl-), quindi il legame Rb-Cl è un legame ionico.

Quesito 8. Scrivere la configurazione elettronica completa dello ione Cr6+. R.: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6.

Quesito 9. Definire l’elettronegatività e dire come questa grandezza varia nella tabellaperiodica motivando brevemente la risposta. R.: L’elettronegatività è la capacità di un atomo in un composto di attirare verso di sé glielettroni di legame. Questa grandezza nella tavola periodica aumenta da sinistra verso destra inun periodo, poiché aumenta la carica nucleare e quindi la forza attrattiva sulle coppie dilegame, e diminuisce dall’alto verso al basso in un gruppo poiché aumenta la distanza dalnucleo degli elettroni di legame.

Quesito 10. L’acido ipocloroso (HClO) è debole (Ka = 3.0·10-8). La candeggina, soluzioneacquosa di ipoclorito di sodio (NaClO), è acida, basica o neutra? Motivarebrevemente la risposta. R.: Lo ione ipoclorito ClO- presente nella candeggina è la base coniugata di un acido debole,pertanto si comporterà da base rispetto all’acqua, e la soluzione sarà basica.

Quesito 11. Come è definito il grado di dissociazione di un elettrolita e cosa vuol dire quandoesso tende a uno? R.: Il grado di dissociazione rappresenta la frazione di elettrolita dissociata rispetto all’iniziale.È un numero (puro) compreso tra zero e uno; quando esso tende a uno vuol dire che la parte dissociata è molto grande rispetto alla parte indissociata, cioè l’elettrolita è totalmentedissociato, quindi forte.

Quesito 12. Si illustri brevemente il criterio con il quale si stabilisce la spontaneità o meno diuna reazione chimica. R. La spontaneità o meno di una reazione chimica è determinata dall’entità della variazione dienergia libera ∆G. In particolare: i) se ∆G<0 la reazione è irreversibile e spontanea; ii) se ∆G=0la reazione è reversibile e all’equilibrio; iii) se ∆G>0 la reazione non è spontanea.

Quesito 13. Data la seguente reazione in fase gassosa:

A + B 2C +D Spiegare in quale verso l’equilibrio si sposta in seguito ad un aumento di pressionea temperatura costante. R.: Per il principio di Le Chatelier, il sistema si sposta in maniera da rendere minimi gli effettiderivanti dal cambiamento del parametro pressione. Nel caso specifico, i prodotti occupano unvolume totale maggiore (3 mol) di quello dei reagenti (2 mol) e quindi un aumento di pressione a temperatura costante sposta l’equilibrio verso sinistra, ovvero verso i reagenti.

Quesito 14. Due soluzioni preparate con la stessa quantità di acqua contengono lo stessonumero di moli di KCl (la prima) e di glucosio (sostanza non elettrolita, laseconda); se fossero riscaldate, quale tra le due soluzioni inizierebbe a bollire primadell’altra? Giustificare brevemente la risposta. R.: La soluzione contenente glucosio. Infatti la soluzione contenente KCl contiene il doppio dimoli di soluto (ioni K+ e Cl–) dell’altra, e quindi doppia concentrazione molale di soluti: pertanto l’innalzamento ebullioscopico della soluzione di KCl è doppio, ed essa bollirebbe auna temperatura più alta della soluzione di glucosio.

Quesito 15. Mg(OH)2 è una sostanza poco solubile in acqua. Che tipo di composto si potrebbeaggiungere ad una soluzione acquosa di tale sostanza per aumentarne la solubilità?Giustificare brevemente la risposta. R.: L’idrossido di magnesio(II) si scioglie poco, e la reazione di equilibrio

Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH– (aq) è molto spostata a sinistra. Per spostare l’equilibrio verso destra si potrebbe sottrarre uno deidue prodotti dall’equilibrio. Aggiungendo un acido forte lo ione OH– sarebbe consumato el’equilibrio verrebbe spostato a destra, con l’effetto di mandare altro idrossido di magnesio insoluzione.

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