esercitazioni

ATOMI E MOLECOLE, MASSA ATOMICA E MOLECOLARE, FORMULE E COMPOSIZIONE ¾ Problema 1.1 Il cloro è presente in natura come miscela degli isotopi

35

Cl (34,9689 u, 75,770%) e

37

Cl (36,9659

u, 24,230%). Qual è la massa atomica del cloro naturale? Soluzione: 35,453 u ¾ Problema 1.2 Il cromo è costituito da quattro isotopi: 50Cr (49,9461 u, 4,352%), 52Cr (51,9405 u, 83,764%), 53Cr (52,9407 u, 9,509%) e 54Cr (53,9389 u, 2,375%). Qual è la massa atomica media del cromo?

Soluzione: 52,00 u ¾ Problema 1.3 La massa atomica del bromo è 79,909 u. Quali sono le abbondanze percentuali naturali dei suoi due isotopi 79Br e 81Br aventi rispettivamente masse atomiche 78,9183 u e 80,9163 u? Soluzione: % 79Br = 50,4: % 81Br = 49,6 ¾ Problema 1.4 Determinare la massa molecolare di SO3. Soluzione: 80,062 u ¾ Problema 1.5 Qual è la massa molecolare del glucosio (C6H12O6)? Soluzione: 180,1589 u ¾ Problema 1.6 Determinare la massa formula di NaSO4. Soluzione: 142,041 u ¾ Problema 1.7 A quante moli di H2O corrispondono 3,48 g di H2O? Soluzione: 0,193 mol ¾ Problema 1.8 A quanti grammi di CO2, corrispondono 1,49 mol di CO2? Soluzione: 65,6 g ¾ Problema 1.9 È dato un campione contenente 12,49 g di glicerolo, C3H8O3. Calcolare il numero di moli ed il numero di molecole di glicerolo presenti. Soluzione: 8,17 * 1022 molecole; 0.14 moli. ¾ Problema 1.10 Calcolare il numero di grammi di glucosio, C6H12O6, presenti in un campione ottenuto mescolando 3,94 mol di C6H12O6 con 7,555 * 1022 molecole di C6H12O6. Soluzione: 733 g ¾ Problema 1.11 Determinare il numero totale di moli di NH3 in un campione ottenuto mescolando tre campioni contenenti 7,90 g di NH3, 0,2581 mol di NH3 e 8,551 * 1023 molecole di NH3. Soluzione: 2,142 mol ¾ Problema 1.12 È dato un campione di 3,45 g di idrogeno. Quante moli di H2 e quante moli di atomi (grammo atomi) di idrogeno sono contenute nel campione? Soluzione: 3,42 mol di atomi di idrogeno ¾ Problema 1.13 Un composto organico A’, contenente soltanto C, H e O, ha dato all’analisi chimica i seguenti risultati: C, 55,81%; H, 7,02%; O, 37,17%. Determinare la formula minima del composto.

Soluzione: C2H3O

¾ Problema 1.14 Un composto A’’, contenente K, Cr, e O, ha dato all’analisi i seguenti risultati: K 26,31%; Cr 35,79%; O 37,87%. Determinare la formula minima del composto. Soluzione: K2Cr2O7 ¾ Problema 1.15 L’amminoacido cisteina contiene 29,55 di C, 5,90% di H, 11,30 di N, 26,72% di O e 26,44% di S. Determinare la formula minima della cisteina. Soluzione: C3H7NO2S ¾ Problema 1.16 La vitamina C è una sostanza contenente soltanto carbonio, idrogeno e ossigeno. Un campione purificato di vitamina C contiene 0,808 g di carbonio, 0,0922 g di idrogeno e 1,102 g di ossigeno.

Determinare la formula minima della vitamina C. Soluzione: C3H4O3 ¾ Problema 1.17 La coramina, sostanza molto usata in medicina come stimolante cardiaco, contiene C, H, O e N. Un campione purificato di 3,332 g di coramina contiene 2,23 g di C, 0,267 g di H e 0,535 g di N. Determinare la formula minima della coramina. Soluzione: C10H14N2O ¾ Problema 1.18 Il minerale ortoclasio contiene 13,98% di K, 9,97% di Al, 29,82% di Si e 46,05% di O. Qual è la formula minima dell’ortoclasio? Soluzione: KAlSi3O8 ¾ Problema 1.19 Determinare la formula del minerale che presenta la seguente composizione: CaO 29,66%; MgO 22,15%; CO2 48,18%. Soluzione: CaO * MgO * 2CO2 oppure CaCO3 * MgCO3 ¾ Problema 1.20 Determinare la formula della cromite , sapendo che un campione del minerale ha dato all’analisi i seguenti risultati: FeO 32,27%; Cr2O3 67,58%. Soluzione: FeO * Cr2O3 oppure FeCr2O4 ¾ Problema 1.21 Un particolare tipo di ortoclasio ha dato all’analisi le seguenti percentuali: K2O 14,30%; Na2O 1,62%; Al2O3 18,26%; SiO2 65,76%. Determinare la formula del minerale, tenendo conto che K e Na sono vicarianti. Soluzione: (K, Na)2O * Al2O3 * 6SiO2 di solito scritta (K, Na) * AlSi3O8 ¾ Problema 1.22 Determinare la formula del minerale che ha dato all’analisi i seguenti risultati: Al2O3 57,12%; Fe2O3 2,31%; ZnO 31,09%; MgO 5,35%; FeO 3,90%. Soluzione: (Al, Fe)2 O3* (Fe, Mg, Zn)O ¾ Problema 1.23 Determinare le percentuali di C, H e S presenti nel composto di formula molecolare C2H6S. Soluzione 51,605% S 38,662% C 9,7335% H ¾ Problema 1.24 Un campione purificato del minerale calcite di 1,785 g contiene 0,715 g di Ca, 0,214 g di C e 0,856 g di O. Determinare le percentuali di Ca, C e O nella calcite.

Soluzione

40,0% Ca 12,0% C 48,0% O ž Problema 1.25 L’acido

acetilsalicilico,

costituente

fondamentalmente

dell’aspirina,

Determinare le percentuali di carbonio, idrogeno e ossigeno.

Soluzione 60,0018% C 4,4759% H 35,5223% O

ha

formula

C9H8O4.

BILANCIAMENTO DELLE EQUAZIONI CHIMICHE ¾ Problema 2.1 Determinare il numero di ossidazione di S in K2SO4. Soluzione: +6 ¾ Problema 2.2 Determinare il numero di ossidazione di N nello ione nitrato NO-3. Soluzione : +5 ¾ Problema 2.3 Determinare il numero di ossidazione dell’ossigeno in Na2O2. Soluzione: -1 ¾ Problema 2.4 Determinare il numero di ossidazione di Cr in K2Cr2O7. Soluzione: +6 ¾ Problema 2.5 Determinare il numero di ossidazione di C in C3H8 Soluzione: -8/3 ¾ Problema 2.6 Determinare il numero di ossidazione del carbonio nell’etanolo, C2H5OH, e nell’aldeide acetica, CH3CHO. Soluzione -2 nell’etanolo; -1 nell’aldeide acetica ¾ Problema 2.7 Determinare il numero di ossidazione di Fe in [Fe(CN)6]4-. Soluzione:+2 ¾ Problema 2.8 Bilanciare la seguente equazione chimica: BaSO4 + C → BaS + CO Soluzione BaSO4 + 4C → BaS + 4CO ¾ Problema 2.9 Bilanciare l’equazione chimica: Zn + HCl → ZnCl2 + H2 Soluzione Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 ¾ Problema 2.10 Bilanciare l’equazione chimica: C4H10 + O2 → CO2 + H2O Soluzione 2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O ¾ Problema 2.11 Bilanciare l’equazione chimica: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O Soluzione 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2 (SO4)3 + K2SO4 + 8H2O ¾ Problema 2.12 Bilanciare la seguente equazione chimica:

Zn(NO3)2 → ZnO + NO2 + O2 Soluzione 2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2 ¾ Problema 2.13 Bilanciare l’equazione chimica: Cr2O2-7 + H2C2O4 + H+ → Cr3+ + CO2 + H2O Soluzione Cr2O2-7 + 3H2C2O4 + 8H+ → 2Cr3+ + 6CO2 + 7H2O ¾ Problema 2.14 Bilanciare l’equazione chimica: Cr2O2-7 + CH3CH2OH + H+ → Cr3+ + CH3CHO + H2O Soluzione Cr2O2-7 + 3CH3CH2OH + 8H+ → 2Cr3+ + 3CH3CHO + 7H2O ¾ Problema 2.15 Bilanciare l’equazione ionica di ossidazione del glucosio, C6H12O6, con permanganato di potassio, KMnO4, in ambiente acido (in presenza, cioè, di eccesso di ioni H+), con formazione di CO2 e di un sale di Mn2+.

Soluzione 24MnO4- + 5C6H12O6 + 72H+ → 24Mn2+ + 30CO2 + 66H2O ¾ Problema 2.16 Bilanciare l’equazione ionica che descrive la riduzione, in ambiente basico, di un nitrato ad ammoniaca da parte di Zn che si ossida a [Zn(OH)4]2-.

Soluzione 4Zn + NO-3 + 7OH- + 6H2O → 4[Zn(OH)4]2- + NH3 ¾ Problema 2.17 Bilanciare l’equazione chimica di ossidazione della benzaldeide C6H5CHO (C7H6O) ad acido benzoico C6H5COOH (C7H6O2) da parte di MnO-4 in ambiente acido. Il prodotto di riduzione è Mn2+.

Soluzione 2MnO-4 + 5C7H6O + 6H+ → 2Mn2+ + 5C7H6O2 + 3H2O ¾ Problema 2.18 Bilanciare l’equazione chimica Co + HNO3 → Co(NO3)2 + NO + H2O Soluzione 3Co + 8HNO3 → 3Co(NO3)2 + 2NO + 4H2O ¾ Problema 2.19 Bilanciare l’equazione ionica che descrive l’ossidazione, in ambiente acido, di As2S3 a H2AsO-4 e SO2-4 da parte dell’acido nitrico che si riduce a NO. Soluzione

3 As2S3 + 28NO-3 + 4H+ + 4H2O → 6H2AsO-4 + 9SO2-4 + 28NO ¾ Problema 2.20 Determinare i coefficienti stechiometrici dell’equazione chimica: NaClO → NaCl + NaClO3 Soluzione 3 NaClO → 2NaCl + NaClO3 ¾ Problema 2.21 Bilanciare l’equazione chimica: C6H12O6 → C2H5OH + CO2 Soluzione C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2 ¾ Problema 2.22 Bilanciare, col metodo delle semireazioni, l’equazione chimica: Cr2O2-7 + H2C2O4 → Cr3+ + CO2 Soluzione Cr2O2-7 + 8H+ + 3H2C2O4 → 2Cr3+ + 7H2O + 6CO2 ¾ Problema 2.23 Bilanciare, col il metodo delle semireazioni, l’equazione chimica: Zn + NO-3 → [Zn(OH)4]2- + NH3 Soluzione 4Zn + 7OH- + NO-3 + 6H2O → 4[Zn(OH)4]2- + NH3

STECHIOMETRIA ¾ Problema 3.1 Calcolare i grammi di H2 che si ottengono da un campione di 235 g di Al (purezza 96,6%) con un eccesso di HCl. Soluzione: 25,4 g di H2 ¾ Problema 3.2 L’idrogenazione di acido fumario, C2H2(COOH)2, ad acido succinico, C2H4(COOH)2, è un importante reazione di interesse biologico. Calcolare la quantità di acido succinico che, in presenza di un adatto agente idrogenante, si ottiene da 3,49 g di acido fumario. Soluzione: 3,55 g ¾ Problema 3.3 La presenza di zuccheri nell’urina, uno dei principali fattori indicativi del diabete, può venire controllata sfruttando le proprietà riducenti dovute al gruppo aldeidico degli zuccheri. In questo tipo di analisi si utilizza come ossidante una soluzione, contenente Cu(OH)2, che ossida gli zuccheri tipo glucosio, C6H12O6, dando un solido rossastro, Cu2O, secondo la seguente equazione: Cu(OH)2 + C6H12O6 → Cu2O + C6H12O7 + H2O Determinare la quantità di glucosio che può essere ossidata da 0,0231 g di Cu(OH)2.

Soluzione: 0,0213 g di C6H12O6 ¾ Problema 3.4 Nella fermentazione alcolica i monosaccaridi tipo glucosio, in presenza dell’enzima zimasi, si trasformano, attraverso successivi stadi di reazione, in etanolo e biossido di carbonio.

Determinare la quantità di glucosio necessaria per formare 4,738 g di etanolo secondo l’equazione da bilanciare: C6H12O6 → C2H5OH + CO2 Soluzione C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2 9,260 g di C6H12O6 ¾ Problema 3.5 Gli amminoacidi vengono principalmente utilizzati negli organismi per la sintesi di proteine. Gli amminoacidi in eccesso sono soggetti, nel fegato, ad un processo di deamminazione ossidativa.

Sotto l’azione degli enzimi specifici la deamminazione ossidativa dell’amminoacido alanina, di formula H2N-CH(CH3)-COOH (che abbreviamo come C3H7NO2), porta, in un certo numero di stadi, ad acido piruvico C3H4O3 secondo l’equazione: C3H7NO2 + O2 → C3H4O3 + NH3 Determinare la quantità di ossigeno necessaria per ossidare 0,82 g di alanina secondo l’equazione scritta.

Soluzione: 0,15 g di O2 ¾ Problema 3.6 Calcolare la quantità in grammi di Cl2 che può essere ottenuta da 30,64 g di K2Cr2O7, con

eccesso di KCl ed acido, secondo l’equazione chimica: Cr2O2-7 + Cl- + H+ → Cl2 + Cr3+ + H2O Soluzione: 22,14 g di Cl2 ¾ Problema 3.7 Azoto ed ossigeno, in particolari condizioni sperimentali, danno origine ad ossido di azoto, NO. Calcolare la massima quantità di NO che si può formare da 6,03 g di N2 e 0,191 moli di O2.

Soluzione: 0,382 mol di NO; 11,5 g di NO ¾ Problema 3.8 Calcolare la massima quantità di CaO che può essere ottenuta per riscaldamento da 27,8 Kg di calcare contenente 93,5% di CaCO3. Soluzione: 14,6 Kg ¾ Problema 3.9 L’acido nitrico trasforma il bismuto in nitrato di bismuto riducendosi ad ossido di azoto.

Determinare le quantità massime di nitrato di bismuto e di ossido di azoto che si possono ottenere da 59,3 g di HNO3 e da 99,5 g di Bi. Soluzione 0,235 mol di Bi(NO3)3 92,8 g di Bi(NO3)3 0,235 mol di NO 7,05 g di NO ¾ Problema 3.10 Calcolare la quantità in grammi di Cl2 necessaria per produrre, con eccesso di NaOH, 30,8 g di NaClO3, sapendo che la resa percentuale della reazione è 83,4%.

Soluzione 1,04 mol di Cl2 73,7 g di Cl2 ¾ Problema 3.11 Facendo gorgogliare un eccesso di Cl2 in una soluzione contenente 176,6 g di MgBr2 si ottengono 135 g di Br2. Qual è la resa percentuale in Br2?

Soluzione: 88% ¾ Problema 3.12 Determinare la resa percentuale di O2 ottenuto da KClO3 nell’ipotesi che si formino KCl e O2, se 27,34 g di O2 si ottengono da 78,2 g di KClO3 al 98,1%.

Soluzione:91,0% ¾ Problema 3.13 Calcolare la quantità in grammi di H2SO4 che reagisce completamente con 0,400 eq di NaOH in una reazione in cui si forma NaHSO4.

Soluzione: 39,2 g di H2SO4 ¾ Problema 3.14 Quanti equivalenti di Ca(OH)2 sono necessari per trasformare in Ca3(PO4)2 8,40 g di H3PO4?

Soluzione:0,257 eq di Ca(OH)2 ¾ Problema 3.15 Calcolare la quantità in grammi di MnSO4 necessaria per ridurre completamente a Pb2+, in ambiente acido, 53,9 g di PbO2. Mn2+ si ossida a MnO-4.

Soluzione: 13,6 g di MnSO4 ¾ Problema 3.16 Calcolare quanti grammi di FeSO4 sono necessari per ridurre, in ambiente acido, 0,0638 moli di K2Cr2O7 a sale di Cr(III). FeSO4 si ossida a Fe2(SO4)3.

Soluzione: 58,2 g di FeSO4 ¾ Problema 3.17 Calcolare la percentuale di FeS2 contenuta in un campione di 55,40 g di pirite, sapendo che per ossidarlo completamente a Na2FeO4 e Na2SO4 sono necessari 298,35 g di Na2O2 che si riduce a Na2O, secondo l’equazione: FeS2 + 9Na2O2 → Na2FeO4 + 2Na2SO4 + 6Na2O Soluzione: 92,06% ¾ Problema 3.18 È data una soluzione di H2O2 che, trattata con KI, libera I2. Lo iodio cosi formato ossida 0,958 g di Na2S2O3 a Na2S4O6 riducendosi a NaI. Calcolare la quantità in grammi di H2O2 presente nella soluzione iniziale.

Soluzione: 0,103 g di H2O2 ¾ Problema 3.19 È dato un campione impuro di arsenito di potassio, KAsO2, del peso di 1,48 g. Si determini la quantità di KAsO2 presente sapendo che, dopo trattamento del campione con eccesso di Zn in ambiente acido, l’arsina, AsH3, formata viene ossidata completamente ad acido arsenico, H3AsO4, da 6,82 g di I2. Lo iodio si riduce a I-.

Soluzione: 0,981 g; 66,3%

LEGGI DEI GAS ¾ Problema 4.1 Una data quantità di un gas che segue il comportamento dei gas perfetti occupa, a condizioni normali, un volume di 0,105 l. Calcolare il volume occupato a – 125ْ C e alla pressione di 10,5 atm. Soluzione 5.41 * 10-3 l ¾ Problema 4.2 Calcolare la pressione a cui si deve sottoporre una data quantità di gas, che si comporta come un gas perfetto, avente un volume di 1,30 * 102 l alla temperatura di 85,6ْC ed alla pressione di 2,10 * 104 Pa, affinché occupi un volume di 178 l alla temperatura di 341ْC. Soluzione 0,259 atm ¾ Problema 4.3 Calcolare il volume occupato da 8,50 mol di un gas che segue il comportamento dei gas perfetti alla temperatura di 25,3ْ C e alla pressione di 5,82 * 105 Pa. Soluzione 36,3 l ¾ Problema 4.4 Determinare la pressione esercitata da 0,915 mol di CO2, contenute in un volume di 35,2 l a 200,5 ْ , sia utilizzando l’equazione di stato dei gas perfetti che l’equazione di Van der Waals. Le C costanti da in trodurre nell’equazione di Van der Waals per CO2 sono: a = 3,59 l2 * atm/mol2 e b = 0,0427 l/mol. Soluzione 1,009 atm ¾ Problema 4.5 Determinare la pressione esercitata da 0,915 mol di CO2, contenute in un volume di 0,352 l a 200,5 ْC, sia utilizzando l’equazione di stato dei gas perfetti che l’equazione di Van der Waals. Le costanti da introdurre nell’equazione di Van der Waals per CO2 sono: a = 3,59 l2 * atm/mol2 e b = 0,0427 l/mol. Soluzione 89,4 atm ¾ Problema 4.6 Determinare la pressione esercitata da 0,915 mol di CO2, contenute in un volume di 0,352 l a 10,0 ْC, sia utilizzando l’equazione di stato dei gas perfetti che l’equazione di Van der Waals. Le costanti da introdurre nell’equazione di Van der Waals per CO2 sono: a = 3,59 l2 * atm/mol2 e b = 0,0427 l/mol. Soluzione 43,7 atm ¾ Problema 4.7 Calcolare le quantità in grammi di H2 che, in un recipiente di 1,460 * 103 ml, esercita una pressione di 538 Torr alla temperatura di 20,5ْ C. Assumere un comportamento ideale.

Soluzione 8,65 * 10-2 g ¾ Problema 4.8 Calcolare la pressione in pascal esercitata da 35,10 g di N2 in un recipiente del volume di 14,9 l alla temperatura di –18,0ْ C. Soluzione 1,75 * 105 Pa ¾ Problema 4.9 I valori limite soglia, indicati con la sigla TLV (Threshold Limit Values), rappresentano le concentrazioni massime tollerabili di sostanze chimiche presenti nell’ambiente, che non provocano danno agli organismi in seguito ad esposizione fino a 8 ore. Per inquinanti gassosi i valori di TLV sono espressi in mg/m3 di aria (1atm, 298 K) oppure in ppm, parti per milione (in

questi casi un ppm corrisponde a una mole di inquinante gassoso su un milione di moli). Se il TLV di NO2 è 9 mg/m3, qual è il suo valore espresso in ppm? Soluzione 5 ppm ¾ Problema 4.10 Se la concentrazione di CO in un ambiente chiuso è di 27 ppm, qual è la sua concentrazione espressa in μg/m3 di aria a 1 atmosfera e 298 K? Soluzione 27 ppm; 3,1 * 104 μg/m3 ¾ Problema 4.11 Determinare la massa molecolare approssimata di un gas, sapendo che 1,739 g occupano un volume di 381 ml alla pressione di 685 Torr e alla temperatura di 65,0ْ C. Assumere un comportamento ideale. Soluzione: 141 g/mol; 141 u ¾ Problema 4.12 3,77 g di un composto contenente C, H e Cl occupano un volume di 1,281 l alla pressione di 725 Torr e alla temperatura di 65,0ْ C. Determinare la massa molecolare e la formula molecolare, sapendo che la composizione elementare è: C 14,16%; H 2,36%; Cl 83,48%.

Soluzione CH2Cl2 ; 84,933 u ¾ Problema 4.13 Calcolare la massa di un gas che occupa il volume di 7,45 l alla temperatura di 50,5ْ C e alla pressione di 1,85 atm sapendo che alla temperatura di 135ْ C e alla pressione di 4,81 * 104 Pa ha una densità di 0,997 g/l. Soluzione: 36,5 g ¾ Problema 4.14 Calcolare la massa molecolare di un gas che ha una densità di 1,435 g/l alla temperatura di 26,4 ْC e alla pressione di 0,838 atm. Assumere un comportamento ideale. Soluzione: 42,1 u ¾ Problema 4.15 Un litro, misurato in determinate condizioni di temperatura e di pressione, di un gas incognito A possiede una massa di 2,499 g. Calcolare la massa molecolare approssimata di A, sapendo che la densità di CO2, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, è 1,96 g/l. Soluzione: 56,1 u ¾ Problema 4.16 Calcolare la pressione totale esercitata da 10,5 g di H2 e 7,02 * 1022 molecole di N2 in un volume di 40,5 l alla temperatura di 18,5ْ C. Soluzione: 3,15 atm ¾ Problema 4.17 Calcolare la pressione totale di una miscela gassosa, costituita da 5,83 g di O2, 3,90 * 1021 molecole di NO e 0,380 mol di N2, in un volume di 35,8 l alla temperatura di 19,3ْC. Soluzione 0,381 atm ¾ Problema 4.18 Calcolare le pressioni parziali e le quantità in grammi di H2, O2, e N2 presenti in una miscela che occupa un volume di 10,0 l alla temperatura di 32,0ْ C e alla pressione di 657 Torr, sapendo che la composizione in volume della miscela è : H2 10,2%; O2 14,9%; N2 74,9%.

Soluzione H2

0,088 atm

e

0,071 g

O2

0,129 atm

e

N2

0,647 atm e

1,65 g 7,24 g

¾ Problema 4.19 In biomedicina la composizione delle miscele gassose è solitamente espressa in volumi per cento . L’aria alveolare dei polmoni umani contiene 80,6% in volume di N2, 13,9% di O2 e 5,5% di CO2.

Quando la pressione nei polmoni è 758 Torr e la tensione di vapore dell’acqua è 45 Torr, calcolare le pressioni parziali dei tre gas.

Soluzione PN2 = 575 Torr PO2 = 99 Torr PCO2 = 39 Torr ¾ Problema 4.20 In un recipiente è contenuta una miscela di N2, O2 e CH4 che esercita, alla temperatura di 32,5ْ C, una pressione di 5,12 atm. Sapendo che la composizione in peso della miscela è: N2 50,5 %; O2 22,9%; CH4 26,6%, calcolare la composizione in volume della miscela e le pressioni parziali, in atmosfere e pascal, dei tre gas presenti.

Soluzione 43,1% N2 17,1% O2 39,7% CH4 pN2 = 2,20 atm oppure 2,23 * 105 Pa pO2 = 0,877 atm oppure 8,89 * 104 Pa pCH4 = 2,03 atm oppure 2,06 * 105 Pa ¾ Problema 4.21 È data una miscela di 100,0 ml di N2 e 400,0 ml di H2 a condizioni normali. Ammettendo che la reazione di formazione di NH3 proceda fino al completo esaurimento del reagente in difetto, qual è la pressione esercitata in un recipiente del volume di 0,700 l alla temperatura di 255ْ C? Soluzione 0,782 atm ¾ Problema 4.22 È data una miscela di ossido di carbonio (CO) e di acetilene (C2H2) che occupa un volume di 20,0 ml, alla pressione di 1,00 atm e alla temperatura di 25,0ْ C. Si addizionano 50,0 ml di O2 misurato nelle stesse condizioni e si provoca la reazione che porta a CO2 e H2O. Calcolare la composizione della miscela originaria, sapendo che il volume alla fine della reazione è 52,00 ml, misurato nelle stesse condizioni di temperatura e pressione. Soluzione:12,0 ml di CO; 8,0 ml di C2H2 ¾ Problema 4.23 PCl5 si dissocia secondo l’equazione: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) 15,2 g di PCl5 in volume di 2,12 l esercitano all’equilibrio con PCl3 e Cl2 una pressione di 1,85 atm

alla temperatura di 232ْ C. Determinare il grado di dissociazione di PCl5. Soluzione α = 0,296 ¾ Problema 4.24 N2O4 si dissocia secondo l’equazione: N2O4(g) ↔ 2NO2(g) Calcolare il grado di dissociazione e le pressioni parziali di N2O4 e NO2 per un sistema in cui 0,858 g di N2O4, contenuti in un volume di 0,800 l, esercitano, dopo che si è stabilito l’equilibrio, una pressione di 0,590 atmosfere alla temperatura di 70,5ْ C. Soluzione α = 0,796 PN2O4 = 0,0670 atm PNO2 = 0,523 atm ¾ Problema 4.25 Zinco e acido cloridrico reagiscono con sviluppo di idrogeno. Calcolare il volume di H2, misurato alla temperatura di 28,0ْ C e alla pressione di 6,03 * 105 Pa, che si ottiene trattando 1,544 g di Zn con eccesso di HCl. Assumere un comportamento ideale. Soluzione 0,0981 l ¾ Problema 4.26 Nella fermentazione alcolica dei monosaccaridi [vedere problema 3.4] si formano, dopo successivi stadi di reazione, alcool etilico (C2H5OH) e biossido di carbonio (CO2). Calcolare il volume, a 735 Torr e 25,0ْ C, di CO2 formato dalla fermentazione di 135 g di glucosio (C6H12O6).

Soluzione: 38,01 l ¾ Problema 4.27 In riferimento al problema 3.5 determinare il volume di NH3 a 742 Torr e 20,0ْ C formato nel processo di deamminazione ossidativa dell’alanina, quando sono disponibili 0,0596 moli di alanina e 1,09 l di O2 a 753 Torr e 21,5ْ C. Soluzione 1,47 l ¾ Problema 4.28 Sono dati 2,74 l di C3H8 a condizioni normali e 20,5 l di O2 a 725 Torr e 27,0ْ C. Calcolare la massima quantità di CO2 espressa in litri, a condizioni normali, che si può formare nel processo di ossidazione a CO2 e H2O. Soluzione 8,20 l ¾ Problema 4.29 Determinare la massa molecolare di un gas incognito, sapendo che 0,602 l di questo gas diffondono nel tempo di 45’ 30’’ attraverso un foro capillare, attraverso cui lo stesso volume di O2, alla stessa temperatura, diffonde in 32’ 15’’. Soluzione 63,7 u ¾ Problema 4.30 Determinare il rapporto della velocità di diffusione di ossigeno e biossido di carbonio attraverso gli alveoli polmonari. Soluzione 1,17

CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI ¾ Problema 5.1 Calcolare la molarità di una soluzione che contiene 0,300 mol di HCl in un volume di 545 ml.

Soluzione:0,550 mol/l ¾ Problema 5.2 Si sciolgono 10,30 g di HCl in una quantità di acqua tale da ottenere 200,5 ml di soluzione.

Calcolare la molarità e la molalità sapendo che la densità della soluzione è 1,021 g/ml.

Soluzione 1,45 m 1,41 M ¾ Problema 5.3 Calcolare il numero di grammi di NaOH contenuti in 250,0 ml di soluzione 0,180 M. Soluzione 1,80 g ¾ Problema 5.4 Calcolare il numero di grammi di KOH che devono essere pesati per preparare 0,500 l di soluzione 0,100 N di KOH. Soluzione 2,80 g ¾ Problema 5.5 Calcolare la normalità di una soluzione di KMnO4 contenente 3,840 g di soluto in 0,500 l di soluzione, riferita ad un processo in cui KMnO4 si riduce in ambiente acido per H2SO4 a MnSO4.

Soluzione 0,243 N ¾ Problema 5.6 Calcolare i grammi di HNO3 necessari per preparare 0,500 l di soluzione 0,100 N a) come acido e b) come ossidante in un processo in cui HNO3 si riduce a NO. Soluzione 1,05 g ¾ Problema 5.7 Una soluzione è stata preparata sciogliendo 3,50 g di metanolo (CH3OH) in 50,90 g di H2O. Calcolare la frazione molare dei due componenti.

Soluzione ΧCH3OH = 0,0372 ΧH2O = 0,963 ¾ Problema 5.8 Una soluzione è preparata addizionando 10,15 g di NaOH a 70,55 g di H2O. Calcolare le percentuali in peso dei due componenti.

Soluzione % peso di H2O = 87,42 % % peso di NaOH = 12,58 % ¾ Problema 5.9 Una soluzione è preparata aggiungendo 112 ml di etanolo (C2H5OH) a 100,3 ml di H2O. Determinare il percento in volume dei due componenti, sapendo che il volume finale della soluzione è 207 ml.

Soluzione 48,5 % in volume di H2O 54,1 % in volume di C2H5OH ¾ Problema 5.10 Una delle soluzioni molto utilizzate nei laboratori biochimici è la soluzione di Ringer avente la seguente composizione espressa in grammi per 100 millilitri di soluzione: NaCl 0,90 g; KCl 0,050 g; CaCl2 0,025 g; NaHCO3 0,020 g. Descrivere come possono essere preparati 500,0 ml di soluzione di Ringer utilizzando soluzioni 1,00 M di NaCl, 0,500 M di KCl, 0,100 M di CaCl2, acqua e NaHCO3 solido.

Soluzione Si utilizzano 77 ml di soluzione 1,00 M di NaCl, 6,7 ml di soluzione 0,500 M di KCl e 11,3 ml di soluzione 0,100 M di CaCl2, che vengono introdotti in un recipiente del volume di 500,0 ml. Si addizionano 0,020 * 5 = 0,100 g di NaHCO3 e infine acqua fino ad avere un volume finale di soluzione di 500,0 ml. ¾ Problema 5.11 Un campione di acqua di lago contiene 16,8 ppm di NaNO3. Calcolare la concentrazione di NaNO3 espressa come molarità, sapendo che la densità del campione di acqua è 1,018 g/ml.

Soluzione 2,01 * 10-4 mol/l ¾ Problema 5.12 È data una soluzione di H2SO4 al 53,6% in peso. Sapendo che la densità è 1,44 g/ml, calcolare la molarità, la molalità, le frazioni molari e le normalità relative ai processi acido-base in cui si formano sali neutri e sali monoacidi e a processi di ossidazione in cui il prodotto di riduzione è SO2.

Soluzione 7,87 M χH2O = 0,825 χH2SO4 = 0,175 molalità: 11,8 mol/Kg 7,87 N per i processi H2SO4 → HSO-4 15,7 N per i processi H2SO4 → SO2-4 15,7 N per i processi H2SO4 → SO2 ¾ Problema 5.13 È data una soluzione di K2Cr2O7 2,00 N come ossidante in ambiente acido. Sapendo che il prodotto di riduzione è un sale di Cr(III), calcolare la molarità e la quantità di K2Cr2O7 in 190,3 ml di soluzione. Soluzione Molarità: 0,333 mol/l Quantità in grammi: 18,6 g ¾ Problema 5.14 Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta miscelando 75,0 ml di HCl 0,200 M con 25,8 ml di

HCl 0,450 M. Assumere che i volumi siano additivi. Soluzione 0,264 M ¾ Problema 5.15 15,3 ml di H2SO4 al 19,2% in peso (d = 1,132 g/ml) sono addizionati a 35,0 ml di H2SO4, avente normalità 0,390 rispetto a processi in cui entrambi gli atomi di idrogeno sono sostituiti. Si aggiunge infine acqua in modo da portare il volume a 80,8 ml. Calcolare la molarità della soluzione finale. Soluzione 0,504 M ¾ Problema 5.16 In una reazione si devono usare 0,240 l di soluzione di KOH 0,500 M. Quanti ml di soluzione di KOH al 15,9% in peso (d = 1,145 g/ml) devono essere diluiti con acqua per ottenere la soluzione desiderata? Soluzione 0,240 l ¾ Problema 5.17 Una soluzione contiene 4,800 g di HNO3 in 50,0 ml di soluzione. Determinare il volume di acqua che deve essere addizionato (assumendo che i volumi siano additivi) in modo da ottenere una soluzione 0,250 M. Soluzione 255 ml ¾ Problema 5.18 Si addizionano 125,5 ml di H2O (d = 1,000 g/ml) a 68,2 ml di C2H5OH (d = 0,790 g/ml). La soluzione ottenuta ha una densità di 0,954 g/ml. Calcolare il volume della soluzione, la molarità, la molalità e le percentuali in volume.

Soluzione 6,22 M 9,32 m 66,8% in volume H2O 36,3% in volume C2H5OH ¾ Problema 5.19 È data una soluzione di H2SO4 al 28,3% in peso, densità 1,212 g/ml. 41,2 ml di tale soluzione vengono miscelati con 25,3 ml di soluzione di H2SO4 al 50,7% in peso, densità 1,405 g/ml.

Sapendo che la densità della soluzione finale è 1,296 g/ml, calcolare la percentuale in peso e la molarità. Soluzione 37,5 %, 4,96 M ¾ Problema 5.20 Si vuole preparare un volume di 0,250 l di soluzione di etilenglicole, CH2OHCH2OH, al 37,4% in peso, densità 1,048 g/ml, per miscelazione di due soluzioni A e B di etilenglicole di cui sono note le percentuali in peso e la densità (A: 28,00% in peso, d = 1,035 g/ml; B: 40,1% in peso, d = 1,052 g/ml). Quali sono i volumi delle due soluzioni che devono essere utilizzati?

Soluzione 57 ml di soluzione A 193 ml di soluzione B ¾ Problema 5.21 Calcolare la normalità di una soluzione di KOH, 52,3 ml della quale sono completamente neutralizzati da 40,3 ml di HCl 0,200 N. Soluzione N = 0,154 eq/l

¾ Problema 5.22 100,0 ml di soluzione di NaOH 0,500 M sono portati a 200,0 ml con acqua. 50,0 ml della soluzione cosi ottenuta neutralizzano completamente 45,3 ml di soluzione di acido ossalico H2C2O4. Calcolare la normalità della soluzione di acido ossalico. Soluzione N = 0,276 eq/l ¾ Problema 5.23 È data una soluzione contenente NaOH e Ba(OH)2. 100,0 ml di questa soluzione sono trattati con un eccesso di H2SO4 diluito e danno 1,580 g di BaSO4. 30,0 ml della soluzione originaria, inoltre, sono completamente neutralizzati da 45,3 ml di HCl 0,300 N. Calcolare la normalità della soluzione rispetto a NaOH e a Ba(OH)2.

Soluzione N = 0,1354 eq/l rispetto il Ba(OH)2 N = 0,318 eq/l rispetto il NaOH ¾ Problema 5.24 È dato un campione di 20,50 g costituito da KCl e ZnCl2. Dopo dissoluzione in acqua, si precipitano completamente i cloruri con 359 ml di soluzione 0,800 M di AgNO3. Determinare le percentuali dei due sali nel campione.

Soluzione 46,5% ZnCl2 53,5% KCl ¾ Problema 5.25 Per l’ossidazione completa di un sale si Fe(II), contenuto in 65,0 ml di soluzione, sono richiesti 18,4 ml di soluzione di K2Cr2O7 0,100 N come ossidante. Calcolare la quantità in grammi di ferro contenuto in un litro di soluzione. Soluzione 1,58 g/l ¾ Problema 5.26 50,0 ml di una soluzione di H2O2 sono diluiti con acqua ad un volume di 1,000 l. 50,0 ml di questa soluzione sono titolati, in presenza di H2SO4, con una soluzione di KMnO4 0,100 N ossidante in ambiente acido ed il volume di KMnO4 richiesto è 18,2 ml. Si formano O2 ed un sale di Mn(II).

Calcolare la concentrazione di H2O2 nella soluzione originaria espressa in grammi per litro ed il titolo in volumi. Soluzione12,38 g/l; 4,08 volumi ¾ Problema 5.27 Un campione di 0,620 g di KBr impuro viene sciolto in acqua e portato ad un volume di 100,0 ml.

50,0 ml di questa soluzione richiedono per la completa precipitazione degli ioni bromuro, come AgBr, 25,0 ml di soluzione di AgNO3 0,100 N. Calcolare la percentuale di KBr nel campione analizzato. Soluzione:96,0% ¾ Problema 5.28 L’acetone, (CH3)2CO, contenuto in 100,0 ml di orina è distillato e trasformato in iodoformio, CHI3, con una soluzione debolmente alcalina di I2 secondo una reazione in cui sono consumate tre moli di I2 per mole di acetone. Sono stati usati 70,0 ml di soluzione 0,100 N di I2 ossidante e per ridurre a ioduro l’eccesso di I2 si sono utilizzati 25,0 ml di soluzione di Na2S2O3 0,100 N riducente.

Determinare la quantitĂ in grammi di acetone presente in 1,000 l di orina.

Soluzione: 0,436 g

PROPRIETA COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI ¾ Problema 6.1 Calcolare la tensione di vapore di una soluzione contenente 9,00 g di glucosio, C6H12O6, in 100,0 g di acqua alla temperatura di 20,0°C, sapendo che a questa temperatura la tensione di vapore dell’acqua è 17,5 Torr. Soluzione:17,3 Torr ¾ Problema 6.2 L’abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione ottenuta sciogliendo 2,85 g di un soluto indissociato non volatile in 75,0 ml di benzene, C6H6, (d = 0,879 g/ml) è 0,0186.

Determinare la massa molecolare del soluto e la concentrazione molare della soluzione, sapendo che la sua densità è 0,901 g/ml. Soluzione 178 u; 0,210 M. ¾ Problema 6.3 Calcolare la quantità in grammi di glicerolo da aggiungere a 1000,0 g di acqua per abbassare la tensione di vapore di 1,00 Torr a 25°C. La tensione di vapore dell’acqua a 25°C è 23,756 Torr.

Soluzione:224 g ¾ Problema 6.4 Determinare la temperatura di ebollizione, alla pressione normale di 1,000 atm, di una soluzione contenente 3,50 g di urea, CO(NH2)2, in 98,3 g di acqua. La temperatura di ebollizione dell’acqua ad 1,000 atm è 100,00°C e la Κe è 0,512°C * Kg/mol. Soluzione: 100,30°C ¾ Problema 6.5 Calcolare la quantità di glicerolo, C3H8O3, che, sciolta in 285 ml di H2O (d = 0,996 g/ml), provoca un innalzamento ebullioscopico di 0,150°C. La costante ebullioscopica molare di H2O è 0,512 °C * kg/mol. Soluzione 7,66 g ¾ Problema 6.6 È stata preparata una soluzione contenente 4,68 g di un composto, non volatile e indissociato, in 197,7 ml di cicloesano (d = 0,779 g/ml). La temperatura normale di ebollizione della soluzione è 81,30°C. Calcolare la massa molecolare del composto organico, sapendo che la temperatura di ebollizione nomale del cicloesano è 81,00°C e che la sua costante ebullioscopica molale è 2,80°C * Kg/mol. Soluzione: 284 u ¾ Problema 6.7 L’abbassamento crioscopico di una soluzione contenente 2,18 g di un composto organico A, non volatile e indissociato, in 127 g di un solvente, di cui non si conosce la Κc, è 1,69°C. Determinare la massa molecolare del composto A, sapendo che una soluzione contenente 3,85 g di un composto organico B non volatile e indissociato, avente massa molecolare 162 u, in 205 g dello stesso solvente presenta un abbassamento crioscopico di 1,03°C. Soluzione 90,5 u ¾ Problema 6.8 Una soluzione acquosa contenente 1,09 g di un composto, non volatile ed indissociato, in 122,4 ml di acqua (d = 0,996 g/ml) presenta un abbassamento crioscopico di 0,220°C. Determinare la formula molecolare del composto sapendo che Κc dell’acqua è 1,86°C * kg/mol e che il composto

contiene C (15,66%), H (5,37%), S (42,12%) e N (36,93%).

Soluzione CH4SN2 ¾ Problema 6.9 La pressione osmotica di una soluzione contenente 3,80 g di una proteina in 150,0 ml è 14,5 Torr a 25,5°C. Determinare la massa molecolare della proteina. Soluzione: 3,26 * 104 u ¾ Problema 6.10 Il plasma del sangue umano ha una pressione osmotica di 7,65 atm alla temperatura di 37,0°C. Calcolare la quantità di glucosio, C6H12O6, che si deve sciogliere in acqua in modo da ottenere 0,250 l di soluzione isotonica, cioè che ha la stessa pressione osmotica, con il plasma sanguino.

Soluzione: 13,5 g ¾ Problema 6.11 Una soluzione acquosa di un composto organico di massa molecolare 92,12 u presenta un innalzamento ebullioscopico di 0,071°C. Sapendo che Κe per l’acqua è 0,512°C * kg/mol e che la densità della soluzione è 1,13 g/ml, determinare la pressione osmotica, in atmosfere e pascal, della soluzione a 25,0°C. Soluzione: 3,8 atm = 3,8 * 105 Pa ¾ Problema 6.12 È stata preparata una soluzione di saccarosio, C12H22O11, sciogliendo 35,8 g di zucchero in 1000,0 g di acqua. Calcolare la tensione di vapore e la pressione osmotica della soluzione, alla temperatura di 20,0°C, sapendo che la densità della soluzione è 1,024 g/ml e che la tensione di vapore dell’acqua a questa temperatura è 17,535 Torr.

Soluzione La tensione di vapore è 17,50 Torr La pressione osmotica è 2,488 atm ¾ Problema 6.13 Per le quattro soluzioni di aldolasi denaturata, preparate in adatte condizioni, sono stati determinati alla temperatura di 25°C i valori di pressione osmotica indicati a lato:

a)

Concentrazione aldolasi (g/ml)

Pressione osmotica (cm di solvente)

0,0012

0,66

b)

0,0027

1,56

c) d)

0,0037 0,0051

2,22 3,19

Sapendo che la densità del solvente è 1,14 g/ml e la densità di Hg è 13,59 g/ml, determinare la massa molecolare dell’aldolasi denaturata. Sapendo, inoltre, che l’aldolasi nativa ha una massa molecolare di 158000 u ed è costituita da diverse catene polipeptidiche che si separano per denaturazione, quali informazioni relative a queste due specie si ottengono dalle misure di masse molecolari?

Soluzione

a) 4,0 * 104 g/mol b) 3,8 * 104 g/mol c) 3,7 * 104 g/mol d) 3,5 * 104 g/mol Il valore ottenuto per la massa molecolare dell’aldolasi denaturata è, in buona approssimazione, uguale ad un quarto di quello dell’aldolasi nativa, per cui si può affermare che quest’ultima è costituita da quattro catene polipeptidiche. ¾ Problema 6.14 Determinare la temperatura di congelamento di una soluzione acquosa contenente 4,52 g di NaOH in 200,5 ml di H2O (d = 0,996 g/ml) sapendo che una soluzione 0,150 m di glucosio solidifica a – 0,279°C. NaOH è totalmente dissociato in soluzione acquosa.

Soluzione - 2,11°C ¾ Problema 6.15 Una soluzione acquosa di un solido AB, che si può dissociare parzialmente in ioni A+ e B-, presenta un innalzamento ebullioscopico di 0,225°C. Calcolare il grado di dissociazione del soluto AB in questa soluzione, sapendo che sono state sciolte 0,135 mol di AB in 431 g di acqua e che Κ e per

l’acqua è 0,512°C * kg/mol. Soluzione: α= 0,403

Eliminato:

¾ Problema 6.16 Un composto ionico AB2 si dissocia completamente in acqua in A2+ e B-. Calcolare la pressione osmotica a 25,0°C di una soluzione acquosa di AB2, che presenta un innalzamento ebullioscopico di 0,350°C. La Κe dell’acqua è 0,512°C * kg/mol e la soluzione è al 9,75% in peso con densità 1,100 g/ml. Soluzione: 16,6 atm ¾ Problema 6.17 Calcolare la concentrazione di una soluzione di glucosio isotonica con una soluzione 0,100 M di NaCl, considerato completamente dissociato. Soluzione: 0,200 mol/l ¾ Problema 6.18 È stata preparata una soluzione sciogliendo 0,100 mol di un composto A in 200,0 g di acqua. A causa di legami idrogeno il composto A è associato per il 30,0% in specie A2. Calcolare l’abbassamento crioscopico della soluzione, essendo Κ c dell’acqua uguale a 1,86°C * kg/mol.

Soluzione: 0,79°C

TERMOCHIMICA ¾ Problema 7.1 La decomposizione termica del carbonato di calcio (CaCO3) porta alla formazione di ossido di calcio (CaO) e di biossido di carbonio (CO2). Per decomporre una mole di CaCO3 a 25°C e un atmosfera sono necessari 1,78 * 105 J. Calcolare ΔΕ per la decomposizione di 1,00 g di CaCO3.

Soluzione ΔΕ = 1,76 * 103 J ¾ Problema 7.2 Calcolare il ΔH° di formazione dell’ossido di carbonio dagli elementi sapendo che per CO2

(g)

ΔH°form = - 393,5 kJ/mol e che per l’ossidazione di CO(g) a CO2 (g) ΔH° = -283,9 kJ/mol.

Soluzione ΔH°x = - 109,6 kJ/mol ¾ Problema 7.3 Calcolare il ΔH° di formazione del glucosio (C6H12O6) sapendo che per CO2(g) ΔH°form = -393,5 kJ/mol, per H2O(l) ΔH°form = -285,8 kJ/mol e per C6H12O6(s) ΔH°comb = -2815,8 kJ/mol.

Soluzione ΔH° = - 1,260 * 103 kJ/mol ¾ Problema 7.4 Calcolare il ΔH° di combustione del metano (CH4) utilizzando i valori di ΔH°form di CO2(g), H2O(l) e CH4(g). Soluzione: ΔH° = -890,2 kJ/mol ¾ Problema 7.5 Calcolare ΔH° per la decomposizione del carbonato di calcio (CaCO3) ad ossido di calcio (CaO) e CO2 utilizzando i valori di ΔH°form di CO2(g), CaO(s) e CaCO3(s) riportati nell’Appendice 5.

Soluzione: ΔH° = 177,9 kJ/mol ¾ Problema 7.6 Calcolare ΔH° per la reazione Na(s) Na

= 104,6 kJ/mol, ΔH°ionizzazione

Na(g)

H2O

→ Na+(idr) + e- disponendo dei seguenti dati: ΔH°sublimazione

= 493,7 kJ/mol, ΔH°idratazione

Na+

= -397,5 kJ/mol. Soluzione:

200,8 kJ/mol ¾ Problema 7.7 Calcolare quanto calore si sviluppa nell’ossidazione di 2,43 ml di etanolo (C2H5OH) ad acido acetico (CH3COOH) sapendo che per la combustione dell’etanolo ΔH° = - 1371 kJ/mol e che per la combustione dell’acido acetico ΔH° = - 876,1 kJ/mol. La densità dell’etanolo è 0,7893 g/ml.

Soluzione: 20,6 kJ ¾ Problema 7.8 Calcolare ΔG per la sintesi dell’ammoniaca: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) In condizioni standard e alla temperatura di 340,0 K. Dalle tabelle ricaviamo i seguenti valori: ΔG°N2(g) = 0,00 ΔG°H2(g) = 0,00 ΔG°NH3(g) = - 16,6 kJ/mol ΔH°N2(g) = 0,00

ΔH°H2(g) = 0,00

ΔH°NH3(g) = - 46,19 kJ/mol

S°N2(g) = 0,1915 kJ/(mol * K) S°H2(g) = 0,1306 kJ/(mol * K) S°NH3(g) = 0,1925 kJ/(mol * K) Soluzione

ΔG = -25,06 kJ

L’EQUILIBRIO CHIMICO. ¾ Problema 8.1 Si sciolgono 1,000 mol di A in 1,000 l di soluzione. Si stabilisce l’equilibrio A ↔ B per il quale Κc = 0,80. Calcolare le concentrazioni di A e di B all’equilibrio.

Soluzione [A] = 0,56 M [B] = 0,44 M ¾ Problema 8.2 Calcolare le concentrazioni all’equilibrio di A e di B quando si sciolgano 0,60 mol di A in un litro di soluzione. Per l’equilibrio A ↔ B, Κc = 0,80.

Soluzione [A] = 0,33 M [B] = 0,27 M ¾ Problema 8.3 Si sciolgono 0,60 mol di B in un litro di soluzione. Sapendo che per l’equilibrio A ↔ B, Κc = 0,80, calcolare le concentrazioni di A e di B all’equilibrio.

Soluzione [A] = 0,33 M [B] = 0,27 M ¾ Problema 8.4 Calcolare la costante Κc per l’equilibrio B ↔ A sapendo che le concentrazioni di A e di B all’equilibrio sono quelle calcolate al problema 8.3: [A] = 0,33 M, [B] = 0,27 M. Soluzione: Κc = 1,22 ¾ Problema 8.5 Si fanno reagire 0,80 mol di A con 0,80 mol di B e 0,80 di C in 0,900 l di soluzione. Si stabilisce l’equilibrio A + B + C ↔ D + 2E. Calcolare la concentrazione di tutte le specie al raggiungimento dell’equilibrio sapendo che Κc = 0,95.

Soluzione [A] = [B] = [C] = 0,55 M [D] = 0,34 M [E] = 0,68 M ¾ Problema 8.6 Una soluzione contiene A in concentrazione 2,80 * 10-2 M e B in concentrazione 1,20 * 10-2 M. Sapendo che per l’equilibrio 2A ↔ B + C, Κc = 1,00 * 10-2, calcolare le concentrazioni di A, B e C all’equilibrio.

Soluzione [A] = 2,69 * 10-2 M [B] = 1,26 * 10-2 M [C] = 5,73 * 10-4 M

¾ Problema 8.7 Si fanno reagire, in 0,500 l di soluzione, 8,00 * 10-2 moli di A con un numero incognito di moli di B. A e B reagiscono tra di loro per dare C secondo l’equilibrio: A + B ↔ 2C. All’equilibrio sono presenti 1,05 * 10-1 moli di C. Calcolare quante moli di B sono state impiegate sapendo che per l’equilibrio dato Κc = 1,18. Soluzione: mol B = 3,92 * 10-1 mol ¾ Problema 8.8 Supponiamo di introdurre in un recipiente di un litro, tenuto alla temperatura di 540,0 K, 0,500 moli di PCl5. Nel recipiente avviene la reazione: PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. Al raggiungimento dell’equilibrio troviamo che sono presenti 0,342 moli di PCl5, 0,158 moli di PCl3 e 0,158 moli di Cl2. Calcolare la Κc e la Κp dell’equilibrio scritto.

Soluzione Κc = 7,30 * 10-2 Κp = 3,23 ¾ Problema 8.9 Al raggiungimento delle condizioni di equilibrio, alla temperatura di 1385 K, una miscela di CO2, H2O, H2 e CO ha la seguente composizione percentuale in volume: CO2, 10,0%; H2O, 20,0%; H2, 45,0%, CO 25,0%. Calcolare Κc, Κp e Κx per l’equilibrio: CO2 + H2 ↔ CO + H2O Soluzione Κc = Κp = Κx = 1,11 ¾ Problema 8.10 In un reattore, del volume di 0,500 l, termostatizzato alla temperatura di 540,0 K, vengono introdotte 8,50 * 10-2 mol di PCl5. Si stabilisce l’equilibrio: PCl5 ↔ PCl3 + Cl2.

Alla temperatura data, reagenti e prodotti sono presenti allo stato gassoso. Al raggiungimento delle condizioni di equilibrio la pressione all’interno del reattore è di 11,10 atm. Calcolare Κp per la decomposizione di PCl5.

Soluzione: Κp = 3,22 ¾ Problema 8.11 In un reattore in cui sia stato introdotto HI allo stato gassoso alla pressione di 8,2 atmosfere, si stabilisce l’equilibrio di decomposizione: 2HI ↔ H2 + I2. Alla temperatura alla quale viene condotta l’esperienza Κp = 2,04 * 10-2. Calcolare le pressioni parziali di tutte le specie all’equilibrio.

Soluzione pHI = 6,4 atm pH2 = pI2 = 0,91 atm ¾ Problema 8.12 In un reattore viene introdotto CO2 alla pressione di 0,70 atm. In presenza di H2 si stabilisce l’equilibrio: CO2 + H2 ↔ CO + H2O. Calcolare quale debba essere la pressione parziale di H2 all’inizio della reazione perché all’equilibrio la pressione parziale di CO sia di 0,60 atm.

L’esperienza viene condotta alla temperatura di 1998 K e in tali condizioni Kp = 4,40.

Soluzione: 1,42 atm ¾ Problema 8.13 Calcolare Kc e Kp per l’equilibrio H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) sapendo che a 298 K ΔG° è uguale a – 16,8 kJ. Soluzione: Kc = Kp = 8,7 * 102 ¾ Problema 8.14 Per la conversione del citrato in isocitrato (reazione che interviene nel ciclo dell’acido citrico) ΔG° = +6,65 kJ/mol. Calcolare Kc per l’equilibrio: citrato ↔ isocitrato.

Soluzione: Kc = 6,83 * 10-2 ¾ Problema 8.15 Per la reazione: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g), alla temperatura di 298 K, ΔG° è maggiore di zero e il carbonato di calcio è stabile. A temperature più elevate, quando nell’espressione ΔG = ΔH - T ΔS prevale il termine T ΔS, il carbonato di calcio si decompone in CaO + CO2. Supponiamo di introdurre in un recipiente, del volume, del volume di 10,0 l, 80,0 g di CaCO3 e di riscaldare a 1200,0 K. Sapendo che per l’equilibrio scritto sopra Kp = 4,5 a 1200,0 K calcolare la pressione di CO2 e quanti grammi di CaCO3 risultano indecomposti al raggiungimento dell’equilibrio.

Soluzione: 4,5 atm; 34 g

SPOSTAMENTO DELL’EQUILIBRIO E PRINCIPIO DI LE CHATELIER ¾ Problema 9.1 Confrontare per l’equilibrio A + B → C + D (Kc = 1,30 * 10-3) le concentrazioni all’equilibrio che si ottengono nelle seguenti esperienze: 1) 7,80 * 10-2 moli di A e 7,80 * 10-2 moli di B vengono sciolte in 2,000 l di soluzione; 2) 7,80 * 10-2 moli di A e 1,30 * 10-1 moli di B vengono sciolte in 2,000 l di soluzione.

Soluzione Nell’ esperienza 1), l’equilibrio viene raggiunto quando la concentrazione di C e di D è 1,36 * 10-3 M; nell’esperienza 2), quando la concentrazione di C e di D è 1,75 * 10-3 M. La concentrazione dei prodotti risulta più elevata nella seconda esperienza e ciò equivale a dire che nell’esperienza 2) l’equilibrio è più spostato verso destra che nell’esperienza 1), come avevamo potuto anticipare qualitativamente applicando il principio di Le Chatelier. ¾ Problema 9.2 Confrontare per l’equilibrio A + B → 2C

(Kc = 0,870) le concentrazioni all’equilibrio che si

ottengono nelle seguenti due esperienze: 1) 7,80 * 10-2 moli di A e 3,20 * 10-2 moli di B vengono sciolte in 0,400 l di soluzione; 2) 7,80 * 10-2 moli di A, 3,20 * 10-2 moli di B e 1,30 * 10-2 moli di C vengono sciolte in 0,400 l di soluzione.

Soluzione Nell’esperienza 2) le concentrazioni residue di A e di B sono maggiori che nell’esperienza 1) e concludiamo che la presenza di C all’inizio della reazione ha determinato una retrocessione dell’equilibrio. ¾ Problema 9.3 Il composto C si decompone in A + B secondo l’equilibrio: C ↔ A + B per il quale Kc = 1,30 * 10-1. a) Calcolare quali sono le concentrazioni all’equilibrio quando vengono fatte reagire 1,30 * 10-1 mol di C in 0,750 l di soluzione. b) Calcolare inoltre quante moli di B devono essere presenti all’inizio della reazione per ridurre alla metà la concentrazione di A all’equilibrio rispetto a quella calcolata in a).

Soluzione a) [C] = 7,46 * 10-2 M [A] = [B] = 9,84 * 102 M b) 2,08 * 10-1 mol ¾ Problema 9.4 Per l’equilibrio: Aspartato ↔ Fumarato + NH+4, Kc = 5,1 * 10-3 alla temperatura di 298 K. Data una soluzione 5,00 * 10-1 M di aspartato, calcolare: a) il percento di conversione dell’aspartato in fumarato a 298 K e b) quante moli per litro di NH+4 devono essere presenti nella soluzione per fa si che la conversione dell’aspartato in fumarato sia di 1,00%.

Soluzione a) 9,6% b) 5,0 * 10-1 mol/l

¾ Problema 9.5 PCl5 si decompone ad alte temperature in PCl3 e Cl2 secondo l’equilibrio: PCl5 ↔ PCl3 + Cl2 per il quale, a 538 K, Kp = 3,20. Calcolare le pressioni parziali di PCl5, PCl3 e Cl2 e la composizione percentuale in volume della miscela di gas all’equilibrio quando 8,25 * 10-1 mol di PCl5 vengono riscaldate a 538 K sotto una pressione di: a) 1,00 atm; b) 10,0 atm.

Soluzione a) pCl2 = 4,66 * 10-1 atm pCl3 = 4,66 * 10-1 atm pCl5 = 6,80 * 10-2 atm Cl2: 46,6% PCl3: 46,6% PCl5: 6,80 % b) ) pCl2 = 3,30 atm pCl3 = 3,30 atm pCl5 = 3,40 atm Cl2: 33,0% PCl3: 33,0% PCl5: 34,0 % ¾ Problema 9.6 A temperature elevate SbCl5 si decompone secondo l’equilibrio: SbCl5 ↔ SbCl3 + Cl2 per il quale, a 485 K, Kp = 0,338. Si dispone di due reattori rispettivamente del volume di 1,00 l e di 5,00 l. In entrambi vengono introdotte 2,75 * 10-2 mol di SbCl5 e la temperatura viene portata a 485 K. Calcolare quante moli di SbCl5 non decomposto sono presenti al raggiungimento dell’equilibrio nei due reattori.

Soluzione 8,5 * 10-3 mol ¾ Problema 9.7 Calcolare Kp per l’equilibrio: 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 alle temperature di 298 K e di 350,0 K ricavando i valori di ΔH° e di ΔG° nell’appendice 5.

Soluzione K298 = 3,5 * 1024 K350 = 2,7 * 1019 ¾ Problema 9.8 Per la conversione dell’aspartato in fumarato e NH+4 secondo l’equilibrio: Aspartato ↔ Fumarato + NH+4 , la costante di equilibrio Kc è uguale a 1,60 * 10-2 a 39°C e 5,10 *10-3 a 25°C. Calcolare ΔH° per la reazione.

Soluzione 6,31 * 104 J/mol

EQUILIBRI IN SOLUZIONI DI ELETTROLITI ¾ Problema 10.1 In una soluzione 0,80 M di un elettrolita binario AB la concentrazione di A+ all’equilibrio è 0,15 M. calcolare il grado di dissociazione. Soluzione 0,19 ¾ Problema 10.2 Calcolare il grado di dissociazione di un elettrolita A2B3 in una soluzione 1,00 M sapendo che la concentrazione di B2- all’equilibrio è 0,030 M. Soluzione 0,010 ¾ Problema 10.3 Calcolare la concentrazione di Na+ e di Cl- in una soluzione 1,51 * 10-2 M di NaCl. Soluzione [Na+] = [Cl-] = 1,51 * 10-2 M ¾ Problema 10.4 Si disciolgono 2,34 g di CaCl2 in 330,0 ml di acqua. Calcolare la concentrazione delle specie ioniche in soluzione assumendo che il volume non vari in seguito all’addizione del sale sodico.

Soluzione [Ca2+] = 6,39 * 10-2 M [Cl-] = 1,28 * 10-1 M ¾ Problema 10.5 Calcolare la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione che contenga 2,32 g di NaCl e 1,21 g di KCl in 0,500 l.

Soluzione [Na+] = 7,94 * 10-2 M [Cl-] = 1,12 * 10-1 M [K+] = 3,24 * 10-2 M ¾ Problema 10.6 Calcolare la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione ottenuta sciogliendo 2,81 g di CaCl2 in 1,300 l di NaCl 0,100 M e portando il volume a 1,500 l con acqua.

Soluzione [Na+] = 8,67 * 10-2 M [Ca+2] = 1,69 * 10-2 M [Cl-] = 1,21 * 10-1 M ¾ Problema 10.7 Calcolare la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione preparata addizionando 0,732 l di una soluzione 1,50 * 10-2 M di LiCl a 0,283 l di una soluzione 3,00 * 10-2 M di Mg(NO3). Si assuma che i volumi siano additivi.

Soluzione [Li+] = 1,08 * 10-2 M [Cl-] = 1,08 * 10-2 M [Mg+2] = 8,36 * 10-3 M [NO-3] = 1,67 * 10-2 M

他 Problema 10.8 Supponiamo di voler preparare un litro di una soluzione che contenga I seguenti ioni alle concentrazioni specificate: [Na+] = 8,00 * 10-2 M e [Mg2+] = 3,00 * 10-3 M, disponendo di una soluzione 2,00 M di NaCl e di una soluzione 1,00 M di MgCl2. Calcolare quanti ml di ciascuna delle due soluzioni occorre impiegare.

Soluzione NaCl: 40,0 ml MgCl2: 3,00 ml

pH di SOLUZIONI DI ACIDI E DI BASI ¾ Problema 11.1 Calcolare [OH-] in una soluzione in cui sia [H3O+] = 4,52 * 10-3 M Soluzione: 2,21 * 10-12 M ¾ Problema 11.2 Sapendo che in una soluzione la concentrazione di H3O+ è 7,9 * 10-10 M, calcolare la concentrazione molare di OH- nella stessa soluzione. Soluzione 1,3 * 10-5 M ¾ Problema 11.3 Calcolare il pH di una soluzione in cui sia [H3O+] uguale a 2,70 * 10-5 M. Soluzione pH = 4,75 ¾ Problema 11.4 Calcolare il pH di una soluzione in cui sia [OH-] uguale a 8,48 * 10-8 M. Soluzione: pH 6,928 ¾ Problema 11.5 Calcolare il pH di una soluzione in cui sia [H3O+] uguale a 1,50 M. Soluzione pH = - 0,176 ¾ Problema 11.6 Calcolare il pH di una soluzione in cui sia [OH-] uguale a 2,00 M. Soluzione: pH = 14,301 ¾ Problema 11.7 Calcolare la concentrazione molare degli ioni H3O+ in una soluzione avente pH uguale a 7,843.

Soluzione: 1,44 * 10-8 M ¾ Problema 11.8 Calcolare la concentrazione molare degli ioni OH- in una soluzione avente pH uguale a 12,054.

Soluzione 1,13 * 10-2 M ¾ Problema 11.9 Calcolare il pH e la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione 8,62 * 10-1 M dell’acido forte HClO4. Soluzione pH = 0,0645; [H3O+] = [ClO4-] = 8,62 * 10-1 M ¾ Problema 11.10 Calcolare il pH e la concentrazione delle specie ioniche in una soluzione di NaOH 4,44 * 10-2 M. Soluzione: pH = 12,648 ¾ Problema 11.11 Calcolare la molarità di una soluzione di HNO3 che abbia pH uguale a 3,25. Soluzione: 5,6 * 10-4 M ¾ Problema 11.12 Una soluzione di KOH ha pH 13,024. Calcolare la molarità. Soluzione: 0,106 M ¾ Problema 11.13 Calcolare il pH di una soluzione 1,34 * 10-2 M di Ba(OH)2. L’idrossido di bario è una base forte.

Soluzione: pH = 12,428 ¾ Problema 11.14 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta da 50,7 ml di HCl concentrato (37,00% in peso, d = 1,190 g/ml) e acqua fino ad un volume finale di un litro. Soluzione: pH = 0,213 ¾ Problema 11.15 Calcolare il pH di una soluzione 1,00 * 10-7 M di HCl.

Soluzione: pH = 6,790 ¾ Problema 11.16 Calcolare il pH e la concentrazione delle specie presenti all’equilibrio in una soluzione 1,00 M di acido acetico (CH3COOH) sapendo che la sua costante di dissociazione Ka è 1,76 * 10-5.

Soluzione: pH = 2,378 ¾ Problema 11.17 Calcolare il pH e la concentrazione della specie all’equilibrio in una soluzione 4,82 * 10-2 M di acido formico. La costante di dissociazione dell’acido formico, Ka, è 1,77 * 10-4. Soluzione: pH = 2,548 ¾ Problema 11.18 Una soluzione 5,50 * 10-2 M di acido lattico ha pH 2,195. Calcolare la costante di dissociazione dell’acido lattico (CH3CHOHCOOH). Soluzione: Ka = 8,37 * 10-4 ¾ Problema 11.19 L’ammoniaca, NH3, è una base debole con Kb = 1,79 * 10-5. calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di NH3 perché il suo pH sia 11,040. Soluzione 6,87 * 10-2 M ¾ Problema 11.20 Una soluzione 0,500 M della base debole dietilammina, (C2H5)2NH, ha pH 12,330. Calcolare quanti ml di H2O bisogna aggiungere a 150,0 ml di tale soluzione perché il pH diventi uguale a 11,500. In questo e nei problemi che seguono i volumi delle soluzioni verranno sempre considerati additivi. Soluzione 5,36 l ¾ Problema 11.21 Calcolare la concentrazione delle specie all’equilibrio in una soluzione 0,100 M di idrogeno solforato (H2S). H2S è un acido biprotico con costanti di dissociazione K1 = 1,1 * 10-7 e K2 = 1 * 1014 .

Soluzione [H2S] = 0,100 M [H3O+] = 1,0 * 10-4 M [HS-] = 1,0 * 10-4 M [S2-] = 1 * 10-14 M ¾ Problema 11.22 Calcolare la concentrazione delle specie in una soluzione 1,73 * 10-1 M di acido solforico (H2SO4).

L’acido solforico è un acido biprotico la cui prima dissociazione è completa. La costante della seconda dissociazione è K = 1,20 * 10-2.

Soluzione [H2SO4] = 0 [H2SO4-] = 1,62 * 10-1 M [H3O+] = 1,84 * 10-1 M [SO4-2] = 1,06 * 10-2 M

pH DI SOLUZIONI SALINE: EQUILIBRI DI IDROLISI ¾ Problema 12.1 Calcolare il pH di una soluzione 1,85 * 10-2 M di acetato di sodio (CH3COONa) sapendo che la costante di dissociazione dell’acido acetico è K = 1,76 * 10-5. Soluzione: pH = 8,510 ¾ Problema 12.2 Calcolare il pH ed il percento di idrolisi di una soluzione 0,85 M di CH3COONa sapendo che la costante di dissociazione dell’acido acetico è K = 1,76 * 10-5.

Soluzione pH = 9,343 % idrolisi = 2,59 * 10-3 % ¾ Problema 12.3 Calcolare il pH di una soluzione 2,42 * 10-1 M di cloruro di ammonio (NH4Cl). La costante di dissociazione di NH3 è Kb = 1,79 * 10-5. Soluzione pH = 4,936 ¾ Problema 12.4 Calcolare quale concentrazione debba avere una soluzione di NH4Cl perché il suo pH sia 4,682.

Kb di NH3 = 1,79 * 10-5. Soluzione 7,74 * 10-1 M

EQUILIBRI DI SOLUBILITA ¾ Problema 13.1 La solubilità in acqua di Li3Na3(AlF6)2 è di 0,74 g/l. Calcolare il prodotto di solubilità.

Soluzione 7,5 * 10-19 ¾ Problema 13.2 Il prodotto di solubilità della fluoroapatite (Ca5(PO4)3F) è 3,98 * 10-61. Calcolare la solubilità della fluoroapatite in g/l (e in ppm).

Soluzione 2,78 * 10-5 g/l 0,0278 ppm ¾ Problema 13.3 Sappiamo che, alla temperatura di 292 K, per SrF2 KPS = 2,8 * 10-9 e per SrSO4 KPS = 3,8 * 10-7.

Calcolare la solubilità di questi due sali in mol/l.

Soluzione SrF2 : 8,9 * 10-4 mol/l SrSO4 : 6,2 * 10-4 mol/l ¾ Problema 13.4 Calcolare quanti grammi di PdCrO4 passano in soluzione: a) in 0,100 l di H2O e b) in 0,100 l di Na2CrO4 0,100 M. Per PdCrO4 il valore di KPS è 1,77 * 10-14. Si assuma che l’addizione del sale solido non determini variazioni di volume.

Soluzione a) 4,30 * 10-6 g b) 5,72 * 10-12 g ¾ Problema 13.5 Calcolare la solubilità in moli per litro di Fe(OH)3 a pH 3,00 e a pH 8,000. Per Fe(OH)3 KPS = 1,1 * 10-36.

Soluzione [Fe3+] = 1,1 * 10-3 M [Fe3+] = 1,1 * 10-18 M ¾ Problema 13.6 Una soluzione contiene MgCl2 0,100 M e FeCl2 0,100 M. Calcolare i pH ai quali inizia la precipitazione di Mg(OH)2 e di Fe(OH)2 sapendo che per Mg(OH)2 KPS = 1,2 * 10-11 e per Fe(OH)2 KPS = 1,64 * 10-14.

Soluzione Mg(OH)2 : 9,04 Fe(OH)2 : 7,607 ¾ Problema 13.7 A 25,0 ml di una soluzione 0,300 M di BaCl2 vengono addizionati 30,0 ml di Na2CrO4 0,200 M. Sapendo che BaCrO4 è un sale poco solubile con KPS = 2,4 * 10-10, calcolare quanti grammi di

BaCrO4 precipitano e le concentrazioni residue di Ba2+ e CrO2-4 che rimangono nella soluzione. In questo e nei problemi successivi i volumi vengono considerati additivi.

Soluzione 1,52 gr [Ba2+] = 0,027 M [CrO2-4 ] = 8,9 * 10-9 M ¾ Problema 13.8 Una soluzione contenente ioni Ca2+ e ioni Mg2+ entrambi in concentrazione 1,70 * 10-4 M viene a contatto con una soluzione contenente ioni CO2-3 in concentrazione 1,00 * 10-3 M. Dire se precipita calcite (CaCO3) o nesquehonite (MgCO3 * 3H2O) o entrambe sapendo che per la calcite, KPS = 1,7 * 10-8 e per la nesquehonite KPS = 2,6 * 10-5.

Soluzione Precipita calcite ma non la nesquehonite. ¾ Problema 13.9 Una soluzione contiene FeCl2 e MnCl2, entrambi alla concentrazione di 0,100 mol/l. Facciamo gorgogliare H2S nella soluzione in modo da mantenere costante al valore di 0,100 mol/l la concentrazione dell’acido (tale è infatti la concentrazione delle soluzioni sature di H2S). Sia FeS che MnS sono poco solubili e i loro KPS sono rispettivamente 3,7 * 10-19 e 1,4 * 10-15. Vogliamo sapere a quale pH inizia la precipitazione di ciascuno di questi solfuri e quale è la concentrazione residua del catione del solfuro meno solubile quando inizia la precipitazione del solfuro più solubile. Per H2S, K1 = 1,1 * 10-7 e K2 = 1,0 * 10-14.

Soluzione FeS: pH = 2,26 MnS: pH = 4,05 [Fe2+] = 2,6 *10-5 M ¾ Problema 13.10 Conoscendo i seguenti prodotti di solubilità : KPS(CdS) = 3,6 * 10-29 KPS(CoS) = 3,0 * 10-26 KPS(ZnS) = 1,2 * 10-23 Dire per quale di questi solfuri la precipitazione è completa da una soluzione satura in H 2S (0,100 M) e contenente HCl 0,10 M. Consideriamo completa la precipitazione quando la concentrazione residua del catione è minore di 10-5 M. Per H2S: K1 = 1,1 * 10-7; K2 = 1,0 * 10-14.

Soluzione La precipitazione di CdS e di CoS è completa, mentre la precipitazione di ZnS non è completa.

ELETTROCHIMICA ¾ Problema 14.1 Calcolare quanti grammi di Al vengono depositati al catodo di una cella elettrolitica contenente AlCl3 fuso quando si faccia passare una corrente di 2,60 * 10-1 A per 35 minuti.

Soluzione 5,09 * 10-2 g ¾ Problema 14.2 L’idrogeno puro viene preparato per elettrolisi dell’acqua. All’anodo della cella elettrolitica si sviluppa ossigeno e al catodo idrogeno. Calcolare quanti coulombs di elettricità occorrono per separare 20,0 l di H2 (misurati alla temperatura di 298 K e alla pressione di 1 atm) e quanti litri di ossigeno (nelle stesse condizioni di pressione e temperatura) vengono contemporaneamente prodotti all’anodo. Soluzione 1,58 * 105 C; 10,0 l ¾ Problema 14.3 Per misurare la quantità di elettricità che passa in un circuito si può impiegare un coulombometro ad argento che consiste in una cella in cui avviene l’elettrolisi di una soluzione di AgNO3. In tale cella si separa al catodo Ag metallico e all’anodo si libera ossigeno. Si ricava la quantità di elettricità passata durante un certo periodo di tempo nel circuito pesando l’argento depositato al catodo. In una tipica esperienza, si è trovato che il passaggio della corrente elettrica ha determinato la elettrodeposizione di 53,1 g di Ag metallico. Calcolare quanti coulombs sono passati nel circuito. Soluzione 4,75 * 104 C ¾ Problema 14.4 La cella Daniell è basata sulla seguente reazione di ossidoriduzione: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu. Nel compartimento anodico della cella, in cui una sbarretta di Zn è immersa in una soluzione contenente ioni Zn2+, si produce la semireazione di ossidazione dello Zn metallico a Zn2+ e nel compartimento catodico, in cui una sbarretta di rame è immersa in una soluzione contenente ioni Cu2+, si produce la semireazione di riduzione degli ioni Cu2+ a Cu metallico. Vogliamo sapere la quantità di elettricità erogata dalla cella (espressa in coulombs) in corrispondenza ad un aumento del peso dell’elettrodo di Cu di 15,0 g. Soluzione 4,55 * 104 C ¾ Problema 14.5 Nelle batterie al piombo impiegate nelle automobili la semireazione anodica è: Pb(s) + HSO-4 + H2O → PdSO4(s) + H3O+ + 2e-. Calcolare il peso di Pd necessario perché la batteria sia in grado di erogare 50,0 ampere-ora. Con questa misura convenzionale si intende che la quantità di elettricità prodotta è tale per cui la batteria è in grado di erogare 50 A per un’ora oppure 25 A per 2 ore e cosi via. Soluzione 1,93 * 102 g ¾ Problema 14.6 Il funzionamento di una cella a combustione è basato sulla seguente reazione: 2H2 + O2 → 2H2O. La cella è costituita da due elettrodi di carbone poroso immersi in una soluzione di KOH e il comparto catodico è separato de quello anodico mediante un setto poroso. Su uno degli elettrodi viene fatto gorgogliare H2, sull’altro O2. Dato che la reazione è molto lenta, si unisce al carbone impiegato per la preparazione degli elettrodi una miscela di catalizzatori. Calcolare il volume di H2

e di O2 (a 298 K e 1 atm) consumati durante l’erogazione di 100,0 A per 3 minuti.

Soluzione 2,27 l di H2;1,14 l di O2 ¾ Problema 14.7 Sapendo che il potenziale per la semireazione: Al3+ + 3e- → Al(s), E° = -1,66 V, calcolare il potenziale per le seguenti semireazioni: 2Al3+ + 6e- → 2Al(s), Al(s) → Al3+ + 3eSoluzione Per la prima è –1,66 V, e per la seconda è +1,66 V. ¾ Problema 14.8 Calcolare la f.e.m.: a) di una cella in cui una semicella è l’elettrodo normale ad idrogeno e la seconda semicella è costituita da un elettrodo di Zn immerso in una soluzione 1M di ZnSO4; dire quale dei due elementi funge da anodo; b) di una cella in cui una semicella è l’elettrodo normale ad idrogeno e la seconda semicella è costituita da un elettrodo di Cu immerso in una soluzione 1M di CuSO4; dire quale dei due elementi funge da anodo; c) di una cella in cui una semicella è costituita da una elettrodo di Zn immerso in una soluzione 1 M di ZnSO4 e la seconda da un elettrodo di Cu immerso in una soluzione 1 M di CuSO4; dire quale elettrodo funge da anodo.

I potenziali standard di riduzione di Cu2+ e di Zn2+ sono rispettivamente +0,34 V e –0,76 V. Soluzione a) l’elettrodo di Zn b) l’elettrodo ad H2 c) l’elettrodo di Zn ¾ Problema 14.9 Calcolare la f.e.m. di una cella in cui una semicella sia costituita da una sbarrette di Zn immersa in una soluzione di ZnSO4 1,00 M e la seconda semicella sia costituita da un elettrodo di Ag immerso in una soluzione 1,00 M di AgNO3. Individuare l’elettrodo che funge da anodo e scrivere la notazione convenzionale della cella. I potenziali standard di riduzione dello zinco e dell’argento sono rispettivamente: E°Zn2+/Zn = -0,76 V, E°Ag+/Ag = +0,80 V. Soluzione L’elettrodo di zinco funge da anodo e la notazione convenzionale è la seguente: Zn Zn2+(1,00 M) Ag+ (1,00 M) Ag ¾ Problema 14.10 Scrivere la notazione convenzionale per una cella il cui funzionamento sia basato sulla seguente ossidoriduzione: 2MnO-4 + 10Cl- + 16H3O+ → 2Mn2+ + 5Cl2 + 24H2O si assuma che tutte le specie siano presenti nelle condizioni standard.

soluzione Pt Cl-(1,00 M); Cl2(1,00 atm) MnO-4(1,00 M), H3O+(1,00 M); Mn2+(1,00 M) Pt ¾ Problema 14.11 Calcolare E° per la seguente ossidoriduzione: 2MnO-4 + 5H2S(g) + 6H3O+ → 2Mn2+ + 5S(s) + 14H2O e dire se in condizioni standard la reazione è spontanea nel verso scritto. Per la semireazione: MnO-4 + 8H3O+ + 5e- → Mn2+ + 12H2O risulta E° = +1,51 V; per la semireazione: S(s) + 2H3O+ + 2e- → H2S + 2H2O risulta E° = +0,14 V. Soluzione E° = +1,37 V, e la reazione è spontanea nel verso scritto. ¾ Problema 14.12 Calcolare E° per l’ossidoriduzione: 2Cr3+ + 3HSO-4 + 9H2O → Cr2O2-7 + 3H2SO3 + 5H3O+ e dire se la reazione è spontanea nel verso scritto nelle condizioni standard. I potenziali normali di riduzione interessati sono: Cr2O2-7 + 14H3O+ + 6e- → 2Cr3+ + 21H2O HSO-4

+

-

+3H3O + 2e → H2SO3 + 4H2O

E° = + 1,33 V E° = + 0,11 V

Soluzione E° = -1,22 V ¾ Problema 14.13 Calcolare il potenziale di una semicella costituita da una sbarretta di Zn immersa in una soluzione contenente ioni Zn2+ in concentrazione 1,80 M e il potenziale di una semicella costituita da una sbarretta di Cu immersa in una soluzione 0,20 M in ioni Cu2+. Calcolare infine la f.e.m. della cella che si ottiene abbinando le due semicelle descritte sopra. Per la semireazione: Zn2+ + 2e- → Zn(s), E° = -0,76 V, mentre per la semireazione: Cu2+ + 2e- → Cu(s) è E° = +0,34 V. Soluzione La f.e.m. è +1,07 V E = +1,07 V ¾ Problema 14.14 Scrivere l’ossidoriduzione che si produce nella cella: Pt │Fe2+ (8,00 * 10-2 M); Fe3+ (5,00 * 10-3 M) ││MnO-4 (1,00 * 10-1 M), H3O+(1,00 M); Mn2+(5,00 * 10-2 M) │Pt E calcolare il potenziale.

Soluzione MnO-4 + 5Fe2+ + 8H3O+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 12H2O E = +0,81 V ¾ Problema 14.15 Una cella è costituita dalle semicelle: a) 1) Co(s) │Co2+ (1,00 * 10-2 M)

2) Ni(s) │Ni2+(1,00 M) una seconda cella è costituita dalle semicelle: b) 1) Co(s) │Co2+ (1,00 M) 2) Ni(s) │Ni2+(1,00 * 10-2 M) Scrivere la notazione convenzionale per le celle a) e b) e calcolarne la f.e.m, ricavando I potenziali standard dall’appendice 9.

Soluzione a) Co │Co2+(1,00 * 10-2 M) ││Ni2+ (1,00 M) │Ni La f.e.m. è +0,09 V b) Ni │Ni2+ (1,00 * 10-2 M) ││Co2+(1,00 M) │Co La f.e.m. è +0,03 V

¾ Problema 14.16 Calcolare la forza elettromotrice di una cella costituita dalle seguenti semicelle: 1) Ag │Ag+ (5,00 * 10-2 M) 2) Ag │Ag+ (8,00 * 10-1 M) Individuata la semicella che funge da catodo, scrivere la notazione convenzionale per la cella.

Soluzione La semicella 2 funge da catodo.

Ag │Ag+ (5,00 * 10-2 M) ││ Ag+ (8,00 * 10-1 M) │Ag ¾ Problema 14.17 Una cella a concentrazione è costituita da una semicella in cui un elettrodo di Pt è immerso in una soluzione 1,00 M di HCl e da una seconda semicella in cui un elettrodo di Pt è immerso in una soluzione 1,00 M di CH3COOH. Su entrambi gli elettrodi viene fatto gorgogliare H2 alla pressione di una atmosfera. Sapendo che per CH3COOH Ka = 1,76 * 10-5, calcolare la f.e.m. della cella e dire quale elettrodo funge da anodo.

Soluzione La semicella che contiene acido acetico è quella che funge da anodo. f.e.m. : +0,140 V ¾ Problema 14.18 Una cella a concentrazione è costituita da: a) una semicella in cui un elettrodo di Ag è immerso in una soluzione 1,00 M di AgNO3; b) una semicella in cui un elettrodo di Ag è immerso in una soluzione satura di AgCl. La f.e.m. della cella è 0,290 V. Calcolare il prodotto di solubilità di AgCl. SoluzioneKPS = 1,54 * 10-10 ¾ Problema 14.19 Una cella a concentrazione è costituita da: a) una semicella in cui un elettrodo di Pt è immerso in una soluzione 1,00 M di HCl. Sull’elettrodo viene inviato H2 alla pressione di un’atmosfera; b) una semicella in cui un elettrodo di Pt è immerso in una soluzione 1,00 M di acido formico

(HCOOH). Sull’elettrodo viene inviato H2 alla pressione di un atmosfera.

Calcolare la costante di dissociazione dell’acido formico sapendo che la f.e.m. della cella è 0,111 V. Soluzione Ka = 1,77 * 10-4 ¾ Problema 14.20 Calcolare la costante di equilibrio a 298 K per la seguente ossidoriduzione: I2 + H2S + 2H2O → 2I- + S + 2H3O+ I potenziali standard di riduzione sono: E°I2/I- = +0,54 V, E°S/H2S = +0,14 V. Soluzione K = 3,4 * 1013 ¾ Problema 14.21 Una lamina di Zn viene immersa in una soluzione di CuCl2. Avviene la reazione: Zn(s) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(s). Calcolare il rapporto tra la concentrazione di Zn2+ e di Cu2+ al raggiungimento dell’equilibrio. Soluzione [Zn2+] / [Cu2+] = 1,68 * 1037 ¾ Problema 14.22 Calcolare ΔG° per la reazione Cl2 + 2Br - → 2Cl- + Br2 Soluzione ΔG° = -5,2 * 104 J ¾ Problema 14.23 Sapendo che il potenziale standard di riduzione dell’ossigeno ad H2O è E° = +1,23 V, calcolare E°’ per la stessa semireazione.

Soluzione E°’ = +0,82 V

ALTRI ESERCIZI SENZA SOLUZIONI 1 - Un idrocarburo è un composto formato da carbonio e idrogeno. Quando un idrocarburo viene bruciato in ossigeno si forma acqua, H2O, e anidride carbonica, CO2. Bruciando una mole di propano, C3H8, quante moli di acqua e quante di anidride carbonica si ottengono? _________ moli di H2O e _________ moli di CO2.

Bruciando 100g di propano, C3H8, quanti grammi di acqua e quanti di anidride carbonica si ottengono? _________ g di H2O e _________ g di CO2.

2 - L'acido solforico, H2SO4, reagisce con l'ossido d'alluminio, Al2O3, per formare solfato d'alluminio, Al2(SO4)3, e acqua. Scrivere la reazione chimica bilanciata: _________________________________________ In un recipiente di reazione si pongono a reagire 6 moli di ossido di alluminio e 6 moli di acido solforico. Queste quantità sono in rapporto stechiometrico corretto? □ SI □ NO Quante moli di solfato di alluminio si formano? □ 2 moli. □ 3 moli. □ 4 moli. □ 6 moli.

3 - Il ferro si estrae dall'ossido, Fe2O3, per reazione con il carbonio. Tale reazione dá luogo a produzione di anidride carbonica, CO2, secondo la seguente equazione chimica da bilanciare: …. Fe2O3 + …. C → …. Fe + …. CO2 Un minerale contiene ossido di ferro purissimo. Se il processo di estrazione avvenisse senza alcuna perdita del metallo, quanti kg di Fe si potrebbero ottenere dalla estrazione di una tonnellata di ossido? __________ kg In realtá, dal processo di estrazione si ottengono 420 kg di ferro per ogni tonnellata di ossido.

Quant'è la resa del processo di estrazione utilizzato? □ Circa 10%. □ Circa 30%. □ Circa 60%. □ Circa 90%.

4 - Facendo reagire H2S con Fe2O3 si ha la formazione di Fe2S3 e H2O. Scrivere nello spazio sottostante l’equazione chimica bilanciata, relativa a questa reazione: __________________________________________ Quante moli di Fe2S3 si formano facendo reagire 3 moli di H2S e 3 moli di Fe2O3? __________ moli di Fe2S3 Se 10 moli di H2S reagiscono completamente con la relativa quantità stechiometrica di ossido di ferro, Fe2O3, dando luogo alla formazione di 400g di solfuro di ferro, Fe2S3, quant'è la resa del processo considerato? □ Circa 29%. □ Circa 45%. □ Circa 70%. □ Circa 58%.

5 - Un campione minerale contiene silice (ossido di silicio con formula generica SiOx) e calcare, CaCO3. L’analisi elementare della silice, mostra che in essa il silicio è presente con una percentuale in peso pari a 30,59%. Quale, tra le seguenti, è la formula molecolare della silice? □ SiO3. □ SiO4. □ SiO. □ SiO2.

Sottoponendo a riscaldamento il campione minerale in esame, il calcare si decompone completamente secondo la reazione: CaCO3→ CaO + CO2.

Scaldando 100 g del campione si sviluppano 0,60 moli di CO2. In quale percentuale la silice è contenuta nel campione? □ 20%. □ 80%. □ 40%. □ 60%.

6 - Il carbonato d'ammonio ha formula (NH4)2CO3. Quanti grammi d'idrogeno, d'azoto e di

ossigeno sono contenuti in 200 g di carbonato d'ammonio? __________ g di idrogeno; __________ g di azoto; __________ g di ossigeno Qual'è la composizione percentuale di questo composto? __________ % di drogeno; __________ % di azoto; __________ % di ossigeno 7 - Un composto viene analizzato e risulta essere formato da carbonio (26,681%), ossigeno (71,080%) e idrogeno. Determinare la formula minima del composto.

C H O Un esperimento dimostra che ogni molecola del composto contiene 6 atomi di ossigeno.

Determinare la formula molecolare del composto.

C H O 8 - L'esano, C6H14, è un idrocarburo che a 1,00 atm bolle a 68,7°C, mentre il pentano, C5H12, alla stessa pressione bolle a 36,1°C. Calcolare la frazione molare di esano e quella del pentano quando si forma una soluzione con 200 g di esano e 200 g di pentano.

Xesano= _____________ Xpentano= _____________ Nell'ipotesi che esano e pentano formino una soluzione ideale, in quale intervallo di temperatura bolle la soluzione formata? □ Minore di 36,1°C □ Compresa tra 36,1 e 68,7°C □ Maggiore di 68,7°C 9 - Una soluzione acquosa, di un soluto poco volatile, a 100°C presenta una tensione di vapore di 0,92 atm. Calcolare la frazione molare del soluto poco volatile nella soluzione nell'ipotesi che questa sia ideale.

Xsoluto= _____________ Calcolare la stessa concentrazione in molalità.

Molalità = _____________ m Calcolare la temperatura di congelamento di tale soluzione (Costante crioscopica dell'acqua: Kcr=1,853). _____________ °C 9 - Una soluzione viene ottenuta mescolando 800 g di benzene, C6H6, con 10 grammi di un composto, poco volatile, con peso molecolare 61,2. Calcolare la frazione molare del benzene nella soluzione.

Xbenzene= _____________ Calcolare la temperatura di ebollizione della soluzione, nell'ipotesi che sia ideale. (Costante ebullioscopica del benzene: Keb=2,57. Temperatura di ebollizione del benzene puro: Teb=80,6°C) _____________ °C 10 - Un certo materiale plastico ha formula generica CH3-(CH2)n-CH3. Una soluzione del volume totale di 800 mL è preparata disciogliendo 54,0 g di tale materiale in etere. A 40,0°C si misura una pressione osmotica di 1,214 atm. Quant'è la concentrazione molare della soluzione preparata nell'ipotesi che sia ideale? _____________ M Determinare il peso molecolare del composto.

Peso molecolare ______________ Qual'è il valore di n nella formula della sostanza plastica? n = ___________ 11 - Una soluzione acquosa, che contiene glicerina (C3H8O3) al 15% in peso, a 20°C presenta una densità di 0,987 g/mL. Calcolare la molarità della soluzione. ______________ M

Calcolare la frazione molare della glicerina nella soluzione.

Xglicerina = ______________ Nell'ipotesi che la soluzione sia ideale, calcolare la pressione osmotica a 20°C. π = ________________ atm 12 - A 50°C l'acqua pura ha una tensione di vapore di 0,122 atm. Il glucosio, C6H12O6, alla stessa temperatura non presenta tensione di vapore apprezzabile. In 90,0 g di acqua vengono disciolti 180 g di glucosio. Calcolare la frazione molare del glucosio e dell'acqua nella soluzione.

Xglucosio= ______________ Xacqua= ______________ Calcolare la tensione di vapore dell'acqua in equilibrio con la soluzione a 50°C, nell'ipotesi che la soluzione sia ideale. ________________ atm 13 - Il nitrato di magnesio, Mg(NO3)2, è un sale solubile in acqua ed è anche, come tutti i sali, un elettrolita forte. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,050 M di nitrato di magnesio a 25°C. π = _____________ atm Il glucosio, C6H12O6, è invece molto solubile in acqua, ma non è un elettrolita. Che concentrazione deve avere una soluzione di glucosio che sia isotonica, cioè con la stessa pressione osmotica, con la soluzione precedente? _____________ M Quanti grammi di glucosio si devono sciogliere in 500 mL di soluzione acquosa per avere tale soluzione? _____________ g 14 - La tensione di vapore del solfuro di carbonio, CS2(l), è 0,3914 atm a 20°C. Quando lo zolfo solido viene disciolto in tale solvente, si presenta in forma molecolare Sn. Una soluzione, preparata sciogliendo 25,65 g di zolfo solido in 4,00 moli di CS2(l), presenta una pressione parziale di solfuro di carbonio di 0,3819 atm a 20°C. Calcolare la frazione molare del CS2 e dello zolfo nella soluzione, nell'ipotesi che la soluzione sia ideale.

Xsolfuro di zolfo= _________ Xzolfo= _________ Da questi dati dedurre in quale forma molecolare lo zolfo si trova in una soluzione di CS2(l). ________________ 15 - Alla pressione di 1,00 atm, l'ossigeno, O2(g), liquefà a 90,2 K ed ha ΔH°evap= 14,267 kJ mol. L'ossigeno allo stato liquido presenta una densità molto più elevata che allo stato gassoso e quindi viene comunemente immagazzinato allo stato liquido. In molti ospedali moderni l'ossigeno usato per le varie terapie viene prelevato da grandi contenitori, isolati termicamente, in cui l'ossigeno liquido viene conservato ad una pressione di 2,00 atm. Qual'è la temperatura d'equilibrio in tali recipienti? _____________ K Calcolare la tensione di vapore dell'ossigeno liquido alla temperatura di 80,0 K. _______________ atm 1

16 - Alla pressione di 1,00 atm il benzene bolle a 80,2°C e alla pressione di 0,80 atm bolle a 73,4°C. Calcolare il ΔHevap del benzene a 1,00 atm. ________________ kJ mol-1 Calcolare il ΔSevap del benzene a 80,2°C.

_______________ J K-1 mol-1 Calcolare la tensione di vapore del benzene a 75,0°C. _________________ atm

18 - La seguente reazione CO2(g) + C(s) ⇄ 2 CO(g) presenta ΔG°=-33,055 kJ mol-1. Calcolare la costante K dell'equilibrio a 727°C. K = ___________________ In un recipiente a 727°C e a volume costante viene introdotta CO2 insieme a una quantità in eccesso di carbonio solido. La pressione della CO2 viene mantenuta costante al valore di 1,000 atm.Calcolare la pressione di CO all'equilibrio.

PCO = ........................ atm 19 - Il biossido d'azoto, NO2(g), è uno dei vari ossidi d'azoto presenti nell'atmosfera a causa dell'inquinamento da gas di scarico delle combustioni. Quest'ossido può dar luogo all'equilibrio 2 NO2(g) ⇄ N2O4(g).

Il ΔG°f di N2O4(g) è di 98,28 kJ mol-1 mentre quello di NO2(g) è di 51,84 kJ mol-1. Calcolare la costante d'equilibrio della reazione a 25°C. K = ___________________ In un recipiente a volume costante, a 25°C e inizialmente vuoto, viene introdotta una pressione di 10,0 atm di N2O4(g). Calcolare la pressione parziale di NO2(g) ad equilibrio raggiunto. ______________ atm di NO2(g) 20 - La metilammina, CH3NH2(g), reagisce con l'acqua allo stato gassoso per dare alcool metilico e ammoniaca secondo l'equilibrio: CH3NH2(g) + H2O(g) ⇄ CH3OH(g) + NH3(g).

Dai seguenti dati termodinamici a 25°C S°(J mol-1 K-1) ΔH°f(kJ mol-1) CH3NH2(g) -28,00 241,50 CH3OH(g) -201,30 236,00 H2O(g) -241,83 188,72 NH3(g) -46,19 192,50 Calcolare il valore della costante d'equilibrio a 25°C. K = _____________________ In un recipiente a 25°C vengono introdotte 0,20 moli di CH3NH2(g), 0,20 moli di H2O(g), 0,20 moli di CH3OH(g) e 0,20 moli di NH3(g).

Come evolve il sistema per raggiungere l'equilibrio? □ La reazione procede da sinistra verso destra. □ La reazione procede da destra verso sinistra.

Se si aumenta la temperatura, come cambia la costante di equilibrio? □ Aumenta. □ Rimane costante. □ Diminuisce.

21 - La costante di equilibrio della reazione SO2Cl2(g) ⇄ SO2(g) + Cl2(g) è 2,40 a 100°C. In un recipiente a 100°C si introducono 0,84 atm di SO2Cl2(g), 0,65 atm di SO2(g) e 0,65 atm di Cl2(g). Quanto è la pressione parziale di SO2(g) ad equilibrio raggiunto? _____________ atm Calcolare la pressione totale ad equilibrio raggiunto.

Ptot = ________________ atm

22 - L’acido acetico, H4C2O2, in fase gassosa, “dimerizza” secondo la reazione di equilibrio 2 H4C2O2(g) ⇄ (H4C2O2)2(g) In un recipiente a 108°C, inizialmente vuoto, viene immesso dell’acido acetico gassoso (non dimerizzato) alla pressione iniziale di 0,800 atm. Ad equilibrio raggiunto si ha una pressione totale di 0,580 atm. Calcolare la pressione parziale dell'acido acetico non dimerizzato, Pmonomero, e quella dell'acido acetico dimerizzato, Pdimero, all'equilibrio a 108°C. Pmonomero=................ atm Pdimero=................ atm Calcolare la costante d’equilibrio della reazione a 108°C. K = ..................................

23 - Il fosgene, COCl2(g), si decompone in CO(g) e Cl2(g). A 600°C in un recipiente a volume e temperatura costante viene introdotta una pressione iniziale di 1,20 atm di fosgene. Ad equilibrio raggiunto si misura una pressione totale di 2,20 atm. Calcolare la costante d'equilibrio della reazione a 600°C. K = ___________________ Calcolare la pressione totale che si stabilisce all'equilibrio in un secondo recipiente, sempre a 600°C, in cui vengono introdotte inizialmente una pressione parziale di 0,50 atm di COCl2(g), di 0,50 atm di CO(g) e di 0,50 atm di Cl2(g).

Ptot ....................... atm 24 - Il carburo di calcio, CaC2(s), viene utilizzato per produrre acetilene, C2H2(g), secondo la reazione CaC2(s) + H2O(l) ⇄ CaO(s) + C2H2(g).

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

K = ________________ Che cosa accade se a questo punto, mantenendo la temperatura costante, si aumenta la pressione nel recipiente fino al valore costante di 4,0 atm? □ La reazione procede fino al consumo completo di tutto il carburo. □ La reazione rimane ferma, con le stesse quantità di reagenti e prodotti. □ La reazione retrocede fino a scomparsa di acetilene e ossido di calcio. □ Si forma altro acetilene fino ad una pressione di 4,0 atm.

25 - Il ΔGf° dell’ozono gassoso, O3(g), è 163,2 kJ mol-1. Calcolare la costante di equilibrio a 25°C della reazione di equilibrio tra ossigeno ed ozono: 3 O2(g) ⇄ 2 O3(g) K = _______________ Calcolare la pressione parziale dell'ozono in un recipiente a 25°C in cui la pressione di O2(g), Possigeno, è mantenuta costante a 1,00 atm.

Pozono= ............................. atm Per aumentare la pressione parziale dell'ozono, occorre... □ aumentare la pressione totale. □ diminuire la pressione totale.

26 - La reazione di auto-protonazione dell'acqua 2 H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) a 25°C presenta la costante Kw = 1×10-14. Ad una temperatura, più elevata di 25°C, una soluzione

acquosa neutra presenta pH = 6,20. Quanto vale Kw a tale temperatura?

Kw = __________________ Calcolare il ΔG° della reazione a 25°C. ΔG°= __________________ kJ mol-1 27 - In una soluzione del volume di 1,50 L sono disciolti 14,0 g di anilina, C6H7N. Calcolare la concentrazione molare dell'anilina nella soluzione. ________________ M L'anilina è una base debole con Kb=1,8×10-7. Calcolare [OH-] della soluzione.

[OH-] = ______________ Calcolare il pH della soluzione pH = ______________ 28 - L'acido nitroso, HNO2, è un acido debole con Ka = 7,1×10-4 a 25°C. Calcolare la concentrazione [H3O+] in una soluzione 0.15 M. [H3O+] = _________________ Per la stessa soluzione, calcolare la concentrazione [NO2-].

[NO2-] = _________________ Per la stessa soluzione, calcolare pH e POH a 25°C. pH = _____________ pOH = _____________ 29 - L'acido acetico, CH3COOH, è un acido monoprotico debole con Ka = 1,8×10-5 a 25ºC. Una soluzione di acetato di sodio, CH3COONa, a 25ºC ha concentrazione 0,05 M. Calcolare la concentrazione [OH-] in tale soluzione.

[OH-] = ____________ Calcolare il pOH corrispondente a tale concentrazione. pOH = ___________ Calcolare il pH corrispondente a tale concentrazione. pH = ___________ 30 - Sapendo che l'acido ipocloroso, HClO, presenta Ka=3,0×10-8 a 25°C, Calcolare il pH di una soluzione 0,20 M di ipoclorito di sodio. pH = ___________ Calcolare il pH quando nella soluzione viene disciolto anche acido ipocloroso in concentrazione 0,20 M. pH = ___________ Calcolare il pH quando nella soluzione vi è solo acido ipocloroso in concentrazione 0,20 M. pH = ___________ 31 - L'idrossido di bario, Ba(OH)2(s), è poco solubile in acqua. Una soluzione satura di idrossido di bario in acqua pura a 25°C presenta una concentrazione 0,216 M di ioni OH-. Calcolare il Kps dell'idrossido di bario.

Kps = _______________ Calcolare il ΔG° a 25°C della reazione di solubilità: Ba(OH)2(s) ⇄ Ba2+(aq) + 2 OH-(aq). ΔG°= ________________ kJ mol-1 Calcolare la solubilità dell'idrossido di bario a 25°C in una soluzione che è mantenuta a un pH

costante di 12,50. s = _________________ mol L-1 32 - Per sciogliere completamente a 25°C in acqua pura 1,00 g di solfato di calcio, CaSO4(s), si deve aggiungere acqua pura a 1,00 g del sale solido fino a raggiungere un volume totale minimo di 1,50 L di soluzione a 25°C. Calcolare la solubilità del solfato di calcio in acqua pura. (1,2 punti) s = ___________________ mol L-1 Calcolare il Kps del solfato di calcio a 25°C. (0,8 punti) Kps = _________________ 33 - Il cromato d'argento, Ag2CrO4, è un sale poco solubile con Kps=1,20×10-12 a 25°C. Calcolare la solubilità del cromato d’argento a 25°C in acqua pura. s = _________________ mol L-1 Calcolare quante moli di Ag+ si sciolgono in un litro di soluzione acquosa in cui si mantiene una concentrazione costante [CrO42-]=3,0×10-3. ____________________ moli di Ag+ 34 - Scrivere il numero di ossidazione medio dello zolfo in ciascuno dei seguenti composti: idrogeno solforato, H2S n° ossidazione di S = _______ ione solfito, SO32n° ossidazione di S = _______ ione solfato, SO42n° ossidazione di S = _______ ione tiosolfato, S2O32n° ossidazione di S= _______ ione tetrationato, S4O62n° ossidazione di S = _______ anidrite solforosa, SO2 n° ossidazione di S = _______ zolfo rombico, S(s) n° ossidazione di S = _______ ione idrogenosolfuro, HSn° ossidazione di S = _______ anidrite solforica, SO3 n° ossidazione di S = _______ solfuro di sodio, Na2S n° ossidazione di S = _______ 34 - Scrivere il numero di ossidazione del carbonio in ciascuno dei seguenti composti: metano, CH4 n° ossidazione di C = _______ aldeide formica, CH2O n° ossidazione di C = _______ alcool metilico, CH3OH n° ossidazione di C = _______ acido formico, H2CO2 n° ossidazione di C = _______ anidride carbonica, CO2 n° ossidazione di C = _______ acido carbonico, H2CO3 n° ossidazione di C = _______ benzene, C6H6 n° ossidazione di C = _______ etano, C2H6 n° ossidazione di C = _______ etilene, C2H4 n° ossidazione di C = _______ acetilene, C2H2 n° ossidazione di C = _______ 35 - L'acido nitroso, HNO2, in ambiente acido, viene ossidato a ione NO3- dallo ione permanganato, MnO4-, che si riduce a Mn2+. Scrivere la semireazione di riduzione bilanciata: _______________________________________________________________ Scrivere la semireazione di ossidazione bilanciata: _______________________________________________________________ Scrivere la reazione globale bilanciata: _______________________________________________________________ Determinare quante moli dello ione Mn2+ e quante dello ione NO3- si formano alla fine della reazione che avviene in una soluzione, con un eccesso di ioni H3O+, in cui sono state disciolte

0,50 moli di MnO4- e 0,20 moli di HNO2. _______________ moli di Mn2+

_______________ moli di NO3-

36 - Nell'analisi delle sostanze organiche eventualmente presenti negli aggregati usati per il calcestruzzo, si usa come reagente lo ione bicromato, Cr2O72-, che, in ambiente acido, ossida le sostanze organiche a CO2 riducendosi a Cr3+. Scrivere la semireazione di riduzione, bilanciata, del bicromato in ambiente acido: _______________________________________________________________ Un campione contiene 0,78 g di benzene, C6H6. Scrivere, bilanciata, la semireazione di ossidazione a CO2 del benzene in ambiente acido: _______________________________________________________________ Quante moli di ione bicromato saranno necessarie per la reazione completa? _____________ moli di Cr2O7237 - Lo ione permanganato, MnO4-, in soluzione basica viene ridotto a MnO2 dall'acqua ossigenata, H2O2, che si ossida a O2. Scrivere la semireazione di riduzione bilanciata: _______________________________________________________________ Scrivere la semireazione di ossidazione bilanciata: _______________________________________________________________ Scrivere la reazione globale bilanciata: _______________________________________________________________ Determinare quante moli di MnO2 si formano alla fine della reazione che avviene in una soluzione, con un eccesso di ioni OH-, in cui sono state disciolte 0,12 moli di MnO4- e 0,12 moli di H2O2. _______________ moli di MnO2 38 - Scrivere, in forma bilanciata, la semireazione di ossidazione dello ione ipoclorito, ClO-(aq), a ione clorato, ClO3-(aq), in ambiente basico. __________________________________________________________ Il cloro gassoso, Cl2(g), è in grado di provocare l'ossidazione dello ione ipoclorito a clorato, riducendosi a ione cloruro, Cl-(aq). Scrivere in forma bilanciata la semi-reazione di riduzione di Cl2(g) a Cl-(aq). __________________________________________________________ In ambiente basico vengono fatte reagire 0,4 moli di ione ipoclorito e 0,4 moli cloro gassoso.

Calcolare quante moli di ione clorato si formano ____________________ moli di ClO3-(aq) 39 - Lo ione solfito, SO32-, può ossidarsi a ione solfato, SO42-, in ambiente acido. Scrivere in forma bilanciata questa semi-reazione di ossidazione. __________________________________________________________ Lo ione bicromato, Cr2O72-, è in grado, in ambiente acido, di provocare l'ossidazione dello ione solfito, riducendosi a ione Cr3+. Scrivere in forma bilanciata questa semi-reazione di riduzione. __________________________________________________________ In un eccesso di acido, vengono fatte reagire 0,60 moli di Cr2O72- e 0,60 moli di SO32-. Calcolare quante moli di Cr3+, ____________________ moli di Cr3+

40 Si consideri la seguente pila [Fe3+ ] = 0,2 M [Fe3+ ] = 0,1 M Pt Pt [Fe2 + ] = 0,1 M [Fe2 + ] = 0,2 M Calcolare la differenza di potenziale a 25°C. ___________________ V Come cambia la differenza di potenziale quando...

Si aggiunge acqua all'elettrodo di destra: □ aumenta. □ diminuisce □ non varia.

Si aggiunge acqua all'elettrodo di sinistra: □ aumenta. □ diminuisce.□ non varia.

Si aumenta la temperatura: □ aumenta. □ diminuisce.□ non varia.

41 – L’alluminio, a livello industriale, viene prodotto per riduzione catodica dello ione Al3+ in sali fusi d’alluminio. Scrivere la semi-reazione di riduzione dello ione Al3+ che avviene al catodo. _________________________________________ Quante moli di alluminio si formano da un’elettrolisi in cui si fa passare attraverso la cella una corrente di 2,00 A per per 20,00 ore? _____________ moli di Al A quanti kg corrisponde tale quantità? _______________ kg di Al 42 - Durante un'elettrolisi, al catodo si ritrovano i seguenti ioni: Ni2+, Sn2+, Pb2+, e H3O+. Quale prodotto si forma al catodo quando le condizioni sono standard? □ Ni □ Sn □ Pb □ H2 Facendo passare una corrente di 4,50 A, quante moli di tale prodotto si sono formate dopo 2 ore e 15 minuti? (1,2 punti) _______________________ moli 44 - Calcolare la differenza di potenziale nella seguente pila Pt Pt pH = 8,00 pH = 10,00 O 2 (2,5 atm) O 2 (1,5 atm) alla temperatura di 25°C. ___________________ V Se la pressione dell'ossigeno viene aumentata nel solo elettrodo di sinistra, come cambia la differenza di potenziale? □ Aumenta. □ Diminuisce. □ Rimane uguale.

45– Calcolare la differenza di potenziale tra gli elettrodi della seguente pila a 25°C: Pt Pt [Cl − ] = 0,10 pH = 2,00 Cl 2 (1,00 atm) H 2 (1,00 atm) essendo noto il seguente potenziale standard di riduzione: Cl2(g) + 2 e- → 2 Cl-(aq) Δε° = 1,358 V ΔV = ___________ V

Quale dei due elettrodi funziona da anodo e quale da catodo? □ Il catodo è quello a destra e l’anodo quello a sinistra □ Il catodo è quello a sinistra e l’anodo quello a destra Scrivere la reazione che avviene all’anodo. ______________________________________________

Oxidation Reduction Worksheet Answers

Oxidation Reduction Worksheet Answers 1

0 +1 -1 +2 -1 0 Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 -2e- 2(+1e-)

2

3

0 +3 -2 3 -2 +2 -2 2Fe + 3V2O3 → Fe2O3 + 6VO 2(-3e-) 3(+2e-) +1+7 -2 +1+3-2 +1+6-2 +2+6 -2 +1 -2 +1+5-2 +1+6-2 2KMnO4+5KNO2 + 3H2SO4 → 2MnSO4+3H2O +5KNO3 + K2SO4 2(+5e-)

4

+1 +6 -2 +2-1 +1-1 +3-1 +4 -1 +1 -1 +1 -2 K2Cr2O7 +3SnCl2 + 14HCl → 2 CrCl3 + 3SnCl4 +2 KCl +7 H2O (+6e-)

5

3(-2e-)

+1 +7 -2 +1-1 +1+6-2 0 +1+6-2 +2+6-2 +1-2 +1+6 -2 2KMnO4+ 10NaCl +8H2SO4 → 5Cl2 + K2SO4 +2MnSO4 +8H2O+ 5Na2SO4 +5e-

6

5(-2e-)

5(-1e- )

+1 +6 -2 +1 -2 0 4-2 +1-2+1 +3 -2 2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S → 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3 2(+6e-)

7

+1+5-2 0 +1 -2 +1-1 +1-2 +4 -2 8KClO3 + C12H22O11 → 8KCl + 11H2O + 12CO2 8(+6e-)

8

-48e-

+1 +3 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2 +3 -2 +1-2 3H2C2O4 + 2K2MnO4 → 6CO2 + 2K2O + Mn2O3 + 3H2O 3(-2e-)

9

3(-4e-)

2(+3e-)

+2 +5 -2 +1+5 -2 +1+5-2 +1+7 -2 +3+5-2 +1+5-2 +1-2 2Mn(NO3) 2+5NaBiO3+16HNO3 → 2HMnO4 +5Bi(NO3) 3+5NaNO3+7H2O 2(+5e-) 5(-2e-)

http://www.chemistrycoach.com/Redox_ans.htm (1 of 3)13/09/2006 17.16.02

Oxidation Reduction Worksheet Answers

10

+1 +3 -2 +1+7 -2 +4 -2 +1-2 +3 -2 +1-2 4H2C2O4 + 2KMnO4 → 8CO2 + K2O + Mn2O3 + 4H2O 2(-2e-)

+4e-

atom

atom

oxidizing

reducing

oxidized

reduced

agent

agent

1

Mg

H

HCl

Mg

2

Fe

V

V2O3

3

N

Mn

4

Sn

5

half reactions oxidation Mg0 - 2e- => Mg

reduction

+2

H+1 + 1e- => H0

Fe

Fe0 -3e- => Fe+3

V+3 + 1e- => V+2

KMnO4

KNO2

N+3-2e- => N+5

Cr

K2Cr2O7

SnCl2

Sn+2-2e- => Sn+4

Cl

Mn

KMnO4

NaCl

Cl-1-1e- => Cl0

6

S

Cr

K2Cr2O7

S

S0-4e- => S-4

Cr+6 + 3e- => Cr+3

7

C

Cl

KClO3

C12H22O11

C0-4e- => C+4

Cl+5 + 6e- => Cl-1

8

C

Mn

K2MnO4

H2C2O4

C+3-1e- => C+4

9

Mn

Bi

NaBiO3

Mn(NO3) 2

Mn+2-5e- => Mn

10

C

Mn

KMnO4

H2C2O4

C+3-1e- => C+4

http://www.chemistrycoach.com/Redox_ans.htm (2 of 3)13/09/2006 17.16.02

+7

Mn+7 + 5e- => Mn +2

Cr+6 + 3e- => Cr+3 Mn+7 + 5e- => Mn +2

Mn+6 + 3e- => Mn +3

Bi+5 + 2e- => Bi+3 Mn+7 + 4e- => Mn +3