stechiometrici formule molecolari · ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non...

A.A. 2007/2008 Laurea triennale in Chimica

Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C

ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non redox, formule minime e molecolari, % in peso, reagente limitante

- 1 mole contiene 6.022 x 1023

molecole o atomi

- Consente il passaggio dalla scala molecolare a quella macroscopica (e quindi dalla teoria

alla pratica di laboratorio)

- Gli elementi ed i composti reagiscono fra loro secondo rapporti ‘stechiometrici’, cioè

quantitativi, ben precisi.

- Gli elementi si combinano a formare composti, all’interno dei quali essi sono presenti in

rapporti ‘stechiometrici’ ben precisi: essi sono espressi nelle formule molecolari e nelle

formule minime (per i composti non molecolari).

- Unità di massa

per atomi e molecole:

unità di massa atomica (u.m.a.) = 1/12 atomo di 12

C = 1,66054 x 10-24

g

per quantità macroscopiche: grammo (g)

- % in peso di un elemento in un composto = g dell’elemento/100 g di composto

- Le reazioni si possono scrivere in forma molecolare o ionica

- Quando si bilancia una reazione, il n° di atomi di ciascun elemento e la carica netta che sono

indicati a sinistra della freccia devono eguagliare il n° di atomi di ciascun elemento e la

carica netta indicati a destra della freccia (bilancio di carica e di massa), per il principio di

conservazione della carica e della massa

- I coefficienti stechiometrici di una reazione bilanciata rappresentano, in scala

macroscopica, il n° di moli di reagenti e prodotti coinvolti nella reazione.

- Resa di reazione =

Quantità di prodotto effettivamente ottenuta/Quantità di prodotto teorica x 100

- Reazione quantitativa = reazione completamente spostata a destra. comporta il completo

consumo dei reagenti e la loro conversione nei prodotti. Resa di reazione = 100%

- Reazione non quantitativa = reazione non completamente spostata a destra. Comporta un

parziale consumo dei reagenti. Resa di reazione <100%

1


ESEMPI

1. Quale dei 3 campioni seguenti contiene il maggior numero di atomi?

5 g Li

5 g Pb

5 g Co

2. Pesano di più 0,05 mol di N2, 0,05 mol di W o 0,05 mol di CO?

3. In quale delle seguenti quantità è presente il maggior numero di atomi?

5 g He

50 g Pb

4. Calcolare la massa media in g di un atomo di Cr

5. L’analisi elementare di un composto ha fornito i seguenti risultati:

K 26,57 %

Cr 35,36 %

O 38,07 %

Determinare la formula bruta del composto

6. Calcolare la formula minima e quella molecolare di un composto organico incognito che, all’analisi elementare ha

fornito i seguenti risultati:

C 73,14 %

H 7,367 %

O 19,49 %

Il suo P.M. è 164 Da.

7. Calcolare la massa di ciascun elemento e di H2O contenute in 1,00 g di NiSO4 7H2O (solfato di nickel eptaidrato)

8. Calcolare la % in peso degli elementi del composto KNO3 (nitrato di potassio)

9. Calcolare la % in peso dei singoli elementi e dell’acqua di cristallizzazione nel composto Na2CO3 10 H2O

(carbonato di sodio decaidrato)

10. Bilanciare le seguenti reazioni:

Al (OH)3 + HCl AlCl3 + H2O

AgNO3 + Na2Cr2O7 NaNO3 + Ag2Cr2O7

11. Bilanciare la seguente reazione:

Fe2 (SO4)3 Fe2O3 + SO3

12. Bilanciare la seguente reazione:

SiO2 + HF SIF4 + H2O

13. Un campione di 7,34 g NaClO dà origine a 3,24 g NaCl e a NaClO3. Determinare la resa di reazione.

3 NaClO NaClO3 + 2 NaCl

14. La reazione della termite serve a scaldare le rotaie ferroviarie, ad accendere i motori dei razzi a combustibile solido,

ecc.

2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2 Fe + calore

Quale massa in g di ossido ferrico e Al deve essere usata per produrre 15,0 g di Fe? Quale massa di ossido di Al si

ottiene?

15. H3PO4 ed i suoi composti vengono usati come fertilizzanti

Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 3 CaSO4 + 2 H3PO4

Quale massa di acido solforico deve essere usata per reagire con 100,0 g di fosfato di calcio?

16. Data la reazione:

Ba(OH)2 8 H2O + 2 NH4SCN Ba(SCN)2 + 10 H2O + 2 NH3

Quale massa di NH4SCN deve essere usata se deve reagire completamente con 6,5 g di idrossido di bario? Quali

masse di prodotti si ottengono?

17. Considerata la reazione:

4 Al + 3 O2 2 Al2O3

identificare il reagente limitante in ciascuna delle seguenti miscele:

a) 1 mol Al e 1 mol O2

b) 0,50 mol Al e 0,75 mol O2

c) 75,89 g Al e 112,25 g O2

18. Calcolare quanta CO e quanta SO2 si possono ottenere dalla combustione di 1 t di carbone che contiene il 93% w/w

C e lo 0,99% w/w S, se il rendimento è del 95%. Determinare inoltre quanti Kg di ossigeno occorrono.

19. La reazione di sintesi dell’ammoniaca è la seguente:

N2 + 3 H2 2 NH3

Quale massa di NH3 si ottiene da una miscela di 1000,0 g di azoto e 500,0 g idrogeno? Quale reagente rimane in

parte inalterato e in quale entità? Qual è il reagente limitante?

20. Calcolare la quantità di Cl2 necessaria per produrre 28,3 g CaCl2, sapendo che la resa % della reazione è 78,5%.

2


6 Ca(OH)2 + 6 Cl2 Ca(ClO3)2 + 5 CaCl2 + 6 H2O

21. Considerata la reazione:

4 Al + 3 O2 2 Al2O3

identificare il reagente limitante in ciascuna delle seguenti miscele:

a) 2 mol Al e 4 mol O2

b) 64,75 g Al e 115,21 g O2

SOLUZIONI

1. A parità di peso, il campione che contiene il maggior numero di atomi sarà quello dell’elemento più leggero, cioè il

Li.

Questo può essere facilmente verificato tramite il calcolo:

5,00 g Li/ 6,94 g/mol = 0,720 mol Li

5,00 g Pb/ 207,2 g/mol = 0,0241 mol Pb

5,00 g Co/ 58,9 g/mol = 0,0848 mol Co

2. Peseranno di più 0,05 mol dell’elemento o del composto più pesante, cioè del W. La verifica dei calcoli mostra che:

P.M. N2 = 28,01 g/mol 0,05 mol x 28,01 g/mol = 1,400 g N2

P.A. W = 183,85 g/mol 0,05 mol x 183,85 g/mol = 9,192 g W

P.M. CO = 28,01 g/mol 0,05 mol x 28,01 g/mol = 1,400 g CO

3. P.A. He = 4,0026 g/mol 5,00 g/4,0026 g/mol = 1,25 mol He

P.A. Pb = 280,9 g/mol 50,0 g/ 280,9 g/mol = 0,241 mol Pb

5 g di he contengono più atomi che 50 g di Pb

4. P.A. Cr = 51,996 g/mol

51,996 g/mol/6,022 x 1023 atomi/mol = 8,63 x 10-23 g/atomo di Cr

5. Su 100 g di composto, avrò:

K 26,57 g

Cr 35,36 g

O 38,07 g

da cui ricavo che:

26,57 g/39,102 g/mol = 0,6795 mol K

35,36 g/51,9996 g/mol = 0,6801 mol Cr

38,07 g/15,9994 g/mol = 2,379 mol O

Il rapporto tra n° mol corrisponde al rapporto fra gli atomi di ogni elemento nella molecola. Potremmo scrivere:

K0.6800Cr0,6801O2,379

ma è più pratico utilizzare numeri interi. Quindi cerchiamo il massimo comun divisore:

K 0,6795/0,6795 = 1,00 2

Cr 0,6801/0,6795 = 1,00 e moltiplicando per due ottengo 2

O 2,379/0,6795 =3,499 7

Quindi la formula bruta del composto è:

K2Cr2O7 dicromato di potassio (ossidante forte)

6. Su 100 g di composto, avrò:

C 73,14 g/12,01115 g/mol = 6.089 mol C

H 7,367 g/1,008 g/mol= 7,309 mol H

O 19,49 g/ 15,9994 g/mol = 1,218 mol O

Divido per 1,281 e ottengo:

C 6.089/1,218 = 4,999 5

H 7,309/1,218 = 6,001 6

O 1,218/1,218 = 1

La formula bruta del composto è: C5H6O e corrisponde a metà del peso molecolare. Perciò la formula molecolare

sarà:

C10H12O2

7. P.M. NiSO4 7H2O = 280,9 g/mol

P.M. H2O = 18,01 g/mol NiSO4 7H2O

1,00g /280,9 = 0,00356 mol

Ni 0,00356 x 58,7 g/mol = 0,209 g

S 0,00356 x 32,1 g/mol = 0,114 g

O 0,00356 x 11 x 15,9994 g/mol = 0,627 g

H 0,00356 x 14 x 1,00797 g/mol = 0,0503 g

pesi in g = 1,00 g (controllo)

H2O 0,00356 x 7 x 18,01 = 0,449 g

3


8. P.M. KNO3 = 101,1 g/mol

Su 1 mol di nitrato avrò:

1 mol K = 39,098 g 39,098 g/ 101,1 g x 100 = 38,7 %

1 mol N = 14,0067 g 14,0067 g/ 101,1 g x 100 = 13,8 %

3 mol O = 3 x 15,9994 g = 47,998 g 47,998 g/ 101,1 g x 100 = 47,5 %

9. P.M. Na2CO3 x10H2O = 286,2 g/mol

Ogni mole di carbonato contiene:

2 mol Na = 45,98 g 45,98 g/286,2 g x 100 = 16,1 % Na

13 mol O = 207,99 g 207,99 g/286,2 g x 100 = 72,7 % O

1 mol C = 12,0115 g 12,0115 g/286,2 g x 100 = 4,20% C

20 mol H = 20,159 g 20,159 g/286,2 g x 100 = 7,04% H

% dei singoli elementi = 100%

10 mol acqua = 180,2 g 180,2 g/286,2 g x 100 = 63,0 % l’acqua non rientra nella %!!

10. Al (OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O

2 AgNO3 + Na2Cr2O7 2 NaNO3 + Ag2Cr2O7

11. Fe2(SO4)3 Fe2O3 + 3 SO3

12. SiO2 + 4 HF SIF4 + 2 H2O

13. P.M. NaClO = 74,442 g/mol

P.M. NaCl = 58,443 g/mol

mol NaClO = 7,34 g/74,442 g/mol = 9,86 x 10-2 mol

mol NaCl che si otterrebbero se la resa fosse quantitativa: 9,86 x 10-2 mol x 2/3 =6,57 x 10-2 mol

g NaCl che si otterrebbero se la resa fosse quantitativa: 6,57 x 10-2 mol x 58,443 g/mol = 3,84 g NaCl (teorici)

Tuttavia si ottengono solamente 3,24 g di NaCl, quindi la resa della reazione è:

3,24/3,84 x 100 = 84,4 %

14. P.A. Fe = 55,847 g/mol

P.A. Al = 26,9016 g/mol

P.M. Fe2O3 = 159,7 g/mol

P.M. Al2O3 = 101,96 g/mol

15,0 g Fe/55,847 g/mol = 0,269 mol Fe, le quali derivano da:

0,269 mol Al = 7,24 g (rapporto stechiometrico Fe:Al = 1:1)

0,269 mol/2 Fe2O3 = 21,5 g (rapporto stechiometrico Fe: Fe2O3 = 2:1)

Ottengo:

0,269 mol/2 Al2O3 =13,7 g Al2O3 (rapporto stechiometrico Fe: Al2O3 = 2:1)

15. P.M. Ca3(PO4)2 = 310,98 g/mol

P.M. H2SO4 = 98,08 g/mol

100 g di fosfato = 0,321 mol che reagiscono con:

(0,321 x 3) mol H2SO4 = 0,964 mol H2SO4 = 94,62 g H2SO4

16. P.M. Ba(OH)2 8 H2O = 315,43 g/mol

P.M. NH4SCN = 76,120 g/mol

P.M. Ba(SCN)2 = 253,50 g/mol

P.M. H2O = 18,01 g/mol

P.M. NH3= 17,03 g/mol

6,5 g di Ba(OH)2 8 H2O = 2,1 x 10-2 mol da cui:

NH4SCN = 2,1 x 10-2 mol x 2 = 4,2 x 10-2 mol = 3,1 g

Ba(SCN)2 = 2,1 x 10-2 mol x 1 = 5,3 g

H2O = 2,1 x 10-2 mol x 10 = 2,1 x 10-1 mol = 3,8 g

NH3= 2,1 x 10-2 mol x 2 = 4,2 x 10-2 mol = 0,71 g

17. P.A. Al = 26,9016 g/mol e P.M. O2 = 31,9988 g/mol

Si avrà:

a) Al (perché il rapporto Al:O2 = 1:3/4)

b) Al

c) Al

18. S + O2 SO2

C + ½ O2 CO

PM CO = 28,0111 g/mol

PM SO2 = 64,063 g/mol

1,00 x 106 g carbone contengono:

9,30 x 105 g C = 7,74 x 104 mol C

9,90 x 103 g S = 3,09 x 102 mol S

Rapporto C:CO = 1:1

4


da cui: x = 7,74 x 104 mol CO se la resa fosse del 100% (reazione quantitativa). Ma la resa è del 95%, perciò:

7,74 x 104 mol /100 x 95 = 7,35 x 104 mol effettive CO

Rapporto S:SO2 = 1:1

da cui: x = 3,09 x 102 mol SO2 se la resa fosse del 100% (reazione quantitativa). Ma la resa è del 95%, perciò:

3,09 x 102 mol /100 x 95 = 2,93 x 102 mol effettive SO2

mol di O2 consumato = (7,74 x 104)/2 mol + (3,09 x 102)/2 mol = 3,90 x 104 mol

g di O2 consumato = 3,90 x 104 mol x 31,99 g/mol = 1,25 x 106 g O2 = 1,25 x 103 Kg O2

19. P.M. N2 = 28,01 g/mol

P.M. H2 = 2,0159 g/mol

1000,0 g N2 = 35,70 mol N2

500,0 g H2 = 248,0 mol H2

Il reagente limitante è N2. Si formano 2x 35,70 mol NH3

Restano inalterate: [248,0 – (35,70x3)] mol H2 = 140,9 mol H2 = 284,0 g H2

20. P.M. CaCl2 = 110,986 g/mol

P.M. Cl2 = 70,906 g/mol

mol CaCl2 = 28,3 g/110,986 g/mol = 0,255 mol effettive

moli ipotetiche (considerando che la resa è del 78,5%) = 0,255 /78,5 x 100 = 0,325 mol CaCl2

da cui si ricava che le moli di Cl2 necessarie sono: 0,325 x 6/5 = 0,390 mol 27,6 g Cl2

21. P.A. Al = 26,9016 g/mol e P.M. O2 = 31,9988 g/mol

Si avrà:

a) Al (perché il rapporto Al:O2 = 1:3/4)

b) Al

5

Esercizi su mole, massa molecolare, analisi elementare, rapporti di reazione.

1) A quante moli di atomi di ossigeno corrisponde un insieme costituito da 2.090 1022

atomi di

questo elemento? Quale è la sua massa?

2) Quante moli di atomi e quanti atomi di sodio sono contenuti in 55.085 mg di questo

elemento?

3) Calcolare quanti atomi di Pb sono contenuti in un campione di massa uguale a quella di un

campione di Au contenente 3.201 1022

atomi.

4) Quanto molibdeno si deve pesare per avere un numero di atomi uguale a quello presente in

5.0253 Kg di Zn?

5) Calcolare la formula minima di un composto contenente 43.2% di ossigeno, 2.721% di

idrogeno e costituito per la parte rimanente da calcio.

6) Calcolare la percentuale di cloro in una sostanza sapendo che da un campione di 0.209 g di

sostanza sono precipitati 0.480 g di AgCl

7) Calcolare quante moli di PbO2 sono contenute in 0.061413 g di composto.

8) Calcolare quante moli di atomi di Br sono contenute in 188.73 g di HgBr2

9) Calcolare la massa di calcio contenuta in 26.348 g di idrossido di calcio.

10) Calcolare la massa di un campione di solfato di rame pentaidrato, CuSO4 5H2O, contenete

97.1 g di idrogeno.

11) Calcolare la percentuale di ossigeno nell’alcool metilico, CH3OH.

12) Un campione di 7.89 g di un idrossido di formula X(OH)2 subisce per decomposizione

termica una perdita in peso pari a 1.430 g. Di quale idrossido si tratta?

13) Un campione di 59.75 g di un solfato di formula XSO4 viene trasformato quantitativamente

in 54.79 g del corrispondente cloruro. Di quale solfato si tratta?

14) 5.91 g di un composto organico bruciano totalmente in presenza di un eccesso di ossigeno

producendo 11.10 g di CO2 e 4.09 g di H2O. Quale è la formula minima del composto?

15) Calcolare quanto Br è contenuto in 9.481 g di una miscela di bromuro di argento e cloruro di

argento al 77.9% del secondo.

16) Un campione di 42.90 g di una miscela di cloruro di potassio e cloruro di sodio contiene

7.893 g di sodio. Calcolare le quantità dei due composti nel campione

17) Calcolare quanto argento è contenuto in 59.11 g di una miscela di cloruro di argento e

solfato di argento al 76.04% del secondo.

18) Un campione di 22.8 g di una miscela di bicarbonato di zinco e carbonato di zinco contiene

8.92 g di Zn. Calcolare la composizione del campione.

19) Calcolare la quantità di Pb3O4 necessaria per reagire con 4.8329 g di HCl secondo

l’equazione: Pb3O4 + HCl PbCl2 + Cl2+ H2O

20) Calcolare la quantità di Al necessaria per ottenere 9.3960 g di Cu secondo l’equazione:

CuCl2 + Al AlCl3 + Cu

21) Determinare il reagente in difetto se 150 g di NaClO, 187.15 g di Cr(OH)3 e 208.30 g di

NaOH reagiscono secondo l’equazione NaClO + Cr(OH)3 + NaOH NaCl +Na2CrO4+

H2O

22) Calcolare la quantità di ciascun prodotto ottenibile da 154.6 g di ZnS, 43.103 g di HNO3 e

127.30 g di HCl secondo l’equazione: ZnS + HNO3 + HCl ZnCl2 + NO + S + H2O

23) Calcolare le quantità di PbO e di SO2 ottenibili da 245.4 g di PbS e 28.1 g di O2 secondo

l’equazione PbS + O2 PbO + SO2

24) Calcolare la quantità di N2 necessaria per ottenere 7.00 g di N2O secondo l’equazione:

N2 + O2 N2O

Soluzioni esercizi su mole, massa molecolare, analisi elementare, rapporti di reazione.

1)

2.090 1022

atomi / 6.022 1023

atomi/mol = 3.471 10-2

mol

3.471 10-2

mol x 15.9994 g/mol = 5.553 10-1

g

2)

55.085 10-3

g / 22.98977 g/mol = 2.3961 10-3

mol

2.3961 10-3

mol x 6.022 1023

atomi/mol = 1.4429 1021

atomi

3)

3.201 1022

atomi / 6.022 1023

atomi/mol = 5.315 10-2

mol Au

5.315 10-2

mol x 196.9665 g/mol = 10.47 g Au

10.47 g / 207.2 g/mol = 5.053 10-2

mol Pb

5.053 10-2

mol x 6.022 1023

atomi/mol = 3.043 1022

atomi Pb

4)

5.0253 103 g / 65.38 g/mol = 76.863 mol Zn

76.863 mol x 95.94 g/mol = 7.3742 103 g

5)

100 – (43.2+2.721) = 54.079% Ca

Considerando un campione di 100g :

43.2 g / 15.9994 g/mol = 2.70 mol O / 1.35 mol = 2

2.721 g / 1.00797 g/mol = 2.70 mol H / 1.35 mol = 2

54.079 g / 40.08 g/mol = 1.35 mol Ca / 1.35 mol = 1

Ca(OH)2

6)

0.480 g / 143.323 g/mol = 3.35 10-3

mol AgCl = mol Cl

3.35 10-3

mol x 35.453 g/mol = 0.119 g Cl

(0.119 g / 0.209 g) x 100 = 56.8% Cl

7)

2.5676 10-4

mol

8)

1.0473 mol atomi di Br

9)

14.252 g Ca

10)

97.1 g / 1.00797 g/mol = 96.332 mol H

96.332 mol x 4 21 CuSO 5H O

10 H

mol

mol= 9.6332 mol CuSO4 5H2O

9.6332 mol x 249.7 g/mol = 2.40 104 g il risultato va espresso con 3 cifre significative!

11)

49.9%

12)

X(OH)2 XO + H2O

1.430 g / 18.0153 g/mol = 7.9377 10-2

mol H2O = mol X(OH)2

MM X(OH)2 = (x + 34.01474) g/mol

7.89 g / (x + 34.01474) g/mol = 1.430 g / 18.0153 g/mol = 7.9377 10-2

mol

7.89 = 7.9377 10-2

x + 2.70

7.89 - 2.70 = 7.9377 10-2

x

x = 5.19 / 7.9377 10-2

= 65.38 g/mol Zn

13)

XSO4 XCl2

Dalla stechiometria di reazione da 1 mole di XSO4 si ottiene 1 mole di XCl2 dunque:

59.75 54.79

/ /

g g

xg mol yg mol

Chiamando z la massa atomica dell’elemento incognito:

x = (z + 96.0576) g/mol

y = (z + 70.906) g/mol

da cui:

59.75 54.79

( 96.0576) / ( 70.906) /

g g

z g mol z g mol

tralasciando le unità di misura:

59.75 (z + 70.906) = 54.79 (z + 96.0576)

59.75 z + 4236.6 = 54.79z + 5263.0

4.96z = 1026.4

z = 207.0 g/mol

il solfato incognito è dunque PbSO4

14)

X + O2 CO2 + H2O

11.10 g / 44.01 g/mol = 0.2522 mol CO2 mol C

4.09 g / 18.0153 g/mol = 0.2272 mol H2O

0.2272 mol H2O x 2

2 H

1 H O

mol

mol= 0.4544 mol H

0.4544 mol x 1.00797 g/mol = 0.458 g H

0.2522 mol x 12.0111 g/mol = 3.029 g C

5.91g – (0.458g + 3.029g) = 2.423 g O

2.423 g / 15.9994 g/mol = 0.1514 mol O

0.1514 mol O / 0.1514 mol = 1 x 3 = 3

0.4544 mol H / 0.1514 mol = 3 x3 = 9

0.2522 mol C / 0.1514 mol = 1.67 x 3 =5

Formula minima : C5H9O3

15)

9.481 g x 22.1

100

g

g= 2.095 g AgBr

2.095 g / 187.7722 g/mol = 1.1159 10-2

mol AgBr = mol Br

1.1159 10-2

mol x 79.904 g/mol = 0.892 g Br

16)

7.893 g / 22.98977 g/mol = 0.3433 mol Na = mol NaCl

0.3433 mol x 58.4407 g/mol = 20.06 g NaCl

42.90g – 20.06 g = 22.84 g KCl

17)

59.11 g x 76.04

100

g

g= 44.95 g Ag2SO4

59.11 g – 44.95 g= 14.16 g AgCl

14.16 g / 143.3212 g/mol = 0.098799 mol AgCl = mol Ag

44.95 g / 311794 g/mol = 0.144166 mol Ag2SO4

0.144166 mol x 2 4

2 Ag

1 Ag SO

mol

mol= 0.2883 mol Ag

(0.098799 mol + 0.28833 mol) = 0.38713 mol Ag tot.

0.38713 mol x 107.8682 g/mol = 41.76 g

18)

M.M. Zn(HCO3)2 = 187.41 g/mol

M.M. ZnCO3 = 125.389 g/mol

8.92 g / 65.38 g/mol = 0.1364 mol Zn

a) 0.1364187.41 / 125.389 /

xg ygmol

g mol g mol

b) x+y = 22.8 g

x=22.8-y

sostituendo nella a):

(22.8 )0.1364

187.41 / 125.389 /

y g ygmol

g mol g mol

4

(22.8 )125.389 187.410.1364

2.3499 10

y y

2.859 103 + 62.021y = 3.206 10

3

y = 5.59 g ZnCO3

x = 22.8 g - 5.59 g = 17.2 g Zn(HCO3)2

19)

Pb3O4 + HCl PbCl2 + Cl2+ H2O

n (Pb) = 2/3 n (Pb3O4) = 2/3 x 3 = 2 coeff. stechiometrico 1

n (Cl) = 1 n (HCl) = 1 x 1 = 1 coeff. stechiometrico 2

Pb3O4 + 8HCl 3PbCl2 + Cl2+ 4H2O

Attenzione: poiché parte del Cl derivante da HCl non varia il suo numero di ossidazione, il bilancio

di massa impone di variare i coefficienti stechiometrici ricavati sulla base del bilanciamento degli

elettroni scambiati nel processo redox.

4.8329 g / 36.46097 g/mol = 0.13255 mol HCl

0.13255 mol HCl x 3 41 Pb O

8 HCl

mol

mol= 0.0165687 mol Pb3O4

0.0165687 mol x 685.5977 g/mol = 11.359 g

20)

3CuCl2 + 2Al 2AlCl3 + 3Cu

9.3960 g / 63.546 g/mol = 0.14786 mol Cu

0.14786 mol Cu x 2 Al

3 Cu

mol

mol= 0.0985743 mol Al

0.0985743 mol x 26.98154 g/mol = 2.6597 g

21)

NaClO + Cr(OH)3 + NaOH NaCl +Na2CrO4+ H2O

n (Cl) = 2 n (NaClO) = 2 x 1 = 2 coeff. stechiometrico 3

n (Cr) = 3 n (Cr(OH)3) = 3 x 1 = 3 coeff. stechiometrico 2

3NaClO + 2Cr(OH)3 + 4NaOH 3NaCl +2Na2CrO4+ 5H2O

150g / 74.44217 g/mol = 2.015 mol NaClO

187.15 g / 103.01811 g/mol = 1.81667 mol Cr(OH)3

208.5 g / 39.99714 g/mol = 5.2078 mol NaOH

Per far reagire tutto NaClO occorrono:

a) 2.015 mol NaClO x 32 Cr(OH)

3 NaClO

mol

mol= 1.3433 mol Cr(OH)3

b) 2.015 mol NaClO x 4 NaOH

3 NaClO

mol

mol= 2.6867 mol NaOH

Per far reagire tutto Cr(OH)3 occorrono:

a) 1.81667 mol Cr(OH)3 x3

3 NaClO

2 Cr(OH)

mol

mol= 2.725 mol NaClO

b) 1.81667 mol Cr(OH)3 x3

4 NaOH

2 Cr(OH)

mol

mol= 3.633 mol NaOH

Per far reagire tutto NaOH occorrono:

a) 5.2078 mol NaOH x3 NaClO

4 NaOH

mol

mol= 3.906 mol NaClO

b) 5.2078 mol NaOH x 32 Cr(OH)

4 NaOH

mol

mol= 2.604 mol Cr(OH)3

NaClO è il reagente limitante nella reazione

22)

ZnS + HNO3 + HCl ZnCl2 + NO + S + H2O

n (S) = 2 n (ZnS) = 2 x 1 = 2 coeff. stechiometrico 3

n (N) = 3 n (HNO3) = 3 x 1 = 3 coeff. stechiometrico 2

3ZnS + 2HNO3 + 6HCl 3ZnCl2 + 2NO + 3S + 4H2O

154 .6 g / 97.434 g/mol = 1.587 mol ZnS

43.103 g / 63.0129 g/mol = 0.6840 mol HNO3

127.30 g / 36.461 g/mol = 3.491 mol HCl

Per far reagire tutto ZnS occorrono:

a) 1.587 mol ZnS x 32 HNO

3 ZnS

mol

mol= 1.058 mol HNO3

b) 1.587 mol ZnS x 6 HC

3 ZnS

mol

mol

l= 3.174 mol HCl

Per far reagire tutto HNO3 occorrono:

a) 0.6840 mol HNO3 x3

3 ZnS

2 HNO

mol

mol= 1.026 mol ZnS

b) 0.6840 mol HNO3 x3

6 HCl

2 HNO

mol

mol= 2.052 mol HCl

Per far reagire tutto HCl occorrono:

a) 3.491 mol HCl x3 ZnS

6 HC

mol

mol l= 1.745 mol ZnS

b) 3.491 mol HCl x 32 HNO

6 HCl

mol

mol= 1.164 mol HNO3

HNO3 è il reagente limitante nella reazione, dunque:

0.6840 mol HNO3 x 2

3

3 ZnCl

2 HNO

mol

mol= 1.026 mol ZnCl2

1.026 mol x 136.276 g/mol = 139.8 g ZnCl2

0.6840 mol HNO3 x3

3 S

2 HNO

mol

mol= 1.026 mol S

1.026 mol x 32.064 g/mol = 32.90 g S

0.6840 mol HNO3 x3

2 NO

2 HNO

mol

mol= 0.6840 mol NO

0.6840 mol x 30.0061 g/mol = 20.52 g NO

0.6840 mol HNO3 x 2

3

4 H O

2 HNO

mol

mol= 1.368 mol H2O

1.368 mol x 18.015 g/mol = 24.64 g H2O

23)

La reazione bilanciata è: 2PbS +3 O2 2PbO + 2SO2

245.4 g / 239.254 g/mol = 1.026 mol PbS

28.1 g / 31.9988 g/mol = 0.8782 mol O2

Per far reagire tutto PbS occorrono:

1.026 mol PbS x 23 O

2 PbS

mol

mol= 1.54 mol O2

Le moli di ossigeno disponibili sono però solo 0.878 mol, dunque l’ossigeno è il reagente limitante.

0.8782 mol O2 x2

2 PbO

3 O

mol

mol= 0.585 mol PbO mol SO2

0.585 mol x 223.189 g/mol = 130g PbO

0.585 mol x 64.063 g/mol = 37.5 g SO2

24)

2N2 + O2 2N2O

7.00 g / 44.013 g/mol = 0.159 mol N2O mol N2

0.159 mol x 28.013 g/mol = 4.45 g N2

1

A.A. 2005/2006 Laurea triennale in ChimicaEsercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C

ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h)

Numero di ossidazione

- Lo stato di ossidazione di un elemento allo stato elementare è zero

- Lo stato di ossidazione è legato al numero di elettroni acquisiti o ceduti da un elemento, quando passa dallo stato elementare a quello combinato, cioè quando reagisce con altri

elementi a formare un composto - I metalli assumono stati di ossidazione positivi- I non metalli possono assumere stati di ossidazione negativi (perché sono più elettronegativi

dei metalli)- Molti elementi possono esistere in più stati di ossidazione differenti

- Un elementi non può esistere in uno stato di ossidazione superiore al numero checontraddistingue il proprio gruppo (cioè, il n° di ossidazione è correlato alla configurazione elettronica di un elemento!)

- L’assegnazione del n° di ossidazione del C negli idrocarburi (composti organici) èpuramente formale

Ossidazione = cessione di elettroniRiduzione = acquisizione di elettroni

Reazione di ossidoriduzione = processo chimico che comporta una variazione del n° di

ossidazione di alcuni degli elementi che reagisconoTale variazione è associata ad un trasferimento di elettroni dalla specie (o le specie) che si ossida a quella (o quelle) che si riduce

Ossidante = specie capace di acquisire elettroni, cioè di ridursi, e quindi di ossidare un’altra specie

Riducente = specie capace di cedere elettroni, cioè di ossidarsi, e quindi di ridurre un’altra specie

Bilanciamento delle redox

Bisogna tenere conto di un fattore supplementare rispetto alle reazioni non redox: il bilancio degli

elettroni scambiati dagli elementi che si ossidano e si riducono. Quindi bisogna curare il:- Bilancio elettronico- Bilancio di massa

- Bilancio di carica

Equivalente ossidante = quantità in g di ossidante capace di acquisire un n° di Avogadro di elettroni

Equivalente riducente = quantità in g di riducente capace di cedere un n° di Avogadro dielettroni

Peso equivalente = Peso molecolare / n dove n = n° di elettroni scambiati

2


ESEMPI

1. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti:

I2

Ca(OH)2

H4SiO4

Cr2O3

2. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti:

NaClO

NO3-

H2O2

Hg2Cl23. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti:

AgNO3

C2H6O

FeO

SiO2


Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2

Cr3+

+ ClO3- → Cr 2O7

2- + ClO2 amb. acido

N2H4 + HNO2 → HN3


MnO2 + NaNO3 + Na2CO3 → Na2MnO4 + CO2 + NO

Au3+

+ H2O2 → Au + O2 amb. basico

FeS2 + Na2Cr2O7 + HClO4 → Fe(ClO4)3 + SO2 + Cr(ClO4)3 + NaClO4


ClO2- + H2O2 → Cl

- + O2

BrO3- + MnS → Br

- + SO2 + MnO2

7. Calcolare la massa di un equivalente di KNO3 quando lo ione nitrito si riduce ad ammoniaca

8. Il permanganato di potassio in amb. acido ossida l’acido ossalico a CO2. Calcolare:

a) quale dei reagenti è in eccesso e l’entità di tale eccesso

b) i g di CO2 e le moli di solfato di Mn(II) che si ottengono facendo reagire 1,42 g di permanganato di potassio con

0,90 g di acido ossalico in amb. acido per acido solforico.

9. Calcolare la quantità di in g di acido fosforico necessaria per reagire completamente con 3,85 g Fe(OH)2 secondo la

reazione:

H3PO4 + Fe(OH)2 → FeHPO4 + 2 H2O

10. Calcolare la quantità in g di bicromato di potassio necessari per ossidare 10,8 g di Fe(II) nella reazione seguente:

Cr2O72-

+ Fe2+ → Cr

3++ Fe

3+

11. Il primo stadio del processo di estrazione del cromo dal suo minerale cromite, FeCr2O4, è l’ossidazione con aria del

minerale in carbonato fuso, secondo la seguente reazione (da bilanciare):

FeCr2O4 + Na2 CO3 + O2 → Na2CrO4 + CO2 + Fe2O3

Calcolare quanti g di cromato di sodio si formano e quanti g di carbonato di sodio occorre utilizzare per ogni Kg di

minerale trattato, sapendo che la resa della reazione è dell’88,0%.

12. 12,3 g di Mo vengono fatti reagire con 10,45 ml di HNO3 al 69,5% w/w (d =1,413 g/ml) secondo la seguente

reazione (da bilanciare):

Mo + HNO3 → MoO3 + NO + H2O

Calcolare quanti g di MoO3 si possono ottenere, sapendo che la resa della reazione è del 68,5% e specificare qual è

il reagente limitante.

13. Per sbiancare le vernici annerite per invecchiamento, si sfrutta la reazione:

H2O2 + PbS (nero) → PbSO4 (bianco) + H2O

Calcolare quanto perossido di idrogeno è necessario per ossidare completamente 2,76 g di solfuro di Pb(II) e quanto

solfato di Pb si ottiene, sapendo che la resa della reazione è dell’85,3%.

SOLUZIONI

1. Stato di ossidazione

I2 0

Ca(OH)2 Ca (+2) O (-2) H (+1)

H4SiO4 H (+1) Si (+4) O (-2)

3


Cr2O3 Cr (+3) O (-2)


NaClO Na(+1) Cl (+1) O (-2)

NO3-

N(+5) O (-2)

H2O2 H(+1) O (-1)

Hg2Cl2 Hg(+1) Cl (-1)


AgNO3 Ag(+1) N (+5) O (-2)

C2H6O C(-2) H (+1) O (-2)

FeO Fe (+2) O (-2)

SiO2 Si(+4) O (-2)

4. Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O

∆ n (Cu) = 2↑ x 1

∆ n (S) = - 2↓ x 1

2 Cr3+

+ 6 ClO3- + H2O → Cr2O7

2- + 6 ClO2 + 2 H

+

∆ n (Cr) = 3↑ x 2 = 6 x 1

∆ n (Cl) = 1↓ x 1 = 1

N2H4 + HNO2 → HN3 + 2 H2O

∆ n (N) = 5/3↑ x 2 = 10/3

∆ n (N) = 10/3↓ x 1 = 10/3

5. 3 MnO2 + 2 NaNO3 + 2 Na2CO3 → 3 Na2MnO4 + 2 CO2 + 2 NO

∆ n (Mn) = 2↑ x 1 = 2 x3

∆ n (N) = 3↓ x 1 = 3 x2

2 Au3+

+ 3 H2O2 + 6 OH- → 2 Au + 3 O2 + 6 H2O

∆ n (Au) = 3↓ x 1=3 x2

∆ n (O) = 1↑ x 2 = 2 x3

6 FeS2 + 11 Na2Cr2O7 + 106 HClO4 → 6 Fe(ClO4)3 + 12 SO2 + 22 Cr(ClO4)3 + 22 NaClO4 + 53 H2O

N.B. Lo S in FeS2 ha stato di ossidazione –1!

∆ n (Fe) = 1↑ x 1 = 1 x6

∆ n (S) = 5↑ x 2 = 10

∆ n (Cr) = 3↓ x 2 = 6 x11

6. ClO2- + 2 H2O2 → Cl

- + 2 O2 + 2 H2O

∆ n (Cl) = 4↓ x 1=4 x1

∆ n (O) = 1↑ x 2 = 2 x2

4 BrO3- + 3 MnS → 4 Br

- + 3 SO2 + 3 MnO2

∆ n (Mn) = 2↑ x 1 = 2 x3

∆ n (S) = 6↑ x 1 = 6

∆ n (Br) = 6↓ x 1 = 6 x4

7. Calcolare la massa di un equivalente di KNO3 quando lo ione nitrito si riduce ad ammoniaca

∆ n (N) = 8↓P.E. KNO3 = (P.M. KNO3)/8

8. H2C2O4 → CO2

∆ n (C) = 1↑ x 2 = 2

P.E. H2C2O4 = (P.M. H2 C2O4)/2 = 90,04/2 g/eq = 45,02 g/eq

KMnO4 → Mn2+

∆ n (Mn) = 5↓ x 1 = 5

P.E. KMnO4 = (P.M. KMnO4)/5 = 141,93/5 g/eq = 28,39 g/eq

1,42 g/28,39 g/eq = 0,050 eq di KMnO4

4


0,9 g / 45,02 g/eq = 0,020 eq H2 C2O4 (acido ossalico) ⇒ reagente in difetto

Si ottengono: 0,020 eq di MnSO4 e di CO2

g MnSO4 = (0,020 eq /5 eq/mol) x 151,0 g/mol = 0,604 g

g CO2 = 0,020 eq x 44,01 g/eq = 0,88 g CO2 (perché ∆ n (C) = 1)

9. H3PO4 + Fe(OH)2 → FeHPO4 + 2 H2O

Eq Fe(OH)2 = 3,85 g /(89,815/2 g/eq) = 0,0857 eq

g H3PO4 = 0,0857 eq x P.E. = 0,0857 eq x 97,995/2 = 4,20 g acido fosforico

10. Cr2O72-

+ Fe2+ → Cr

3++ Fe

3+

P.E. Fe = P.M.

P.E. dicromato = P.M. /6

eq Fe = 10,8 g / (55,847 g/eq) = 0,193 eq Fe = 0,193 eq. dicromato

g dicromato = 0,193 eq x 294,192/6 g/eq = 9,48 g dicromato

11. 2 FeCr2O4 + 4 Na2CO3 + 7/2 O2 → 4 Na2CrO4 + 4 CO2 + Fe2O3

P.M. cromite = 223.84 g/mol

1000 g di cromite = 4,467 mol cromite

Rapporto FeCr2O4/Na2CO3= 1:2

Servono 4,467 mol x 2 x 106,0 g/mol = 947 g Na2CO3 (3 c.s.)

Essendo la resa pari all’88%, si formano:

4,467 x 2 x 0,88 mol cromato di Na = 7,86 moli = 1273 g di Na2CrO4 ottenuti

= 1,27 x 103 g (3 c.s.)

12. Mo + 2 HNO3 → MoO3 + 2 NO + H2O

P.M. HNO3 = 63,01 Da

P.A. Mo = 95,94 Da

P.M. MoO3 = 143,9 Da

12,3 g/95,94 g/mol = 0,128 mol Mo

[(10,45 ml x 1,413 g/ml)x 69,5/100]/ 63,01 g/mol = 0,163 mol HNO3

Rapporto stechiometrico tra Mo e HNO3 1:2

0,128 mol Mo richiedono 0,256 mol di acido per reagire completamente: l’acido è il reagente limitante.

Se la resa fosse del 100%, si avrebbero:

0,163/2 = 0,0815 mol di MoO3

Ma la resa è del 68,5%, quindi si ottengono:

0,0815 mol x 143,9 g/mol x 68,5/100 = 8,03 g MoO3

13. 4 H2O2 + PbS (nero) → PbSO4 (bianco) + 4 H2O

P.M. PbS = 239,3 g/mol

P.M. H2O2 = 34,02 g/mol

P.M. PbSO4= 303,3 g/mol

2,76 g/239,3 g/mol = 0,01153 mol PbS

Rapporto stechiometrico tra PbS e H2O2 = 1:4

Sono necessari: 4 x 0,01153 mol H2O2 x 34,02 g/mol = 1,56 g H2O2 (3 c.s.)

Si ottengono: 0,01153 mol PbSO4 x 303,3 g/mol x 85,3/100 = 2,98 g PbSO4 (3 c.s.)



ARGOMENTO 3: Leggi dei gas

- Unità di misura della pressione

1 atm = 760 mm Hg = 760 Torr = 101325 Pascal (Pa)

1 bar = 105 Pascal = 0,987 atm

- Condizioni normali o standard (TPS) per i gas

T = 273,15 K

P = 1 atm

- Temperatura (T), Pressione (P) e Volume (V) di un gas ideale sono correlati tra loro dalla

Legge dei Gas Perfetti

P V = n R T

dove

n = n° di moli del gas

R = costante dei gas = 0,08206 (l atm)/(mol K) = 8,314 J/(mol K) = 8,314 Pa x m3/mol K

- Temperatura (T), Pressione (P) e Volume (V) di un gas reale sono correlati tra loro dalla Legge

di Van der Waals

(P + n2 a/V

2) (V – n b) = n R T

dove

n = n° di moli del gas

a, b = costanti caratteristiche del gas

- Pressione Parziale = pressione che eserciterebbe ogni singolo componente di una miscela

gassosa se occupasse, da solo, il volume occupato dall’intera miscela

- Volume parziale = volume che occuperebbe ogni singolo componente di una miscela

gassosa se esercitasse, da solo, la pressione esercitata dall’intera miscela

- Legge di Dalton = la pressione totale di una miscela di gas ideali non reattivi è pari alla somma

delle pressioni parziali dei singoli componenti

- Una miscela di gas ideali, non reattivi, segue la legge dei gas perfetti:

PTOT VTOT = nTOT R T

dove:

PTOT = Pi = Pparziali di ogni singolo componente i

VTOT = Vi = Vparziali di ogni singolo componente i

nTOT = ni = moli di ogni singolo componente i

Pi = PTOT i dove i = frazione molare del componente i della miscela gassosa

Vi = VTOT i dove i = frazione molare del componente i della miscela gassosa

- Legge di Avogadro = volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di T e P,

contengono lo stesso n° di molecole (e quindi, di moli)

1 mole di gas ideale a T e P standard (condizioni normali o TPS) occupa un volume pari a 22,414 l

1

ARGOMENTO 3: Leggi dei gas

ESEMPI

1. A quale pressione si deve sottoporre 1,00 l di idrogeno affinché occupi un volume pari a 0,125 l se da 0°C e 1,50

atm vengono portati a 350°C?

2. 5,00 g di Al sono completamente attaccati da una soluzione diluita di acido solforico, secondo la reazione:

Al + H+ Al3+ + H2

Si calcoli il volume di idrogeno (misurato a 298 K e alla P di 1,00 bar) che è svolto dalla reazione.

1,00 bar = 105 Pa 1 atm = 101325 Pa

3. Calcolare la P totale di una miscela gassosa costituita da 5,08 x 1023 molecole di biossido di carbonio, 7,83 g di

ossigeno molecolare e 0,830 mol di azoto molecolare in un volume di 26,4 l a T = 23,0 °C. Calcolare le pressioni

parziali.

4. Calcolare il volume di H2 che può reagire con 5,00 dm3 di N2 ad una certa T e P ed il volume di ammoniaca che si

può formare.

N2 + 3H2 2 NH3

5. 1,50 g di H2 sono introdotti in un recipiente di 1,00 dm3 contenente He a T=100°C alla P= 560 Torr. Calcolare la P

totale del recipiente mantenuto alla stessa temperatura.

6. Un volume di etano, quando è bruciato con aria, forma 10,0 l di CO2. Un volume diverso di metano (alla stessa T e

P) forma 20,0 l di anidride carbonica. In quale rapporto stanno i volumi dei due gas?

7. 20,0 g di NH4NO3 solido vengono scaldati a 200°C in un recipiente inizialmente vuoto di 10,0 dm3 di volume. Si

sono formati N2O e H2O che esercitano una P=1,50 bar a 200°C. Calcolare quanto reagente rimane indecomposto in

queste condizioni.

8. Trovare la max quantità in g di CO2 che si ottiene dall’equazione (da bilanciare):

C2H5OH + O2 CO2 + H2O

quando si hanno 6,50 g etanolo, 8,50 l O2 a 580 Torr e 25°C

SOLUZIONI

1. Poiché n = costante (il gas subisce solo una variazione di T e P), da:

n= PV/RT ricavo che P1V1/T1 = P2V2/T2 , da cui P2 = P1V1/T1 x T2/V2

Quindi: P2 = (1,50 atm x 623,15 K x 1,00 l)/(273,15 K x 0,125 l) = 27,4 atm.

2. R= 0,08206 l atm/mol K = 8,314 J/mol K = 8,314 Pa x m3/mol K

mol Al = 5,00 g /26,05 g/mol = 0,192 mol Al

2Al + 6 H+ 2 Al3+ + 3 H2

Dalla stechiometria della reazione si ricava che:

0,192 mol Al x (3mol H2 / 2mol Al) = 0,288 mol H2 sviluppato

V= nRT/P = (0,288 mol x 8,314 Pa x m3/mol K x 298 K)/105 Pa = 7,13 x 10-3 m3 = 7,13 dm3

3. mol CO2 = 5,08 x 1023 molecole / 6,022 x 1023 molecole/mol = 0,843 mol

mol O2 = 7,83 g /31,9998 g/mol = 0,254 mol

mol N2 = 0,830 mol

nTOT = (0,843 + 0,254 + 0,830) mol = 1,917 mol

p = nTOT RT/V = (1,917 mol x 0,08206 l atm/mol K x 296,15 K)/26,4 l = 1,765 atm

Le P parziali risultano da :

pCO2 = nCO2 RT/V = 0,776 atm

pCO2 = nO2 RT/V = 0,225 atm

pN2 = nN2 RT/V = 0,764 atm

4. N2 + 3H2 2 NH3 Nei gas, il volume è proporzionale al numero di moli; dai rapporti stechiometrici si

deduce che:

Volume H2 = 3 x 5 dm3 = 15,00 dm3

Volume NH3 = 2 x 5 dm3 = 10,00 dm3

5. 560 Torr/760 Torr/atm = 0,737 atm

moli He = PV/RT = (0,737 atm x 1,00 l)/(0,08206 l atm/mol K x 373 K) = 0,0241 mol

mol H2 = 1,50 g/2,016 g/mol = 0,744

mol totali = 0,768 mol

PTOT = nTOTRT/V = (0,768 mol x 0,08206 l atm/mol K x 373 K)/1,00 l = 23,5 atm

6. C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O

2

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

Volume etano = ½ Volume CO2 = 5,00 l

Volume metano = volume CO2 = 20,0 l

Il rapporto fra i due gas è 5:20 = 1:4

7. La reazione è: NH4NO3 N2O(g) + 2 H2O(g)

nTOT = P TOT V TOT /RT = (1,50 x 105 Pa x 10,0 10-3 m3)/( 8,314 Pa x m3/mol K x 473 K) = 0,381 mol

Dai coefficienti stechiometrici: n NH4NO3 = 1/3 mol totali = 0,381/3 mol = 0,127 mol

M.M. NH4NO3 = 80,1 g/mol

Quantità di reagente indecomposto: 20,0 g – (0,127 mol x 80,1 g/mol) = 9,81 g

8. C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O

580 Torr/760 Torr/atm = 0,763 atm

mol C2H5OH : 6,50 g/ 46,07 g/mol = 0,141 mol

mol O2 = PV/RT = (0,763 atm x 8,50 l)/(0,08206 l atm/mol K x 298 K) = 0,265 mol

Rapporto stechiometrico C2H5OH/ O2 = 1/3

L’ossigeno è in difetto. Sulla base della stechiometria di reazione:

0,265 mol O2 x (2 mol CO2 / 3 mol O2) = 0,177 mol CO2

g CO2= 0,177 mol x 44,01 g/mol = 7,78 g CO2

3

1


ARGOMENTO 4: Espressione della concentrazione e della composizione delle soluzioni (1 h)

- Quando si diluisce una soluzione, la massa della soluzione finale (cioè del risultato della

diluizione) è uguale alla somma delle masse miscelate. Tuttavia, la massa di soluto contenuta nella soluzione iniziale è la stessa che è presente in quella finale, mentre la massa di solvente

nelle due soluzioni (iniziale e finale) è diversa.Anche i volumi dei componenti della miscela vengono considerati additivi: questa èun’approssimazione, in quanto le interazioni soluto-solvente (che sono anche responsabili delle

deviazioni dalla legge di Raoult e di Henry) possono influenzare il volume.

- I problemi sulle diluizioni si basano sull’equivalenza:

C1 x V1 = C2 x V2

dove:C1 e C2 sono le concentrazioni molari della soluzione diluita e di quella concentrata

V1 e V2 sono i volumi della soluzione diluita e di quella concentrata

- Ciò deriva dal fatto che il n° di moli in gioco è fisso, ma può variare il volume nel quale esse

sono contenute. Ciò fa variare la molarità.

- Concentrazione di una soluzione : esprime la quantità relativa di soluto rispetto al

solvente. Si può esprimere in modi diversi

Molarità (M) moli di soluto/litri di soluzione

Normalità (N) equivalenti di soluto/litri di soluzione

Molalità (m) moli di soluto/Kg di solvente

Frazione molare (0<χ i<1) n° moli del componente i / somma delle moli di tutti i

componenti = ni /nTOT

% w/w (percentuale in peso) (massa di soluto/massa totale della soluzione) x 100

% v/v (percentuale in volume) (volume di soluto/volume totale della soluzione) x 100

% peso/volume (w/v) massa di soluto (g)/100 ml di soluzione

ppm (parti per milione) mg soluto/Kg soluzione

2


ESEMPI :

1. Calcolare quanti g di acqua e NaCl occorrono per preparare 1000 g di una soluzione al 13% del sale.

2. Calcolare il volume di soluzione di acido nitrico al 69,8% (d=1,42 g/ml) e di acqua che bisogna mescolare per

preparare 1,0 l di soluzione 0,200 M di acido.

3. 20,0 ml di soluzione acida contenente 0,121 mol/l di Fe(II) sono titolati con 23,5 ml di una soluzione di

permanganato di potassio. Calcolare la molarità della soluzione di permanganato.

Fe2+

+ MnO4- + H

+ → Fe3+

+ Mn2+

+ H2O

4. Calcolare la molarità di una soluzione di KOH ottenuta miscelando 95,0 ml KOH 0,220 M con 35,0 ml KOH 0,400

M, assumendo che i volumi siano additivi.

5. 850,0 ml di una soluzione di HCl 0,157 M vengono mescolati con 30,0 ml di HCl al 32,14% avente densità 1,116

g/ml. Determinare la concentrazione molare della soluzione risultante, considerando additivi i volumi.

6. Una soluzione di perossido di idrogeno al 30% w/w ha d=1,11 Kg/l. Calcolare il volume di soluzione da prelevare

per ottenere 40,0 ml di soluzione 0,30 M.

7. Calcolare la massa di acqua che occorre aggiungere a 1,00 Kg di una soluzione di acido nitrico al 56,5% per averne

una al 20%.

8. Si calcoli il volume di una soluzione di acido solforico 0,100 M che reagisce esattamente con 5,0 g di Zn metallico.

9. Calcolare la molalità e la frazione molare di una soluzione di potassio ossalato idrato K2C2 O4 H2O 0,306 M avente

densità 1,0161 g/ml.

10. 0,010 l di soluzione di HCl 0,150 M sono aggiunti a 0,400 l di una soluzione di HCl 2,50 x 10-3

M. Calcolare la

concentrazione molare della soluzione risultante.

11. Che volume di una soluzione al 37% in HCl (d=1,190 g/ml) occorre prelevare per ottenere 2,5 l di una soluzione di

HCl 1,00 x 10-2

M.

12. Una soluzione di acido acetico glaciale ha una d=1,059 g/ml. calcolare quale volume di soluzione occorre prelevare

per avere 250,0 ml di una soluzione 0,100 M. Calcolare la frazione molare della soluzione iniziale.

13. La densità di una soluzione di acido solforico al 96,4% è 1,835 g/ml. Calcolare il volume della soluzione che

contiene disciolta 1 mol di acido.

14. Calcolare quanti g di NaOH sono necessari per preparare 1,00 l soluzione 0,100 M di NaOH.

15. Calcolare la molarità e la molalità di una soluzione di NaOH avente densità d=1,165 g/ml e contenente 43,59 g di

NaOH in 250,0 ml di soluzione

16. Per preparare 500 ml HCl 0,250 M si ha a disposizione una soluzione di HCl al 34,18% in peso e densità 1,170

g/ml . Calcolare il volume della soluzione che deve essere prelevato.

17. Calcolare la molarità, la frazione molare e la molalità di una soluzione di ammoniaca al 30% w/w (d=0,892 g/ml).

Qual è la molarità di una soluzione ottenuta prelevando 23,5 ml di questa soluzione concentrata e portandola a

250,0 ml.

SOLUZIONI

1. (x g NaCl/1000 g ) x 100 = 13

da cui x= 130 g NaCl

2. 1,00 l x 0,200 mol/l = 0,200 mol acido nitrico contenute nella soluzione finale.

La molarità di una soluzione di acido nitrico al 69,8% (d = 1,42 g/ml) si ricava come segue:

1 l di soluzione pesa 1420 g, di cui solo 1420/100 x 69,8 = 9,91 x 102 g sono di acido nitrico

Essendo P.M. HNO3 = 63,0 g/mol, avrò che 9,91 x 102 g/63,0 g/mol = 15,7 mol contenute in 1 litro di soluzione.

Quindi la soluzione iniziale di HNO3 è 15,7 M.

Ne deriva che il volume di soluzione concentrata che deve essere prelevato è pari a :

0,200 mol/15,7 mol/l = 12,7 x 10-3

l = 12,7 ml di soluzione di acido al 69,8 %

Questo volume deve essere portato ad 1 litro, addizionando (1000-12,7) ml = 987,3 ml di acqua, per ottenere 1 l di

soluzione 0,200 M

3. 5 Fe2+

+ MnO4- + 8 H

+ → 5 Fe3+

+ Mn2+

+ 4 H2O

mol Fe2+

= 0,0200 l x 0,121 mol/l = 2,42 x 10-3

mol

Rapporto stechiometrico Fe/KMO4 = 5:1

Quindi sono necessarie: 2,42 x 10-3

/5 = 4,84 x 10-4

mol di permanganato per reagire completamente. La molarità

della soluzione sarà:

4,84 x 10-4

mol/0,0235 l = 0,0206 M

4. mol1 + mol2 = molTOT e quindi M = molTOT /VTOT

mol1 = 0,0950 l x 0,220 mol/l = 0,0209 mol

mol2 = 0,0350 l x 0,400 mol/ l = 0,0140 mol

M = 0,0349 mol /0,1300 l = 0,268 M

5. mol1 + mol2 = molTOT e quindi M = molTOT /VTOT

mol1 : 0,850 l x 0,157 mol/l = 0,133 mol

3


mol2 : 30 ml di soluzione pesano 30,0 x 1,116 g/ml = 33,5 g di cui 33,5/100 x 32,14 = 10,8 g sono di HCl puro, pari

a 10,8 g/36,46 g/mol = 0,295 mol HCl

mol totali = 0,295 + 0,133 = 0,428 mol

V totale = 0,850 + 0,030 l = 0,880 l

[HCl] finale = 0,428 mol/ 0,880 l = 0,486 M

6. 1 l di soluzione di perossido pesa 1110 g e contiene : 1110/100 x 30 = 333 g di perossido

P.M. H2O2 = 34,01 g/mol

333 g/l /34,01 g/mol = 9,79 M

Poiché V1 x C1 = V2 x C2 avrò che: V2 = (0,040 l x 0,30 mol/l)/9,79 mol/l = 1,22 x 10-3

l = 1,22 ml

7. Su 1000 g di soluzione, 565 g sono di acido nitrico. Volendo ottenere una soluzione al 20% avrò:

565/(1000 + x) · 100 = 20,0, da cui ricavo x=1,82 x 103 g di acqua

8. Zn + 2 H+ → Zn

2++ H2

1 mol di Zn reagisce con 1 mol di acido solforico (che libera 2 H+).

mol Zn = 5,0 g/65,4 g/mol = 0,0764 mol

Serviranno altrettante mol di acido, che devono essere prelevate da una soluzione 0,100 M. Quindi:

0,0764 mol/0,100 mol/l = 0,76 l di soluzione di acido solforico

9. Su 1 l di soluzione, avrò 0,306 mol di K2C2 O4 H2O, pari a

0,306 mol x 184,23 g/mol = 56,37 g ossalato

1 l di soluzione pesa 1016,1 g

Peso del solvente in 1 l di soluzione: (1016,1 – 56,37)g= 959,73 g

molalità = 0,306 mol soluto/0,9597 Kg solvente = 0,318 m

959,73 g acqua/18,02 g/mol = 53,2 mol acqua

Fraz. molare (χ) ossalato = 0,306 mol /(0,306 + 53,2)mol = 0,00572

Fraz. molare (χ) acqua = 53,2 mol /(0,306 + 53,2) mol = 0,994

La somma delle χ deve essere 1!

10. VTOT = 0,410 l

molTOT = (0,010 l x 0,150 mol/l) + (0,400 l x 2,50 x 10-3

mol/l)= 2,50 x 10-3

mol

[HCl] = 2,50 x 10-3

mol/0,410 l = 6,1 x 10-3

M

11. La relazione da tener presente è ancora una volta: V1 x C1 = V2 x C2

1,00 x 10-2

mol/l x 2,5 l = 0,025 mol

La soluzione di HCl concentrato ha la seguente conc. molare:

1190 g/100 x 37 = 440,3 g HCl in 1 l

440,3 g/l /36,46 g/mol = 12,08 M

Quindi: 0,025 mol/12,08 M = 2,07 x 10-3

l = 2,07 ml

12. 1 l di acido acetico pesa 1059 g, dei quali il 100% è acido acetico.

1059 g/l / 60,05 g/mol = 17,6 M (molarità della soluzione di acido acetico glaciale)

Poiché V1 x C1 = V2 x C2 , si avrà:

0,100 M x 0,250 l = 17,6 M x X da cui X=1,42 ml

1,42 ml di acido acetico glaciale devono essere portati a 250 ml. Si otterrà una soluzione di acido acetico 0,100 M.

13. 1 l di soluzione pesa 1835 g, di cui solo 1835/100 x 96,4 = 1769 g sono di acido solforico

Essendo P.M. H2SO4 = 98,08 g/mol, avrò che 1769 g/l /98,08 g/mol = 18,0 M

Se 1 l contiene 18 mol di acido, 1 mol sarà contenuta in 1/18 l = 0,0556 l

14. 0,100 mol/l x 1,00 l = 0,100 mol

P.M. NaOH = 40,0 g/mol

0,100 mol x 40,0 g/mol = 4,00 g

15. mol NaOH = 43,59 g/40,0 g/mol = 1,090 mol

Molarità = 1,090 mol/0,250 l = 4,359 M

Massa soluzione = (1,165 x 250,0) g = 291,2 g

Massa solvente = (291,2 – 43,59) g = 247,7 g

Molalità = 1,090 mol/0,2477 Kg = 4,400 m

16. La relazione da tener presente è: V1 x C1 = V2 x C2 cioè : n1 = n2

n1 = 0,500 x 0,250 mol/l = 0,125 mol

C1 → 1,00 l pesa 1170 g

1170 g/100 x 34,18 = 399,9 g HCl in 1 l

399,9 g/l /36,46 g/mol = 10,97 M

Quindi V1 = 0,125 mol/10,97 M = 0,0114 l = 11,4 ml

17. 1 l soluzione pesa 892 g, dei quali solo 892 g/100 x 30 = 267,6 g sono di NH3.

267,6 g/l / 17,03 g/mol = 15,7 M (ammoniaca)

1 l di soluzione contiene: (892,0 – 267,6) g = 624,4 g acqua

624,4 g/l acqua/ 18,02 g/mol = 34,6 M

Fraz. molare NH3= 15,7 mol / (15,7 + 34,6) mol = 0,312

4

ARGOMENTO 4: Espressio ne della concentrazione e della composizione delle soluzioni (1 h)

Fraz. molare H2O = 34,6 mol / (15,7 + 34,6) mol = 0,688

La somma delle χ deve dare 1!

molalità della soluzione concentrata: 1 l contiene 15,7 mol di ammoniaca e 624,4 g solvente. Quindi

m = 15,7 mol/ 0,6244 Kg = 25,1 m



ARGOMENTO 5: Equilibri in fase gassosa – Kc e Kp

- La costante di equilibrio (K) nel caso di reazioni che coinvolgono specie gassose, può essere

espressa sia in termini di concentrazioni molari (Kc) che di pressioni (Kp), in quanto la pressione

esercitata da un gas è correlata alla sua massa ed al volume che esso occupa.

a A + b B cC + d D

- Costante espressa attraverso le concentrazioni molari ba

dc

cBA

DCK

][][

][][

N.B. Si tratta di concentrazioni all’equilibrio!

- Costante espressa attraverso le pressioni:

b

B

a

A

d

D

c

Cp

pp

ppK

][][

][][

N.B. Si tratta di pressioni all’equilibrio!

Poiché: piV = niRT , ni/V = Concentrazione molare = pi/RT si ha che:

[ ] [ ]

c

c cCC

nP RT C

V

c cRT

[ ] [ ]

d

d dDD

nP RT D

V

d dRT

[ ] [ ]

a

a aAA

nP RT A

V

a aRT

[ ] [ ]

b

b bBB

nP RT B

V

b bRT

da cui:

( ) ([ ] [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ] [ ] [ ]

c d c dc d a b c d a bC D

p ca b a b

A B

p p C DK RT

p p A B

)K RT

Quando (c+d-a-b)=0 Kp=Kc

1

ARGOMENTO 5: Equilibri in fase gassosa – Kc e Kp (2 h)

ESEMPI

1. 10,0 g PCl5 sono inizialmente posti in un recipiente di 1,00 dm3 e la T=573 K. Quando si è raggiunto l’equilibrio, si

sono formati nel recipiente 4,55 g PCl3. Calcolare Kc.

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

2. In un recipente vuoto di 10,0 dm3 di volume, sono poste 1,0 mol PCl3 e 2,0 mol Cl2 e la miscela è portata ad una

temperatura alla quale tutti i componenti che prendono parte alla reazione:

PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g)

sono in fase gassosa. Calcolare quante mol di PCl5 si sono formate all’equilibrio, sapendo che Kc = 5,5 dm3/mol.

Calcolare inoltre quante moli di PCl5 si formano se altre 4 mol di PCl3 sono aggiunte nello stesso recipiente alla

stessa T.

3. 10,0 g di CO e 10,0 g di Cl2 sono posti in un recipiente di 1,00 dm3 che già contiene 10,0 g COCl2. La miscela è

scaldata ad una temperatura alla quale la reazione:

CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

ha Kc=5,50 e tutte le specie sono in fase gassosa. Calcolare la massa di tutte le specie all’equilibrio.

4. Una certa quantità di gas NO2 è introdotta in un recipiente chiuso che, successivamente, viene scaldato fino alla

temperatura T. Avviene la seguente reazione:

2 NO2 2 NO + O2

A questa temperatura, la pressione totale nel recipiente è pari a 1,68 atm e la pressione parziale dell’NO è pari a alla P =

0,575 atm. Calcolare Kp.

5. Il nitrato d’ammonio si decompone per riscaldamento, secondo la reazione:

NH4NO3 (s) N2O (g) + 2 H2O (g)

20,0 g di sale sono posti in un recipiente di 10,0 dm3, inizialmente vuoto, e quando la reazione ha raggiunto

l’equilibrio a 500 K, la P nel recipiente è 1,50 bar. Calcolare la Kp della reazione. (1 atm = 1,01 bar)

6. Un reattore di 5,0 l, nel quale è stato fatto il vuoto, viene caricato con 0,0600 mol di azoto molecolare e 0,0600 mol

di ossigeno molecolare e portato a 2400°C. Sapendo che, a questa temperatura Kp = 3,46 x 10-3, calcolare la Pparziale

delle specie all’equilibrio.

N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g)

SOLUZIONI

1. PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

4,55 g /137,3 g/mol = 0,0331 mol PCl3 (g) in 1,00 dm3= 1,0 l

[PCl3] = 0,0331 M

Poiché i rapporti stechiometrici sono i seguenti: PCl5: PCl3:Cl2 = 1:1:1

All’equilibrio avrò: 0,0331 mol Cl2 in 1,00 litri

[PCl5] = ([10,0g/(208,2 g/mol)]/1,00 l ) - 0,0331 M = 0,0149 M

Kc = ( [PCl3] [Cl2])/[PCl5] = (0,0331)2/0,0149 = 7,35 x 10-2

2.

Conc. iniziale di PCl3 = 1,0 mol / 10,0 l = 0,10 M

Conc. iniziale di Cl2 = 2,0 mol / 10,0 l = 0,20 M

PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g)

I 0.10 0.20 -

V -x -x x

E 0.10-x 0.20-x x

5,5 = [PCl5]/( [PCl3] [Cl2]) = x / (0,1-x)(0,2-x) da cui ricaviamo: x = 0,0459 = [PCl5]

[PCl3] = 0.10-0,0459 = 0,0541 M

[Cl2] = 0.20-0,0459 = 0,1541 M

mol PCl5 = 0,0459 M x 10,0 l = 0,459 mol

Se aggiungo 4 mol di PCl3 avrò:

[PCl3] = 0,5 –x perche (1+4)mol/10,0 l = 0,5 M, da cui ricavo analogamente:

mol PCl5 = 1,34 L’equilibrio si è spostato a destra

3. CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

mol CO = 10,0 g/ 28,0 g/mol = 0,357 mol CO contenute in 1,0 l . Quindi [CO] = 0,357 M

mol Cl2 = 10,0 g/ 70,9 g/mol = 0,141 mol CO contenute in 1,0 l . Quindi [Cl2] = 0,141 M

mol COCl2 = 10,0 g/98,90 g/mol = 0,101 mol CO contenute in 1,0 l . Quindi [COCl2] = 0,101 M

2

CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

0,375-x 0,141-x 0,101+x all’equilibrio

5,50 = (0,101+x)/(0,375-x)(0,141-x) da cui si ricava x = 0,0509 M

Quindi, all’equilibrio:

g CO = 28,0 g/mol x 0,324 mol = 9,00 g

g Cl2 = 70,9 g/mol x 0,0901 = 6,20 g

g COCl2 = 98,90 g/mol x 0,1546 = 15,3 g

4. n° moli e Pparziali sono proporzionali!

Se, all’equilibrio, la PNO = 0,575 atm, sulla base della stechiometria di reazione dovrà essere:

PO2 = 1/2 PNO = 0,575/2 atm = 0,2875 atm

PNO2 = Ptot - (PO2 + PNO) = [1,68 - (0,575 + 0,2875)] atm = 0,8175 atm

Da cui : Kp = [NO]2 x [O2] / [NO2]2 = 0,142 atm

5. NH4NO3 (s) N2O(g) + 2 H2O(g)

Kp = P N2O x P2H2O

Il rapporto molare tra N2O(g) e H2O(g) = 1:2. Quindi le Pparziali staranno negli stessi rapporti.

PTOT = 1,50 bar = 2x + x dove x = P N2O

Si ricava che: P N2O = 0,500 bar e PH2O = 1,00 bar

Sapendo che 1 atm = 1,01 bar:

Kp = (1,00/1,01)2 x (0,500/1,01) = 0,485 atm3

6. Inizialmente: pN2 = pO2 = nRT/V = (0,0600 x 0,08206 x 2673)/5,0 = 2,632 atm

Kp = pNO2 / (pN2 x pO2) = 4x2 /(2,632 – x)2 = 3,46 x 10-3

da cui:

x = 0,0752 atm

pNO = 2x = 0,1504 atm

pN2 = pO2 = (2,632 – 0,0752) atm = 2,556 atm

3

1


ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h)

Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente (l’equilibrio di

dissociazione è completamente spostato verso destra)

Elettrolita debole = specie chimica che in soluzione si dissocia parzialmente (si definisce una K di dissociazione, il cui valore sarà tanto maggiore quanto più l’equilibrio è spostato verso destra)

Acidi forti: HCl, HBr, HNO3, HClO4, H2SO4 (1a dissociazione)

Acidi deboli: H2CO3, H2SO3, H3PO4, H3PO3, H2S, HF, HCN, HNO2, HClO, H3BO3, acido acetico (CH3COOH), acido formico (HCOOH), acido ossalico (H2C2O4) e tutti gli acidi carbossilici (RCOOH)

Basi forti: NaOH, KOH, Ba(OH)2

Basi deboli: NH3, amine, piridina (C5H5N), Ca(OH)2, le basi coniugate degli acidi deboli sopra elencati (HCO3

-, CO32-, HSO3

-, SO32-, H2PO4

-, HPO42-, PO4

3-, H2PO3-, HPO3

2-, PO33-,

HS-, S2-, F-, CN-, NO2-, ClO -, H2BO3

-, HBO32-, BO3

3-, ione acetato (CH3COO-), ione

formiato (HCOO-), ione ossalato (C2O42-) e tutti i carbossilati (RCOO-)

Acido monoprotico: 1 sola dissociazione

Acido poliprotico: più dissociazioni

L’acqua è una molecola anfotera : si comporta sia da acido che da base, in quanto può cedere o acquisire protoni.

H2O H+ + OH- Kw = [H+] [OH-] = 10-14

- La forza di un acido o di una base dipende dal solvente

- Normalmente, quando si parla di acidità o basicità, si sottintende “in ambiente acquoso”. Se si fà riferimento a solventi diversi dall’acqua, occorre specificarlo

pH = - log10 [H+] pOH = - log10 [OH-] pH + pOH = 14

- Variazione di 1 unità di pH = variazione di 1 ordine di grandezza della [H+] !!!!

Dissociazione di un acido debole: HA + H2O H+ + A- Ka = [H+] [A-]/[HA]

Dissociazione di una base debole: B + H2O BH+ + OH- Kb = [BH+] [OH-]/[B]

Acido debole Base coniugata (debole)

Base debole Acido coniugato (debole)

2

Acidi e basi deboli sono specie il cui equilibrio di dissociazione non è completamente spostato verso destra. Tuttavia, a seconda dell’entità della Keq (cioè di Ka o Kb), si possono avere acidi e basi deboli di forza medio-alta, media, deboli oppure debolissimi.

Esempi:

Acido debole Ka pKa Forza dell’acido debole

HSO4-

2,0 ⋅10-2 1,70 Medio-alta

H3PO4 7,5 ⋅10-3 2,12 Medio-alta

HF 7,1 ⋅10-4 3,15 Media

CH3COOH 1,8 ⋅10-5 4,74 Media

HClO 3,2 ⋅10-8 7,49 Debole

HCN 4,0 ⋅10-10 9,40 Debolissimo

Base debole Kb pKb Forza della base debole

Ca(OH)2 3,74 ⋅10-3 (I) 2,43 Medio-alta

CO32-

2,1 ⋅10-4 3,68 Medio-alta

NH3 1,79 ⋅10-5 4,74 Media

HS-1,0 ⋅10-7 7,0 Media

piridina 1,7 ⋅10-9 8,77 Debole

SO42-

5,0 ⋅10-13 12,3 Debolissima

Idrolisi dei sali

Un sale ionico posto in soluzione acquosa si dissocia, generando degli ioni. Questi perturbano l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua (e quindi il pH) in misura tanto maggiore quanto maggiore è

la loro forza acida o basica.

Esempi

KCl → K+ + Cl- K+ è l’acido coniugato della base forte KOH. E’ un acidodebolissimo e non influenza il pH Cl- è la base coniugata dell’acido forte HCl. E’ una base

debolissima e non influenza il pHQuindi il pH delle soluzioni acquose di KCl è neutro

K+ + H2O X Cl- + H2O X

Na2CO3 → 2 Na+ + CO32- Na+ è l’acido coniugato della base forte NaOH. E’ un acido

debolissimo e non influenza il pHCO3

2- è la base coniugata dell’acido debole HCO3-. E’ una base di

media forza (pKa = 10,3) e tende ad alzare il pH.

Quindi il pH delle soluzioni acquose di BaCO3 è basico

CO32- + H2O HCO3

- + OH-

CH3COONH4 → NH4+ +

CH3COO-NH4

+ è l’acido coniugato della base debole NH3. E’ un acidopiuttosto debole e tende ad abbassare il pH

CH3COO- è la base coniugata dell’acido debole CH3COOH. E’ una

base di media forza e tende ad alzare il pHQuindi il pH delle soluzioni acquose di CH3COONH4 dipende dai

valori di Ka e Kb e non è facilmente prevedibile.

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- NH4+ + H2O NH3 + H3O+

3

NH4Cl → NH4+ + Cl- NH4

+ è l’acido coniugato della base debole NH3. E’ un acidopiuttosto debole e tende ad abbassare il pHCl- è la base coniugata dell’acido forte HCl. E’ una basedebolissima e non influenza il pH

Quindi il pH delle soluzioni acquose di NH4Cl è debolmente acido

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Soluzioni tampone

- Soluzione costituita da un acido debole (o una base debole) e dalla sua base coniugata (o acido

coniugato)- Consente di mantenere il pH stabile in seguito all’aggiunta di piccole quantità di acido o base- Il funzionamento della soluzione tampone si basa sullo spostamento dell’equilibrio del sistema

acido-base in esso presenteHA + H2O H+ + A-

L’aggiunta di acido provoca uno spostamento dell’equilibrio verso sinistra, per controbilanciare l’aumento di ioni H+

L’aggiunta di base provoca uno spostamento dell’equilibrio verso destra, per controbilanciare il consumo di ioni H+

- Il potere tampone dipende dalla concentrazione della soluzione ed è tanto più elevato quanto maggiore è la concentrazione della soluzione. Inoltre esso è massimo quando pH = pKa

dell’equilibrio acido/base presente nel tampone- La concentrazione del tampone è data dalla somma delle concentrazioni molari dell’acido e

della sua base coniugata- Ogni soluzioni tampone è efficace in un intervallo di pH ben definito, che è centrato intorno al

valore della pKa dell’equilibrio acido/base presente nel tampone

Esempio:

Coppia acido/base pKa Intervallo di utilizzo del tampone

CH3COOH / CH3COO- 4,74 4,74 ± 1,0

NH3 / NH4+ 9,26 9,26 ± 1,0

HCO3- / CO3

2- 10,3 10,3 ± 1,0

HCOOH/HCOO- 3,68 3,68 ± 1,0

- Il pH di una soluzione tampone dipende da due fattori: pKa

il rapporto tra le concentrazioni molari di base e di acido [A-]/[HA]

- Si calcola applicando l’equazione di Henderson/Hasselbach, che è un modo alternativo di

scrivere l’espressione della keq

pH = pKa + log [A-]/[HA]

- Se [A-] > [HA] ⇒ pH > pKa perché in soluzione prevale la base

- Se [A-] < [HA] ⇒ pH < pKa perché in soluzione prevale l’acido

4


ESEMPI

1. Calcolare il pH di una soluzione di acido nitrico 3.85 x 10-1

M e la concentrazione delle specie ioniche.

2. Calcolare il pH di una soluzione di KOH 1,00 x 10-7

M e la concentrazione delle specie ioniche.

3. La ka dell’acido cianidrico è 4,93 x 10-10

. Calcolare la concentrazione dell’acido affinchè il pH sia 5,10.

4. Calcolare la concentrazione delle specie all’equilibrio in una soluzione di acido ortofosforico 0,0800 M tamponata a

pH=1,00.

k1 = 7,52 x 10-3

k2 = 6,23 x 10-8

k3 = 2,2 x 10-13

5. Calcolare quale deve essere il pH di una soluzione di solfuro di idrogeno 0,100 M affinchè sia : [S2-

]=1,0 x 10-15

k1 = 1,1 x 10-7

k2 = 1,0 x 10-14

6. Calcolare il pH di una soluzione di cloruro di ammonio 0,380 M, sapendo che Kb = 1,79 x 10-5

7. Calcolare il pH di una soluzione di cianuro di sodio 0,100 M, sapendo che Ka HCN = 4,93 x 10-10

8. Calcolare il pH di una soluzione di formiato di potassio KCOOH 0,350 M, sapendo che la Ka dell’acido formico è

1,78 x 10-4

9. 3,64 g di ipoclorito di sodio vengono sciolti in 250,0 ml di acqua. Calcolare il pH della soluzione sapendo che la

costante di dissociazione dell’acido ipocloroso è 3,2·10-8

10. Ordinare secondo pH crescente:

KNO3

NaNO2

NaOH

HNO2

11. Ordinare secondo pH crescente:

CH3COONa

KCl

NH3

HClO4

12. Quale pH vi aspettate di ottenere sciogliendo ciascuno dei seguenti sali in acqua? Giustificare la risposta

NaCN

MgCl2NH4NO3

13. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tampone:

a) Na2CO3/ NaHCO3

b) CH3COONa/ CH3COOH

c) NH4Cl/ HCl


a) Na2HPO3/ NaH2PO3

b) NaOH/ CH3COOH

c) NH4Cl/ NH3

15. Calcolare il pH di una soluzione tampone ottenuta mescolando 100,0 ml di HCOONa al 7.50 % in peso (d=1.04

g/ml) con 750 ml di HCOOH 0,200 M. La costante di dissociazione dell’acido formico Ka = 1,78 x10-4

16. Calcolare il pH di un tampone ammoniacale ottenuto prelevando 4,60 ml di NH3 al 30% w/w (d = 0,892 g/ml),

portando il volume a 500 ml con acqua e sciogliendo nella medesima soluzione 5,982 g d i NH4 Cl. Kb = 1,79 x 10-5

17. 8,97 g di CH3COONa sono sciolti in 0,4324 l di una soluzione di acido acetico all’8,00% in peso (d = 0,998 g/ml).

Calcolare il pH della soluzione prima e dopo l’aggiunta dell’acetato.

Ka = 1,76 x 10-5

18. 100,0 ml di una soluzione tampone NH3/NH4Cl vengono preparati mescolando 6,80 ml di una soluzione di

ammoniaca al 30% in peso (d=0,892 g/ml) con 5,20 g di cloruro di ammonio e portando a volume con acqua.

Calcolare il pH, sapendo che la costante di dissociazione basica dell’ammoniaca è Kb = 1,79 x 10-5

19. Calcolare il pH di una soluzione tampone ottenuta sciogliendo 24,6 g di Na2CO3 e 20,1 g di NaHCO3 in 500 ml. Le

costanti di dissociazione dell’acido carbonico sono k1 = 4,16 x 10-7

e k2 = 4,84 x 10-11


a) K2HPO3/ KH2PO3

b) HCOONa/ HCOOH

c) NH4Cl/ HCl

21. Calcolare il pH di una soluzione tampone ottenuta sciogliendo 36,5 g di Na2HPO4 e 30,26 g di NaH2PO4 in 950,0

ml. Qual è la molarità del tampone? Le costanti di dissociazione dell’acido fosforico sono:

k1 = 7,5 x 10-3

k2 = 6,2 x 10-8

k3 = 4,4 x 10-13

5


SOLUZIONI

1. HNO3 + H2O NO3- + H3O

+ acido forte (completamente dissociato)

[H3O+] = 0,385 M ⇒ pH = -log [H3O

+] = 0,415

[NO3-] = 0,385 M

2. KOH → OH- + K

+ base forte (completamente dissociata)

A causa della bassa concentrazione della base (1,0x10-7

M), l’equilibrio di dissociazione dell’acqua non è

trascurabile.

2 H2O = OH- + H3O

+

- 1,0 x 10-7

+ X X all’equilibrio

Kw = 1,00 x10-14

= X (1,0 x10-7

+X)

Da cui ricavo che x = [H3O+] = 6,18x 10

-8 M e quindi pH = 7,21 (lievemente basico)

3. pH 5,10 ⇒[H 3O+] = 7,94x10

-6 M

HCN + H2O = CN- + H3O

+

x-7,96⋅10-6

7,96⋅10-6

7,96⋅10-6

all’equilibrio

4,93⋅⋅10-10

= (7,96 ×10-6

)2/( x-7,96x10

-6) da cui x=0,128 M

4. Poiché la soluzione è tamponata a pH=1,00, la concentrazione di idrogenioni è fissa: [H3O+] = 1,00 ⋅10

-1 M

7,52⋅10-3

= 1,00x10-1

[H 2PO4-]/[H3PO4] ⇒ [H2PO4

-]= 7,52x 10

-2x[H3PO4]

6,23⋅10-8

= [H 3O+] [HPO4

2-]/[H2PO4

-] ⇒ [HPO 4

2-]= 4,68x 10

-8x[H3PO4]

2,2⋅10-13

= [H 3O+] [PO4

3-]/[HPO4

2-] ⇒ [PO 4

3-]= 1,03x10

-19x[H 3PO4]

Conc. analitica dell’acido = CA = [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO4

2-]+[PO4

3-]

0,080 = [H3PO4] + 7,52 x10-2

x[H3PO4] + 4,68 x10-8

x[H3PO4] + 1,03 x 10-19

x[H3PO4] = 1,0752 x[H3PO4]

Da cui si ricava che :

[H3PO4] = 7,44 x 10-2 M

[H2PO4-] = 5,59 x 10

-3 M

[HPO42-

] = 3,48 x10-9

M

[PO43-

] = 7,66 x 10-21

M

5. Bisogna considerare i due equilibri in

contemporanea:

H2S + H2O = HS- + H3O

+

HS- + H2O = S

2- + H3O

+

H2S + 2 H2O = S2-

+ 2H3O+

0,100-1,0 x10-15

1,0 x10-15

x +1,0x10-15

k1 k2 = [H3O+]2[S

2-]/[H2S] = 1,1 x 10

-21= (x +1,0 x10

-15)2(1,0 x10

-15)/ (0,100 - 1,0 x10

-15)

x= 3,3 x10-4

= [H3O

+] ⇒ pH = 3,48

6. NH4+ + H2O = NH3 + H3O

+

0,380 –x x x all’equilibrio

ka = Kw/Kb = 1,0 x10-14

/1,79x10-5

= 5,59 x10-10

= x2 / (0,380–x)

Da cui ricavo che x= 1,46 x 10-5

=[H3O+] e quindi pH = 4,84 (acido!)

7. CN- + H2O = HCN + OH

-

0,100 -x x x all’equilibrio

La K di idrolisi è pari a Kh = Kw/Ka = 1,00×10-14

/4,93⋅10-10

= 2,03⋅10-5

2,03⋅10-5

= x2/(0,100- x) da cui x = 1,41⋅10

-3 = [OH

-] = [HCN]

pOH = 2,85 ⇒ pH = 11,95 (basico!)

8. HCOO- + H2O = HCOOH + OH

-

All’equilibrio:

[HCOO-] = 0,350 – x

[HCOOH] = [OH-] = x

Kb = Kw/Ka = 1,00 x 10-14

/1,78 ⋅10-4

= 5,62 x 10-11

x = √ Kb x Cb = 4,43 x 10-6

pOH = 5,35

pH = 8,65

9. P.A. NaClO = 74,44 g/mol

[3,64 g/74,44 g/mol]/0,250 l = 0,1956 M

ClO- + H2O = HClO + OH

-

All’equilibrio:

[ClO-] = 0,1956 – x

[HClO-] = [OH

-] = x

Kb = Kw/Ka = 1,00 x 10-14

/3,2·10-8

= 3,12 x 10-7

6


x = 2,47 x 10-4

pOH = 3,61

pH = 10,4

10. pH crescente:

HNO2 debolmente acido

KNO3 neutro

NaNO2 debolmente basico

NaOH basico

11. pH crescente:

HClO4 fortemente acido

KCl neutro

CH3COONa debolmente basico

NH3 fortemente basico

12. NaCN – basico, perché CN- + H2O = HCN + OH

-

MgCl2 – neutro, perché né Mg2+

né Cl- perturbano l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua

NH4NO3 – acido, perché NH4++ H2O = NH3 + H3O

+


Na2CO3/ NaHCO3 SI, perché sono presenti l’acido debole HCO3- e la sua base coniugata CO3

2-

CH3COONa/ CH3COOH SI, perché sono presenti l’acido debole CH3COOH e la sua base coniugata

CH3COO-

NH4 Cl/ HCl NO, perché c’è l’acido debole NH4+ ma non la sua base coniugata


Na2HPO3/ NaH2PO3 SI, perché sono presenti l’acido debole H2PO3- e la sua base coniugata HPO3

2-

NaOH/ CH3 COOH SI, perché la base induce la formazione di una certa quantità di acetato (base coniugata

dell’acido acetico)

NaOH + CH3COOH = CH3COONa + H2O

NH4 Cl/ NH3 SI, perché sono presenti la base debole NH3 ed il suo acido coniugato NH4+

15. Vtot = (0,1 + 0,750) l = 0,850 l

[HCOOH] = (0,200 mol/l x 0,750 l)/ 0,850 l = 0,1765 M

100 ml di soluzione di HCOONa pesano (100 ml x 1,04 g/ml) = 104 g di cui il 7,5% sono di formiato. Quindi (104 g

/100) x 7,5 = 7,8 g

[HCOO-] = (7,8 g / 68,02 g/mol)/0,850 l = 0,1349 M

HCOOH + H2O = HCOO- + H3O

+

0,1765 –x 0,1349 + x x

Ka = 1,78 ⋅10-4

= [(0,1349 + x) x]/(0,1765 - x)

da cui vedo che x è trascurabile rispetto alle conc. di acido formico e formiato

Il pH del tampone è dunque:

pH = pKa - log ([HCOOH]/ [HCOO-] = 3,749 - log 1,3084 = 3,62 (acido!)

16. mol NH3 = [(4,60 ml x 0,892 g/ml) x 30/100]/ 17,03 g/mol = 0,0723 mol

[NH3] = 0,0723 mol /0,500 l = 0,145 M

[NH4Cl] = (5,982 g/53,49 g/mol)/0,500 l = 0,224 M

NH3 + H2O = NH4+

+ OH-

Kb = [NH4+] x [OH

-]/[NH3] da cui:

[OH-] = Kb x [NH3] / [NH4

+]

pOH = pKb – log ([NH3] / [NH4+]) = 4,74 – log (0,145/0,224) = 4,93

pH = 9,07 (basico!)

17. 432,4 ml x 0,998 g/ml x 0,080 = 34,523 g acido acetico = 0,575 mol acido

P.M. acido acetico = 60,02 g/mol

[CH3COOH] = 0,575 mol/ 0,4324 l = 1,32 M

[H+] = √ CaKa = 0,00483

pH = 2,31 prima dell’aggiunta di acetato (3 c.s.)

P.M. Na acetato = 82,04 g/mol

(8.97 g/ 82,04 g/mol)/0,4324 l = 0,253 M in acetato

Per il calcolo del pH del tampone: x = trascurabile


pH = pKa - log ([CH3COOH]/ [CH3COO-] = 4,754 - log 5,22 = 4,04 (3 c.s.)

18. V tot = 100,0 ml

6,80 ml di ammoniaca pesano 6,80 x 0,892 g/ml = 6,066 g

(6,066 g /100) x 30 = 1,819 g di ammoniaca

7


[NH3] = (1,819 g / 17,03 g/mol)/ 0,100 l = 1,068 M

[NH4Cl] = (5,2g/53,49 g/mol)/0,100 l = 0,972 M

NH3 + H2O = NH4+ + OH

-

Kb = 1,79 ⋅10-5

= [(0,972 + x) x]/(1,068 - x)

da cui x = 0


pOH = pKb - log ([NH3]/ [NH4+] = 4,747 - log 1,0987 = 4,747 - 0,04090 = 4,706

pH = 14 - pOH = 9,29

19. HCO3- + H2O = CO3

2- + H3O

+

P.M. NaHCO3 = 84,01 g/mol

P.M. Na2CO3 = 106,0 g/mol

Molarità HCO3- = (20,1 g/ 84,01 g/mol)/0,5 l = 0,478 M

Molarità CO32-

= (24,6 g/ 106 g/mol)/ 0,5 l = 0,464 M

pH = pk2 – log [HCO3-]/[ CO3

2-] = 10,30

20. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tamp one:

a) K2HPO3/ KH2PO3 SI

b) HCOONa/ HCOOH SI

c) NH4Cl/ HCl NO

21. P.M. Na2HPO4 = 142 g/mol

P.M. NaH2PO4 = 120 g/mol

[36,5 g/ 142 g/mol]/0,950 l = 0,271 M in Na2HPO4

[30,26 g/ 120 g/mol]/0,950 l = 0,265 M in NaH2PO4

Per il calcolo del pH del tampone: x = trascurabile


pH = pK2 - log ([H2PO4-]/ [HPO4

2-] = 7,21 - log 0,978 = 7,22 (3 c.s.)

La molarità del tampone è data dalla somma delle molarità dei due sali:

0,271 M + 0,265 M = 0,536 M

1


ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h)

Equilibrio di solubilità di un sale

AaBb (s) a Ab+ + b Ba-

La costante di equilibrio è detta prodotto di solubilità

Kps = [Ab+]a [Ba-]b

Il Kps è una costante termodinamica e quindi dipende dalla T

Solubilità di un sale = concentrazione della soluzione satura (soluzione in equilibrio con il corpo di fondo). Si esprime in mol/l o mg/l

- Non è una costante!- Dipende dalla T, dalla presenza di ioni comuni, dal pH (qualora la dissociazione del sale

generi specie che si comportano da acidi o basi deboli)

A T costante, Kps e solubilità molare (S) sono correlati fra loro:

Kps = [aS]a [bS]b

- Si definiscono poco solubili i sali caratterizzati da Kps< 10-5

- Tipicamente, sono sali poco solubili:

- carbonati- solfuri dei metalli pesanti- cloruri di alcuni metalli (Ag+. Hg+, Pb2+, ecc.)

- alcuni solfati (Ba2+, Pb2+,ecc.)- molti fosfati (Ca2+, ecc.)

- molti idrossidi (Fe3+, Fe2+, Mg2+, Mn2+, ecc.)

- Alcuni esempi di sali solubili:

- nitrati- alogenuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi

- solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi - solfati dei metalli alcalini

- La solubilità degli idrossidi e di tutti i sali che contengono anioni provenienti dalladissociazione di acidi o basi deboli (es. carbonati, solfuri, sali di ammonio, fosfati, solfati,

fosfiti, solfiti, nitriti, ecc.) è influenzata dal pH

Es. consideriamo il solfuro di cadmio

Equilibrio di solubilità CdS(s) Cd2+

+ S2-

Devo tener conto dell’equilibrio di idrolisi dello ione solfuro:

Equilibrio di idrolisi S2-

+ H2O HS- + OH

-

- Se acidifico la soluzione, sottraggo ioni solfuro e sposto l’equilibrio di solubilità verso dest ra: la

solubilità aumenta

- Se basifico la soluzione, sposto l’equilibrio di solubilità verso sinistra : la solubilità diminuisce

- Un sale precipita quando il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni che locompongono, elevate ai corrispettivi coefficienti stechiometrici è > Kps

2


ESEMPI

1. Il solfato di Sr solido è sbattuto in una sospensione in acqua di solfato di calcio. calcolare la concentrazione degli

ioni Ca2+

, Sr2+

, SO42-

in soluzione. KpsCaSO4 = 7,10 ⋅10-5

e KpsSrSO4 = 2,80 ⋅10-7

2. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando:

100 ml HCl a pH 0,30 con 100 ml di TlNO3 0,020 M

Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4

3. Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di:

Hg2Cl2 in acqua e HCl pH 3,0 sapendo che Kps = 1,45⋅10-18

4. Alla T di 292 K, Kps SrSO4 =3,8 ⋅10-7

e KpsSrF2 = 2,8 ⋅10-9

. Quale dei due sali è più solubile?

5. Calcolare il pH a cui inizia la precipitazione di Fe(OH)3 da una soluzione 0,025 M di sale ferrico, sapendo che il

Kps dell’idrossido ferrico è 2,64 ⋅10-39


500 ml di nitrato di Pb(II) 0,010 M con 500 ml HCl 0,01 M

KpsPbCl2 = 1,17 ⋅10-5


Bromato d’argento in acqua e in una soluzione di bromato di sodio 1,0 ⋅10-2

M

8. Il cloruro di Pb(II) si scioglie poco in acqua, dando luogo ad una reazione esotermica; indicare l’effetto sulla sua

solubilità di:

a) un’aggiunta alla soluzione di nitrato di Pb(II)

b) una diminuzione del pH della soluzione fino a 2,5

c) il riscaldamento della soluzione satura da 20°C a 60°C

9. Calcolare la solubilità (in mg/l) del fluoruro di magnesio, in acqua e in una soluzione 0,50 M di fluoruro di sodio

sapendo che il suo Kps= 7,42×10-11


500 ml di nitrato di Pb(II) 0,10 M con 900 ml HCl 0,50 M

KpsPbCl2 = 1,17 ⋅10-5


Idrossido di cromo(III) in acqua e in una soluzione tamponata a pH 4,74 sapendo che Kps = 1,0 ×10-30

12. Calcolare le concentrazioni di ioni presenti in una soluzione satura contemporaneamente in AgCl, TlCl e Hg2Cl2sapendo che i rispettivi Kps sono:

Kps AgCl = 1,77×10-10

Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4

KpsHg2Cl2 = 1,45 ⋅10-18

SOLUZIONI

1. In soluzione sono presenti i seguenti equilibri, che hanno uno ione comune (il solfato):

SrSO4(s) = Sr2+

(aq) + SO42-

(aq)

CaSO4(s) = Ca2+

(aq) + SO42-

(aq)

La condizione di equilibrio deve essere soddis fatta contemporaneamente per entrambi.

Se definiamo:

[Ca2+

] = x e [Sr2+

]= y, ne consegue che [SO42-

] = x+y e quindi

7,10 ⋅10-5

= x(x+y)

2,80 ⋅10-7

= y(x+y)

Da questo sistema, dividendo la prima equazione per la seconda, ottengo:

x/y = 2,54 ×102

e, per sostituzione, avrò:

[Ca2+

] = 8,42 ⋅10-3

[Sr2+

] = 3,31 ⋅10-5

[SO42-

] = 8,45 ⋅10-3

Il sale più solubile tra i due è il solfato di calcio: le conc. di calcio in soluzione sono di due ordini di grandezza più

elevate che quelle di stronzio

2. TlNO3 + HCl → TlCl↓ + H+ + NO3

-

[Tl+] = (0,1 l x 0,02 mol/l)/ 0,2 l = 0,010 M

Dal pH ricavo che [Cl-]i = [H

+]i = 10

-0,3= 0,50 M

e quindi, dopo la miscelazione [Cl-] = [H

+] = 0,50 mol/l x 0,1 l/0,2 l = 0,25 M

[Tl+] x [Cl

-] = 2,50 ⋅ 10

-3 > Kps di TlCl, quindi il sale precipita

3. Hg2Cl2(s) = Hg22+

(aq) + 2 Cl-(aq)

In acqua: Kps = 1,45×10-18

= S (2S)2 = 4S

3 da cui S = 7,13×10

-7M

P.M. Hg2Cl2 = 472,08 g/mol

da cui si ricava la solubilità in mg/l: S = 7,13×10-7

mol/l x 472,08 g/mol = 3,36 ×10-4

g/l = 0,336 mg/l

In HCl pH 3: [Cl-] = [H

+] = 1,00×10

-3 M

3


Kps = 1,45⋅10-18

= S (2S + 1,00⋅10-3

)2 da cui S = 1,45⋅10

-12 M

E, come sopra: S = 1,45⋅10-12

mol/l x 472,08 g/mol = 6,84 ⋅10-10

g/l = 6,84 ⋅10-7

mg/l

La solubilità in acqua è più elevata che in presenza di uno ione comune.

4. Per confrontare la solubilità di due sali, se questi hanno la stessa stechiometria (es SrSO4 e CaSO4, vedi es.1) basta

confrontare i rispettivi Kps. Sarà più solubile quello caratterizzato dal Kps maggiore (perchè il suo equilibrio di

solubilità sarà più spostato a destra)

Se invece la stechiometria dei due sali è diversa, come in questo caso, occorre calcolare la solubilità:

SrF2(s) = Sr2+

(aq) + 2 F-(aq)

SrSO4(s) = Sr2+

(aq) + SO42-

(aq)

Kps SrF2 = 2,8 ⋅10-9

= [Sr2+

][F-]2 = S (2S)

2 = 4S

3 da cui S = 8,9 ⋅10

-4M

Kps SrSO4 = 3,8 ⋅10-7

= [Sr2+

][SO42-

] = S2 da cui S = 6,2 ⋅10

-4M

Il fluoruro di Sr è più solubile del solfato, nonostante il Kps di quest’ultimo sia inferiore. In generale, i fluoruri sono

sali molto più solubili dei solfati.

5. Fe(OH)3(s) = Fe3+

+ 3 OH-

KpsFe(OH)3= 2,64 ⋅10-39

= [Fe3+

] x [OH-]3 = 0,025 x [OH

-]3

Da cui ricavo che [OH-] = 4,73 ⋅10

-13 e quindi pH = 1,67

6. Pb(NO3)2 + 2 HCl → PbCl2↓ + 2 H+ + 2 NO3

-

[Pb2+

] = (0,5 l x 0,01 mol/l)/1,0 l = 0,0050 M

[Cl-] = [H

+] = 0,01 mol/l x 0,5 l/1,0 l = 0,0050 M

[Pb2+

] x [Cl-]2 = 1,25 ⋅10

-7 < Kps PbCl2 quindi il sale non precipita

7. AgBrO3(s) = Ag+

(aq) + BrO3-(aq)

In acqua: Kps = 5,34⋅10-5

= S x S = S2 da cui S = 7,31⋅10

-3mol/l

P.M. AgBrO3 = 235,8 g/mol ⇒ S = 7,31⋅10-3

mol/l x 235,8 g/mol = 1,72 g/l = 1720 mg/l

In presenza di bromato: Kps = 5,34⋅10-5

= S (S + 1,0⋅10-2

) da cui, sviluppando l’equazione, si ricava S = 3,85×10-3

M

= 908 mg/l (inferiore rispetto alla solubilità in acqua).

In questo caso, si può scegliere di svolgere l’eqz. di II grado oppure si può considerare a priori che S è trascurabile

rispetto alla conc. di bromato presente in soluzione e calcolare S dall’eqz. semplificata. Una volta ottenuto il valore

di S, si deve verificare che l’ipotesi di partenza sia congrua. Se non lo è (ed è proprio questo il caso), si è obbligati a

ricalcolarla tramite l’eqz. di II grado.

8. a) diminuisce per effetto dello ione comune

b) nessun effetto. Se invece di acidificare, basificassimo, allora potrebbe precipitare Pb(OH)2 e l’eq. di solubilità del

nitrato di piombo si sposterebbe a destra (la solubilità aumenterebbe)

c) siccome la reazione di dissoluzione del nitrato di piombo è esotermica, la solubilità del sale diminuisce al crescere

di T

9. Fluoruro di Mg = MgF2

Kps = [Mg2+

] x [F-]2 = S x (2S)

2 = 4S

3 (mol/l)

In acqua:

S = (Kps/4)1/3

= (7,42 x 10-11

/4)1/3

= 2,65 x 10-4

mol/l

P.M. MgF2 = 62,31 g/mol

S (g/l) = 2,65 x 10-4

mol/l x 62,31 g/mol = 16,5 mg/l

In presenza di fluoruro di sodio:

Kps = S x (2S + 0,50)2 = 7,42×10

-11

S=7,42⋅10-11

/0,25 = 2,968⋅10-10

mol/l

S (mg/l) = 18,0 x 10-5

mg/l (3 c.s.)

10. Pb(NO3)2 + 2 HCl → PbCl2↓ + 2 H+ + 2 NO3

-

[Pb2+

] = (0,10 l x 0,10 mol/l)/1,0 l = 0,010 M

[Cl-] = [H

+] = 0,50 mol/l x 0,900 l/1,0 l = 0,450 M

[Pb2+

] x [Cl-]2 = 2,025⋅10

-3 > Kps PbCl2 quindi il sale precipita

11. Cr(OH)3(s) = Cr3+

(aq) + 3 OH-(aq)

In acqua: Kps = 1,0⋅10-30

= S x (3S)3 = 27S

4 da cui S = 1,3 ⋅10

-8mol/l

P.M. Cr(OH)3 = 103 g/mol ⇒ S = 1,3⋅10-8

mol/l x 103 g/mol = 1,43 ⋅10-6

g/l = 1,43 ⋅⋅10-3

mg/l

In sol. tamponata: [OH-] = 10

(4,74-14) = 5,5x10

-10 M

Kps = 1,0⋅10-30

= S (5,5⋅10-10

)3 da cui S = 6,0⋅10

-3 mol/l x 103 g/mol = 619 mg/l superiore rispetto alla soluzione non

tamponata, perché in acqua la [OH-] è maggiore.

12. In soluzione sono presenti i seguenti equilibri:

TlCl(s) = Tl+

(aq) + Cl-(aq)

AgCl(s) = Ag+

(aq) + Cl-(aq)

Hg2Cl2(s) = Hg22+

(aq) + 2 Cl-(aq)

4


Essendo i Kps dei 3 sali piuttosto diversi, si può pensare che la [Cl-] in soluzione coincida con quella ricavabile dal

sale più solubile (TlCl):

Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4

= S2 dove S= [Cl

-], da cui S= 1,0 ⋅10

-2M

Questo valore è sufficientemente elevato da rassicurarci sul fatto che l’assunzione fatta è ragionevole.

Da questo valore, ricavo le concentrazioni delle altre specie in soluzione:

[Tl+] = 1,0×10

-2M

[Ag+] = 1,77 ⋅10

-10/1,0 ⋅10

-2= 1,77 ⋅10

-8M

[Hg22+

] = 1,45 ⋅10-18

/[Cl-]2 = 1,45 ×10

-18 /1,0 ⋅10

-4= 1,45 ⋅10

-14M

1


ARGOMENTO 8: Elettrochimica: legge di Nernst e leggi di Faraday(4 h)

Cella galvanica: converte energia chimica in energia ele ttrica, mediante una reazione chimica spontanea

Cella elettrolitica: converte energia elettrica in energia chimica; compie lavoro (cioè spende energia) per forzare una reazione chimica a procedere nella direzione opposta a

quella spontanea

Entrambe sono costituite da due semicelle, fisicamente separate, ma collegate fra loro a formare un

circuito elettrico; all’interno di ciascuna di esse avvengono, rispettivamente, la reazione diossidazione e quella di riduzione.

Pila

- Il potenziale di una cella galvanica (pila) è detto anche forza elettromotrice (f.e.m.)- Esso dipende da: Temperatura (T), concentrazione dei reagenti presenti nelle due semicelle,

n° di elettroni scambiati nel processo ossidoriduttivo (n, Faraday) - 1 Faraday (F) = 96500 Coulomb = quantità di corrente necessaria per depositare agli elettrodi 1

equivalente di sostanza (cioè una quantità di sostanza capace di cedere o acquisire un numero di

Avogadro di elettroni)- Potenziale standard = E° = potenziale misurato a T = 298,15 K (25°C) e 1 atm, assumendo le

concentrazioni molari pari a 1

- Se nella pila avviene la generica ossidoriduzione:

aAox + bBred → bBox + aAred

b

red

a

ox

a

red

b

ox

BA

ABQ

][][

][][= quoziente di reazione

è possibile calcolarne il potenziale attraverso la legge di Nernst:

E = Ecatodo – Eanodo = E°catodo – E°anodo – RT/nF ln Q = E°catodo – E°anodo – 0,0591/n log10 Q

dove : R = costante dei gas T = 298,15 K F = Faraday

N.B. All’equilibrio: E = 0 e Q diventa pari a K (cost. di equilibrio). Quindi: E° = RT/nF lnK= 0,0591/n log K

- Rappresentazione schematica di una pila:

Redanodo (molarità o pressione) |Oxanodo (molarità o P) Oxcatodo (molarità o P) | Redcatodo (molarità o P)

- La reazione si può spezzare in due semireazioni, ciascuna delle quali avviene in una semicella:

- nella semicella catodica si ha la riduzione : Aox + n e- → Ared

- nella semicella anodica si ha l’ossidazione : Bred → Box + n e-

- Il potenziale della pila si può calcolare anche applicando la legge di Nernst alle due semicelle separatamente e sommando i potenziali risultanti.

- ATTENZIONE! Per convenzione, i potenziali standard tabulati sono potenziali di riduzione

2

- Il potenziale elettrico non può essere misurato in modo assoluto, ma solo come ‘differenza’ rispetto ad un elettrodo di riferimento. I potenziali di riduzione tabulati sono misurati rispetto

all’elettrodo standard a idrogeno, al quale è stato attribuito E°=0 e nel quale avviene la seguente semireazione:

- 2 H3O+ + 2 e- = H2 + 2 H2O E°=0

- In condizioni standard, un elemento è in grado di ossidare tutti quelli che hanno E°riduzione

inferiore al proprioIn condizioni standard, un elemento è in grado di ridurre tutti quelli che hanno E°riduzione

superiore al proprio

- Quanto più il potenziale di riduzione di una specie è positivo, tanto maggiore sarà la tendenza di quella specie a ridursi (cioè, tanto più spontanea sarà la reazione di riduzione).

- In generale, le specie meno elettronegative (i metalli) tendono ad ossidarsi e quindi hanno potenziali di riduzione E° negativi; quelle più elettronegative (i non metalli) tendono a ridursi

e quindi hanno potenziali di riduzione E° positivi. Tuttavia, esistono metalli (es.i metalli nobili:Cu, Ag, Au, Pt, Pd, Hg, ecc.) caratterizzati da E° positivi: essi hanno scarsa tendenza a ossidarsi e si trovano più facilmente allo stato ridotto.

Celle a concentrazione

Dall’equazione di Nernst deduciamo che, per creare una f.e.m., non è necessario che le semireazioni nelle due semicelle siano diverse, in quanto il potenziale di una semicella varia al variare delle concentrazioni delle specie presenti.

E’ possibile costruire pile abbinando due semicelle che differiscano tra loro solo per la

concentrazione delle specie e non per il tipo di semireazione: si ottengono così delle celle a

concentrazione.

Elettrolisi

- E’ il processo inverso rispetto a quello che avviene nelle pile: si induce una ossidoriduzione,

fornendo energia sotto forma di corrente elettrica- E’ regolata dalle leggi di Faraday

1) La massa di un elemento depositata agli elettrodi è proporzionale alla quantità di elettricità

passata attraverso la soluzione2) Le masse di diversi elementi depositati dalla stessa quantità di elettricità sono proporzionali

ai loro equivalenti- Per decomporre all’elettrodo 1 equivalente di sostanza occorre 1 Faraday = 96500 Coulomb

1 Coulomb = 1 Ampère x sec

3


ESEMPI

1. Indicare come varia il potenziale di una cella della seguente reazione:

2H+ + Ca(s) → Ca

2++ H2(g) se:

a) aumenta la quantità di Ca (s)

b) diminuisce pH2

c) diminuisce [H+]

d) si addizionano nitrato di calcio alla soluzione

2. Calcolare gli Ampère necessari per depositare al catodo 3,45 g di Na a partire da NaCl fuso, se il processo dura 60

min. Calcolare inoltre il volume di Cl2 che si sviluppa all’anodo in condizioni TPS.

3. Una soluzione contenente KHF2 viene elettrolizzata per 1 h a 0,320 A. Calcolare il volume di F2 che si svolge

all’anodo, sapendo che T=298 K e p=1 atm

4. Considerando la seguente reazione di cella:

Ni2+

+ Pb (s) → Pb2+

+ Ni(s)

e sapendo che E°Ni/Ni2+ = - 0,257 V e E°Pb/Pb2+ = - 0,130 V, dire quale delle seguenti affermazioni è vera o falsa:

a) la f.e.m. della cella è negativa, in cond. standard

b) al procedere della reazione, la f.e.m. diminuisce

c) aggiungendo ioni Pb2+

, la f.e.m. della cella aumenta

d) aggiungendo Ni(s), la f.e.m. della cella aumenta

5. Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Sn2+

/Sn in cui [Sn2+

] = 1,08⋅10-3

M e Ag+/Ag in cui

[Ag+] = 4,12⋅10

-2M, sapendo che E° (Ag+/Ag) = 0,800 V; E°(Sn2+/Sn) = -0,138 V. Scrivere la reazione redox complessiva.

Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Ag+ e Sn

2+è l’ossidante più forte.

6. Sulla base dei potenziali di riduzione standard, dire quale delle seguenti specie può essere ossidata da O2 in cond.

standard, sapendo che E° (O2 → H2O) = 1,23 V

Ni E° (Ni2+→ Ni)= - 0,257 V

Ce3+

E° (Ce4+ → Ce

3+) = + 1, 61 V

Cd E° (Cd2+ → Cd) = - 0,403 V

I-

E° (I2 → I-) = + 0,536 V

7. Sulla base dei potenziali redox in cond. standard, dire se sono possibili le seguenti reazioni:

a) riduzione di Au3+

ad Au ad opera di Al

b) ossidazione del Co2+

a Co3+

ad opera di S che si riduce a S2-

c) ossidazione di Ag ad Ag+ ad opera del F2

d) riduzione del Br2 a Br- ad opera del Ce

3+

E°Au3+/Au = 1,50 V; E°Al3+/Al= -1,66V; E°Co3+/Co2+= 1,85 V; E°S/S2-= -0,476 V

E°Ag+/Ag = 0,800 V; E°F2/F-= 2,87V; E°Br2/Br-= 1,09 V; E°Ce4+/Ce3+ = 1,61 V

8. Sulla base dei soli potenziali standard di riduzione, indicare quali delle seguenti reazioni possono avvenire (in condizioni

standard)

Ag+ + e

- → Ag E° = + 0,800 V

Sn2+

+ 2e- → Sn E° = - 0,138 V

Au3+

+ 3e- → Au E° = + 1,50 V

Cl2 + 2e- → 2 Cl

-E° = + 1,36 V

Be2+

+ 2e- → Be E° = - 1,70 V

Fe2+

+ 2e- → Fe E° = -0,138 V

Li+ + e

- → Li E° = - 3,04 V

H2 + 2e- → 2 H

+E° = 0 V

2 Ag+ + Sn → 2 Ag + Sn

2+

2 Au3+

+ 6 Cl- → 2 Au + 3 Cl2

Be2+

+ Fe → Be + Fe2+

2 Li + 2H+ → 2 Li

+ + H2

9. Calcolare la f.e.m. di una cella costituita dalle seguenti semicelle:

a) Ag | Ag+ (5,00×10

-2 M)

b) Ag | Ag+ (8,00×10

-1 M)

sapendo che E° Ag+/Ag = + 0.80 V

Individuata la semicella che funge da catodo, scrivere la notazione convenzionale per la cella.

10. Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Pt2+

/Pt in cui [Pt2+

] = 2,75×10-3

M e Cr3+

/Cr in cui

[Cr3+

] = 2,06×10-2

M, sapendo che E°(Cr3+/Cr) = -0,742 V; E°(Pt2+/Pt) = 1,12 V. Scrivere la reazione redox complessiva.

Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Cr3+

e Pt2+

è l’ossidante più forte.

4


11. Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Ni2+

/Ni in cui [Ni2+

] = 2,02⋅10-3

M e Zn2+

/Zn in cui

[Zn2+

] = 5,16⋅10-2

M, sapendo che E° (Ni2+/Ni) = -0,257 V; E°(Zn2+/Zn) = -0,760 V. Scrivere la reazione redox

complessiva. Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Ni2+

e Zn2+

è l’ossidante più

forte.

SOLUZIONI

1. 2H+ + Ca(s) → Ca

2++ H2(g)

E = E° - 0,0591/2 log ([Ca2+

]pH2/[H+]2)

a) Nessuna variazione perché l’attività di Ca(s) è sempre 1

b) Il termine logaritmico diminuisce e E aumenta

c) Il termine logaritmico aumenta e E diminuisce

d) Il termine logaritmico aumenta, perchè [Ca2+

] aumenta e quindi E diminuisce

2. mol Na = 3,45 g/22,9898 g/mol = 0,150 mol = 0,150 eq (processo monoelettronico) ⇒ 0,150 F

2Na+ + 2 Cl

- → 2 Na + Cl2

mol Cl2 = 0,150/2 mol = 0,075 mol (sulla base dei rapporti stechiometrici)

V = 0,0750 mol x 0,08206 l atm/mol K x 273 K/1 atm = 1,68 l

Quantità di corrente 0,150 F x 96500 Coulomb/Faraday = 14475 Coulomb

Intensità di corrente = 14475 C/3600 s = 4,02 A

3. KHF2 → 2 F- + K

++ H

+

2 F-→ F2 + 2 e

-

t = 1 h = 3600 sec

C = 0,320 A x 3600 sec = 1,15 x 103 C

1,15 x 103 C/96500 C/F = 0,0119 F ⇒ 0,0119 eq F2

mol F2 = 0,119/2 = 5,97 x 10-3

V = 5,97 x 10-3

mol x 0,08206 l atm/mol K x 298 K/1 atm = 0,146 l

4. Ni2+

+ Pb(s) → Pb2+

+ Ni(s)

E = E° - 0,0591/2 log ([Pb2+

]/[Ni2+

])

a) Vero

b) Vero, perchè cambia [Pb2+

]/[Ni2+

] ed il termine logaritmico aumenta

c) Falso, perchè il termine logaritmico aumenta

d) Falso, perchè l’attività di Ni(s) è sempre 1

5. Sn2+

+ 2e- → Sn

ESn2+/Sn = E°Sn2+/Sn - 0,0591/2 x log [Sn]/[Sn2+

] = - 0,138 - 0,0591/2 x log (1/1,08 x 10-3

) = - 0,226 Volts

Ag+ + e

- → Ag

EAg+/Ag = E°Ag+/Ag - 0,0591/1 x log [Ag]/[Ag+] = 0,800 - 0,0591 x log (1/4,12 x 10

-2) = + 0,718 Volts

E complessivo = EAg+/Ag - ESn2+/Sn = 0,718 - (- 0,226) = 0,944 Volts

Reazione complessiva 2Ag+ + Sn → 2Ag + Sn

2+

L’ossidante più forte è Ag, perchè ha maggior tendenza a ridursi rispetto allo Sn. Il suo pot. di riduzione è maggiore;

è un metallo nobile.

6. Sulla base dei potenziali di riduzione standard, dire quale delle seguenti specie può essere ossidata da O2 in cond.

standard, sapendo che E° (O2→ H2O) = 1,23 V

Ni SI E° (Ni2+→ Ni) = - 0,257 V

Ce3+

NO E° (Ce4+ → Ce

3+) = + 1, 61 V

Cd SI E° (Cd2+ → Cd) = - 0,403 V

I-

SI E° (I2 → I-) = + 0,536 V

7. a) SI, E° = 3,16 V

b) NO, E° = -2,33 V

c) SI, E° = 2,07 V

d) NO, E° = -0,52 V

8. Sulla base dei soli potenziali standard di riduzione, indicare quali delle seguenti reazioni possono avvenire (in condizioni

standard):

2 Ag+ + Sn → 2 Ag + Sn

2SI

2 Au3+

+ 6 Cl- → 2 Au + 3 Cl2 SI

Be2+

+ Fe → Be + Fe2+

NO

2 Li + 2H+ → 2 Li

+ + H2 SI

9. Si tratta di una cella a concentrazione. Calcolo i potenziali delle due semicelle:

Ea = E°Ag+/Ag - 0,0591/1 x log [Ag]/[Ag+] = 0.80 - 0,0591/1 x log (1/5,00 x 10

-2) = + 0,723 Volts

Eb = E°Ag+/Ag - 0,0591/1 x log [Ag]/[Ag+] = 0.80 - 0,0591/1 x log (1/8,00 x 10

-1) = + 0,794 Volts

E = Eb-Ea = (0,794 – 0,723)V = 0,0713 V

5


Il catodo è b. La pila si schematizza come segue: Ag | Ag+ (5,00×10

-2 M) | | Ag

+ (8,00×10

-1 M) |Ag

10. Pt2+

+ 2e- → Pt

EPt2+/Pt = E°Pt2+/Pt - 0,0591/2 x log [Pt]/[Pt2+

] = 1,12 - 0,0591/2 x log (1/2,75 x 10-3

) = + 1,04 Volts

Cr3+

+ 3 e- → Cr

ECr3+/Cr = E°Cr3+/Cr - 0,0591/3 x log [Cr]/[Cr3+

] = -0,742 - 0,0591/3 x log (1/2,06 x 10-2

) = - 0,775 Volts

E complessivo = EPt2+/Pt - ECr3+/Cr = 1,04 - (- 0,775) = 1,12 Volts

Reazione complessiva 3Pt2+

+ 2 Cr → 3Pt + 2Cr3+

L’ossidante più forte è Pt, perchè ha maggior tendenza a ridursi rispetto al Cr.

Il suo pot. di riduzione è maggiore; è un metallo nobile.

11. Ni2+

+ 2e- → Ni

ENi2+/Ni = E°Ni2+/Ni - 0,0591/2 x log [Ni]/[Ni2+

] = - 0,257 - 0,0591/2 x log (1/2,02 x 10-3

) = - 0,337 Volts

Zn2+

+ 2e- → Zn

EZn2+/Zn = E°Zn2+/Zn - 0,0591/2 x log [Zn]/[Zn2+

] = - 0,760 - 0,0591/2 x log (1/5,16 x 10-2

) = - 0,798 Volts

E complessivo = EZn2+/Zn - ENi2+/Ni = - 0,337 - (- 0,798) = + 0,461 Volts

Reazione complessiva Ni2+

+ Zn → Ni + Zn2+

L’ossidante più forte (ma sarebbe più corretto dire “il meno debole”) è il Ni, perchè ha un pot. di riduzione meno

negativo dello zinco.

1



ARGOMENTO 9: Cinetica chimica e processi di decadimento (2 h)

Cinetica di reazione

- Velocità di una reazione chimica: variazione della concentrazione di un reagente o di un

prodotto nell’unità di tempo

aA + bB cC + dD

- Legge cinetica differenziale:mn BAk

dt

Ad

dt

CdV ][][

][][

- Legge cinetica integrata: ln[A] = - kt + ln [A]0

dove:

k = costante cinetica o di velocità (ordine 0, 1, 2, 3)

n, m = ordine di reazione rispetto al reagente A o B

(n + m) = ordine di reazione complessivo

- Tempo di dimezzamento (t½ ): tempo necessario affinchè la concentrazione di un reagente si

dimezzi rispetto al suo valore iniziale

- L’equazione chimica non fornisce alcuna indicazione sulla legge cinetica e l’ordine di reazione

della reazione che descrive

- La legge cinetica si può determinare solo una volta che sono stati individuati gli stadi elementari

mediante i quali avviene la reazione. La legge cinetica sarà dettata dal processo più lento (stadio

cineticamente limitante)

- Molecolarità: è l’ordine di reazione relativo ad un processo elementare. Indica il n° di specie

coinvolte in tale stadio e può essere unimolecolare, bimolecolare, trimolecolare.

- Tabella riassuntiva

ordine

di

reazione

legge cinetica legge cinetica

integrata

t1/2 dimensioni della k di

velocità

0 v = k [A] = -kt + [A]0 [A]0/2k concentrazione · tempo-1

1 v = k[A] ln[A] = -kt + ln[A]0 0,693/k tempo-1

2 v = k[A]2 1/[A] = kt + 1/[A]0 1/k[A]0 concentrazione

–1 · tempo

-1

- Equazione di Arrhenius RTEaAek

/

dove:

Ea = energia di attivazione = barriera cinetica pari alla Energia fra reagenti e lo stato attivato

A = fattore di frequenza (tiene conto della probabilità degli urti efficaci fra le molecole)

2

Processi di decadimento radioattivo

- Sono processi nucleari, che comportano la trasformazione di un elemento in un altro (si

modifica Z). Tale trasformazione è accompagnata dall’emissione di particelle o e di raggi

)( 4

2

234

90

238

92 HeThU )( 0

1

234

91

234

90 ePaTh

Si noti che, per il generico processo 2

2

1

1

M

N

M

N

A

Z YX vale la regola: A = M1 + M2 e Z = N1 + N2

- Tipi di particelle emesse

nucleo di elio

elettrone

- Famiglie radioattive: quando il nuclide prodotto in seguito ad un singolo decadimento è

instabile, i processi di decadimento proseguono fino ad arrivare ad un nuclide stabile. Tutti i

nuclidi prodotti nelcorso di questo processo sequenziale formano una “famiglia radioattiva”.

PbU 206

82

238

92 ....

PbU 207

82

235

92 ....

PbTh 208

82

232

90 ....

- Il decadimento radioattivo segue una legge cinetica del 1° ordine

Velocità di decadimento kNt

NV

Legge cinetica integrata ktN

N

0

ln

dove:

N = n° di nuclidi al tempo t

N0= n° di nuclidi al tempo t=0

k = costante cinetica

- Tempo di dimezzamento: tempo necessario affinchè il n° di nuclidi presente nel campione

radiattivo si dimezzi

kkt

693,02ln2/1

- Datazione al 14

C

Si basa sul rapporto 14

C/12

C nell’atmosfera (che viene assunto costante nel tempo) e utilizza il

tempo di dimezzamento del 14

C (5568 anni)

L’attività specifica del C (cioè l’attività di 1 g di C naturale, che è una miscela di 12

C, 13

C e 14

C)

è di 14 disintegrazioni al minuto.

Quindi:

V0 = nkN0 = 14 disintegrazioni/(min x g)

V = kN = n disintegrazioni/(min x g) N/N0 = n/14

Conoscendo n e applicando la legge di decadimento: ktn

14ln si ricava t

3


ESEMPI

1. La reazione: CO2 + 2 H2O HCO3- + H3O

+ è del 1° ordine e, a 298K, ha una k = 4,00 x 10-2 s-1. Calcolare t1/2 e

quanto tempo occorre affinchè la concentrazione di CO2 si riduca a 1/100 di quella iniziale.

2. Una data reazione ha t1/2 = 20 min e segue una cinetica del 1° ordine. Calcolare quanto tempo è necessario affinchè

la reazione sia completa al 75%.

3. La reazione di decomposizione dell’ozono: 2 O3 3 O2

è del 2° ordine e ha k = 1,4 x 10-2 s-1 M-1 a 350 K. Calcolare quanto ozono rimane dopo 1 ora partendo da una

concentrazione iniziale di 1,00 x 10-2 M.

4. Sono stati necessari 143 s per decomporre l’80% di una particolare sostanza. Se la concentrazione iniziale era 0,060

M e la reazione di decomposizione segue una cinetica del 2° ordine, qual è il valore della k di velocità?

5. La reazione in fase gassosa CH4 + 2 S2 CS2 + 2 H2S

ha le seguenti caratteristiche: a T= 550°C k = 1,11 s-1 M-1 mentre a T = 625°C la k = 6,40 s-1 M-1. Calcolare la Eatt

utilizzando questi valori.

6. La k di velocità per una reazione del 1° ordine è 2,0 x 103 s-1 a 25°C. L’energia di attivazione è 15,0 x 103 kJ/mol.

Calcolare il valore della k di velocità a 75°C.

7. Scrivere il prodotto di decadimento dei seguenti elementi

U238

92 emettitore

Ra226

88 emettitore

Po214

84 emettitore

Pb214

82 emettitore

Rn222

86 emettitore

Pa234

91 emettitore

I131

53 emettitore

8. Il tempo di dimezzamento del I131

53 è 8,08 giorni. Partendo da un campione di 5,60 mg, quanto I rimane dopo 450 h?

9. In un reperto animale, risulta pari a 0,17 la frazione di 14C presente rispetto alla quantità all’equilibrio negli

organismi viventi. Sapendo che il tempo di dimezzamento del 14C è 5568 anni, calcolare l’età del reperto.

10. Un chimico desidera fare un esperimento utilizzando 47Ca (t1/2 = 4,5 giorni) e necessita di un campione di 5,0 mg di

nuclide. Che quantità di 47CaCO3 deve ordinare, se occorrono 48 h per riceverlo dal fornitore?

11. Nell’esplosione della bomba atomica si forma Sr90

38 che decade emettendo particelle . Sapendo che il suo t1/2 =28

anni, calcolare il tempo necessario affinchè lo Sr si riduca a 1/100 di quello formatosi nell’esplosione nucleare.

SOLUZIONI

1. t1/2 = ln2/k = 0,693/4,0 x 10-2 s-1 = 17,3 s

Poiché: ln([A0]/[A]) = kt si avrà ln (1/0,01) = 4,00 x 10-2 s-1 x t, da cui t = 115 s

2. k = 0,693/ t1/2 = 0,693/20 min = 3,47 x 10-2 min-1

Al tempo t si avrà: [A] = 25% [A0] e quindi:

t = ln([A0]/[A])/k = ln(1/0,25)/ 3,47 x 10-2 min-1 = 40 min

3. Si utilizza l’eqz. cinetica del 2° ordine: 1/[A] = kt + 1/[A]0

dove: [A] = x , [A]0 = 1,00 x 10-2 M e t = 1,00 h = 3600 s e, per sostituzione, si ricava: x = 6,6 x 10-3 M

4. A t=143 s, [A] = 0,060 M/100 x 20 = 0,012 M.

Poiché: 1/[A] -1/[A]0 = kt avremo:

k = (1/0,012 – 1/0,060) M-1 / 143 s = 0,466 M-1 s-1

t1/2 =1/k[A]0 = 1/(0,466 M-1 s-1 x 0,060 M) = 36 s

5. k1 = A exp (-Eatt/RT1) e k2 = A exp (-Eatt/RT2)

Da cui si deduce che:

ln (k1/k2) = Eatt/R (1/T2 - 1/T1)

Quindi:

ln (1,11/6,40) = Eatt/8,314 J/(mol K) x (1/898 K - 1/823 K) da cui si ricava:

Eatt = 1,4 x 105 J/mol

6. Si utilizza ancora la relazione ln (k1/k2) = Eatt/R (1/T2 - 1/T1)

ln (2,0 x 103 s-1/X) = 15,0 x 103 (J/mol)/8,314 J/(mol K) x (1/348 - 1/298)

e si ricava: X = 4,77 x 103 s-1

7. Scrivere il prodotto di decadimento dei seguenti elementi

ThHeU 234

90

4

2

238

92

4


RnHeRa 222

86

4

2

226

88

PbHePo 210

82

4

2

214

84

BiePb 214

83

0

1

214

82

PoHeRn 218

84

4

2

222

86

UePa 234

92

0

1

234

91

XeeI 131

54

0

1

131

53

8. 8,08 giorni x 24 h/giorno = 193,92 h

k = 0,693/ t1/2 = 0,693/193,92 h = 0,00357 h-1

ln (x/5,60 mg) = - 0,00357 h-1 x 450 h = -1,608

x/5,60 mg= 0,200

x = 1,12 mg

9. ln([N]/[N0]) = -kt

k = ln2/ t1/2 = 0,693/(5568 anni) = 1,24 x 10-4 anni-1

N/ N0 = 0,17

t = -(ln 0,17)/ 1,24 x 10-4 anni-1 = 1,4 x 104 anni

10. 4,5 giorni = 4,5 giorni x 24 h/giorno = 108 h

k = 0,693/ t1/2 = 0,00642 h-1

Si utilizza: ln([N]/[N0]) = -kt

ln(5,0 mg/X) = -0,00642 h-1 x 48 h da cui:

5,0 mg/X = 0,7348

X = 6,8 mg

11. k = 0,693/ 28 anni= 0,02475 anni-1

[N]/[N0] = 1/100 = 0,01

Si applica: ln([N]/[N0]) = -kt

ln(0,01) = -0,02475 anni-1 x t

t = 186 anni

UNIVERSITA’ DI BERGAMO

FACOLTA’ DI INGEGNERIA

SOLUZIONI DELL’ESAME SCRITTO DI CHIMICA PER

INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 10/11/2005

1) Sapendo che il G° di formazione dell’acqua liquida è di -237,0 kJ/mol, e quello dell’acqua vapore è di -228,0 kJ/mol, calcolare la pressione di vapore per l’equilibrio H2O(l) H2O(v) a 40°C.

G° = -RT ln PH2O -228,0 –(-237,0) = -8,31 10-3

(273 + 40) ln PH2O

9,0 = - 2,6 ln PH2O ln PH2O =- 3,5 PH2O = 0,031 atm equivalenti a 24 mmHg.

2) Calcolare il pH di una soluzione di H2SO4 0,020M. Se a 50 mL di questa soluzione si aggiungono 50 mL di una soluzione di NaOH 0,01 M, quale sarà il pH risultante?

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4

= se la soluzione è 0,020 M si avranno il soluzione 0,040

mol di H3O+ e quindi il pH sarà 1,40. In 50 mL di H2SO4 saranno contenute 0,0010 x 2 =

0,0020 mol di H3O+ mentre in 50 mL della soluzione di NaOH ci saranno 0,0005 mL di OH

-.

Mescolando le due soluzioni il volume totale diventerà di 100 mL e 0,0005 mol di OH-

reagiranno con 0,0005 mol di H3O+ per cui nei 100 mL rimarranno 0,0020 – 0,0005 = 0,0015

mol di H3O+ ed il pH della soluzione risultante sarà 2,8.

3) In un recipiente di 100 L si introducono 2 mol di H2 e 3 mol di O2. Si fa avvenire la reazione di formazione dell’acqua, e si porta il tutto alla temperatura di 110°C. Quale sarà la pressione nel recipiente?

La reazione di formazione dell’acqua è 2H2 + O2 2H2O quindi 2 mol di H2

consumeranno 1 mol di O2 e resteranno 2 mol di O2 non reagite. A 110°C l’acqua sarà allo

stato di vapore e quindi avremo 3 mol gassose nel volume di 10 L. La pressione sarà quindi

4 0,082 383 / 100 = 1,25 atm

4) Si abbia la pila Pt, H2 (g) P = 1 atm / H3O+// Cu++ 1 M / Cu. Se la fem di questa

pila è di 0,50 V quale sarà il pH della soluzione di H3O+ ?

Polo positivo E° Cu++

/Cu = 0,34 V;

Polo negativo EH3O+/H2

= E°H3O+/H2

+ 0,059 / 2 lg [H3O+]

2= 0+ 0,059 log [H3O

+ ]

E = 0,34 – 0,059 log [H3O+

] = 0,34 + 0,059 pH ( 0,50 – 0,34)/0,059 = pH = 2,71

5) Bilanciate la seguente reazione di ossidoriduzione: MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

Mn+4

+ 2e Mn+2

2 Cl-1

Cl2 + 2e

Mn+4

+ 2 Cl-1

Mn+2

+ Cl2

Bilanciando le specie chimiche si avrà MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

6) Scrivere le formule di struttura dei seguenti composti, indicandone la geometria: CaCO3 HCN C2H4

O

C

O

OCa2+

NCH C C

H

HH

H

Sistema ionicoCO3

= triangolare sp2Lineare sp Triangolare sp2

7) Alcuni solidi ionici (come NaCl) si sciolgono spontaneamente in acqua, ma la loro soluzione avviene con assorbimento di calore, Spiegare come mai la loro soluzione e’ endotermica,

Per sciogliere un solido ionico bisogna distruggere il reticolo ionico, per cui l’esotermicità o

l’endotermicità dipenderà dal bilancio tra energia reticolare e energia di solvatazione.

8) Si abbia una miscela di H2, N2 e NH3. Indicare un metodo semplice per separare l’ammoniaca dagli altri due gas.

L’ammoniaca è una sostanza polare mentre idrogeno ed azoto sono apolari. Se si fa passare la

miscela dei gas in un solvente polare (come l’acqua) l’ammoniaca si scioglierà mentre gli altri

due gas no.

9) Le temperature critiche di CF4, CCl4, CBr4 sono rispettivamente -45,7, 283,1 e 369°C. Disporre i tre composti in ordine crescente di energia delle interazioni intermolecolari.

CBr4, CCl4, CF4. Tutte le molecole hanno momento dipolare nullo, ma più è grosso l’atomo

maggiore sarà la possibilità di indurre delle interazioni dipolo indotto-dipolo indotto.

10) Definire il complesso attivato.

Con il termine di complesso attivato si intende quel particolare stato energetico che si ottiene

quando l’urto tra le molecole dei reagenti ( o dei prodotti) e sufficientemente energetico da

permettere la compenetrazione tra di esse rompendo i vecchi legami e cominciando a formare

quelli nuovi.


A


SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E

MECCANICA DEL 17/1/2006

1) Su una lastra di Rame si versa una soluzione acida di K2Cr2O7. Stabilire se può avvenire la

reazione 3 Cu + Cr2O7= + 14 H3O

+ 3 Cu

+2 + 2 Cr

+3 + 21 H2O se le concentrazioni

delle specie ioniche sono unitarie.

Per stabilire se una reazione di ossidoriduzione avviene bisogna controllare i valori dei potenziali

redox della specie che si riduce e di quella che si ossida. I base a detti valori si vede che la

reazione può avvenire.

2) L’alcool etilico bolle a 78,5°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo bollire

ad una temperatura maggiore?

Bisogna aumentare la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione.

3) Si vuole gonfiare un pallone del volume di 10 L e alla temperatura di 20°C con H2 alla pressione

di 1,2 atm. L’idrogeno viene ottenuto dalla reazione 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2.

Quanti grammi di alluminio sono necessari per ottenere la quantità di idrogeno desiderata?

PV=nRT le moli di idrogeno nel pallone saranno 10 1.2 / 0,082 293 = 0,50; per ottenere una

mol di H2 sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 0,50 = 0,33 mol di Al pari a 8,9

g di alluminio.

4) Il G di una reazione è maggiore di zero. E’ possibile farla avvenire?

Il G deve essere negativo perché una trasformazione avvenga spontaneamente, altrimenti

occorrerà compiere del lavoro per farla avvenire (vedi ad es. l’elettrolisi).

5) L’energia necessaria per il salto di un elettrone tra l’orbitale 2s ed il 3s sarà maggiore , minore o

uguale a quella per il salto tra gli orbitali 3s e 4s?

L’ energia degli orbitali è proporzionale a 1/n2 (n numero quantico principale). Quindi l’energia

necessaria perché un elettrone salti tra il 2s e il 3s sarà maggiore di quella necessaria per il salto

tra il 3s e il 4s.

6) Le tre molecole del disegno sono costituite da un anello benzenico sostituito con gli stessi due

gruppi in posizione differente. Eppure il punto di fusione della prima (158°C) è più basso di

quello delle altre due, i quali invece sono più simili tra loro e rispettivamente 199 e 216°C.

Spiegare la differenza del comportamento.

OH

COOH

OH

COOH

OH

COOH

La fusione comporta la rottura di una serie di interazioni intermolecolari (legami idrogeno),

presenti principalmente nella seconda e terza molecola, che infatti hanno punti di fusione simili.

Nella prima è possibile la formazione di legami idrogeno intramolecolari, per cui il punto di

fusione risulta più basso.

7) Una soluzione viene ottenuta sciogliendo 2,7 g di HNO3 in 200 mL di acqua. Quale sarà il pH

della soluzione?

2,7/63 = 0,0429 mol HNO3 in 200 mL di acqua [H3O+]= 0,0429/0,2 = 0,21 M pH = 0,7

8) In un recipiente si mettono 3,50 mol di HI e si riscaldano alla temperatura di 435°C. Quali

saranno le moli dei componenti la miscela gassosa quando la seguente reazione raggiunge

l’equilibrio? La costante della reazione a 435°C vale 0,020.

2 HI(g) H2 (g) + I2 (g)

3,50 – 2x x x

x2

(3,50 -2x)2

K = K =

x

(3,50 -2x)

Da cui 0,14 (3,50 - 2x) = x 0,49 – 0,28x =x 1,28 x = 0,49 x = 0,38

HI = 2,74 H2 = I2 = 0,38

9) Un aumento di temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare mediante

un opportuno grafico il perché.

Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che aumentando la temperatura

aumenta l’energia media delle particelle e aumenta il numero di particelle che possono dare

luogo ad un urto efficace e quindi aumenta la velocità di reazione.

10) Sapendo che il H° di formazione del metanolo liquido (CH3OH) è di -238,0 kJ/mol e che il

suo H° di evaporazione è di 37,8 kJ/mol, calcolare il H° di formazione del metanolo vapore.

C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) -238,0

CH3OH (l) CH3OH (g) 37,8

C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (g) -200,2


B








OH

COOH

OH

COOH

OH

COOH





2) In un recipiente si mettono 4,50 mol di HI e lo si riscalda alla temperatura di 435°C. Quali


l’equilibrio? La costante della reazione a 435°C vale 0,020

2 HI(g) H2 (g) + I2 (g)

4,50 – 2x x x

x2

(4,50 -2x)2

K = K =

x

(4,50 -2x)

Da cui 0,14 (4,50 -2x) = x 0,63 – 0,28x = x 1,28 x = 0,63 x = 0,49

HI = 3,52 H2 = I2 = 0,49

3) Sapendo che il H° di formazione del metanolo liquido (CH3OH) è di -238,0 kJ/mol e che il suo

H° di evaporazione è di 37,8 kJ/mol, calcolare il H° di formazione del metanolo vapore.

C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) -238,0


C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (g) -200,2

4) L’alcool metilico bolle a 64,8°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo

bollire ad una temperatura maggiore?

Bisogna aumentare la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione.

5) Una diminuzione di temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione. Spiegare

mediante un opportuno grafico il perché.

Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che diminuendo la temperatura

diminuiscel’energia media delle particelle e diminuisce il numero di particelle che possono dare

luogo ad un urto efficace e quindi diminuisce la velocità di reazione.

6) Su una lastra di Argento si versa una soluzione acida di K2Cr2O7. Stabilire se può avvenire la

reazione 6 Ag + Cr2O7= + 14 H3O

+ 6 Ag

+ + 2 Cr



Per stabilire se una reazione di ossidoriduzione avviene bisogna controllare i valori dei

potenziali redox della specie che si riduce e di quella che si ossida. I base a detti valori si vede

che la reazione può avvenire.


della soluzione?








necessaria perché un elettrone salti tra il 3s e il 4s sarà maggiore di quella necessaria per il salto

tra il 4s e il 5s.

10) Si vuole gonfiare un pallone del volume di 20 L e alla temperatura di 15°C con H2 alla

pressione di 1,2 atm. L’idrogeno viene ottenuto dalla reazione 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3

+ 3 H2. Quanti grammi di alluminio sono necessari per ottenere la quantità di idrogeno desiderata?


mol di H2 sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 1,02 = 0,68 mol di Al pari a

18,4 g di alluminio.


C








della soluzione?





necessaria perché un elettrone salti tra il 3s e il 4s sarà minore di quella necessaria per il salto

tra il 2s e il 3s.

4) Un aumento di temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare mediante

un opportuno grafico il perché.

Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che aumentando la temperatura

aumenta l’energia media delle particelle e aumenta il numero di particelle che possono dare

luogo ad un urto efficace e quindi aumenta la velocità di reazione.




2 HI(g) H2 (g) + I2 (g)

2,70 – 2x x x

x2

(2,70 -2x)2

K = K =

x

(2,70 -2x)

Da cui 0,14 (2,70-2x) = x 0,38 – 0,28x =x 1,28 x = 0,38 x = 0,30

HI = 2,10 H2 = I2 = 0,30




PV=nRT le moli di idrogeno nel pallone saranno 30 1.1 / 0,082 298 = 1.35; per ottenere una

mol di H2sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 1,35 = 0,90 mol di Al pari a 24,3

g di alluminio.

7) L’alcool etilico bolle a 78,5°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo bollire

ad una temperatura minore?

Bisogna diminuire la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione.



C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) -238,0


C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (g) -200,2





OH

COOH

OH

COOH

OH

COOH





10) Su una lastra di Rame si versa una soluzione acida di KMnO4. Stabilire se può avvenire la

reazione 5 Cu + 2 MnO4- + 16 H3O

+ 5 Cu

+2 + 2 Mn







D







2 HI(g) H2 (g) + I2 (g)

1,90 – 2x x x

x2

(1,90 -2x)2

K = K =

x

(1,90 -2x)

Da cui 0,14 (1,9-2x) = x 0,27 – 0,28x =x 1,28 x = 0,27 x = 0,21

HI = 1,48 H2 = I2 = 0,21


della soluzione?




C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) -238,0


C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (g) -200,2

4) Su una lastra di Argento si versa una soluzione acida di KMnO4. Stabilire se può avvenire la

reazione 5 Ag + MnO4- + 8 H3O

+ 5 Ag

+ + Mn










OH

COOH

OH

COOH

OH

COOH





6) Una diminuzione della temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione.

Spiegare mediante un opportuno grafico il perché.

Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che diminuendo la temperatura

diminuisce l’energia media delle particelle e diminuisce il numero di particelle che possono dare

luogo ad un urto efficace e quindi diminuisce la velocità di reazione.

7) L’energia necessaria per il salto di un elettrone tra l’orbitale 4s ed il 5s sarà maggiore, minore o


L’ energia degli orbitali è proporzionale a 1/n2 (n numero quantico principale). Quindi

l’energia necessaria perché un elettrone salti tra il 4s e il 5s sarà minore di quella necessaria per

il salto tra il 3s e il 4s.





mol di H2 sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 0,26 = 0,17 mol di Al pari a 4,6

g di alluminio.




10) L’alcool metilico bolle a 64,8°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo

bollire ad una temperatura minore?

Bisogna diminuire la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione.





A

1) D’inverno si può osservare la formazione di brina dovuta al passaggio si stato

vapore solido, mentre in primavera si può osservare la formazione di rugiada dovuta al

passaggio di stato vapore liquido. Spiegare il differente comportamento in base al

diagramma di stato dell’acqua.

In base al diagramma di stato dell’acqua si nota che il passaggio vapore solido è

possibile per temperature inferiori a quelle del punto triplo e quindi compatibili con quelle

invernali, mentre il passaggio di stato vapore liquido è possibile a temperature superiori

a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili.

2) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo.

Deve avere un H molto negativo in modo da innalzare velocemente la temperatura, un S

molto elevato dato che nella decomposizione si devono produrre elevate quantità di

sostanze gassose. L’energia di attivazione deve essere invece elevata per evitare esplosioni

accidentali.

3) Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 0,025g di Ca(OH)2 in 400 mL

di acqua.

0,025 / 74 = 3,4 10-4

per una mole di Ca(OH)2 si formano 2 moli di OH- quindi in 400 mL

si avranno 3,4 10-4

x 2 = 6,8 10-4

. La concentrazione sarà quindi 0,0017M e il pOH 2,8

e quindi il pH sarà 11,2

4) La reazione 2 NO2 (g) N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 58 atm-1

alla

temperatura di 0 °C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 2,00 atm quali

saranno le pressioni dei componenti la miscela gassosa e la pressione totale quando si

raggiunge l’equilibrio?

2 NO2 (g) N2O4 (g)

inizio ----- 2

equilibrio 2x 2 – x

Kp =

N2O4

P

P2

NO2

=

2-x

(2x)2

da cui 58 4 x2 = 2-x 232 x

2 + x –2 = 0 x = 0,09

PNO2= 0,18 atm PN2O4

= 1,91 atm Pressione totale = 1,91 + 0,18 = 2,09 atm

5) Si abbia una pila Cu / Cu++

0,1 M // Co++

0,1 M / Co. Determinare la polarità dei due

semielementi, scrivere la reazione globale, e calcolare di quanto varia in peso l’elettrodo del

polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 2 A per 45 minuti

In base ai potenziali redox la reazione globale sarà Cu++

+ Co Cu + Co++

. Al

polo positivo , quello della coppia Cu / Cu++

si avrà un aumento in peso di 63,5 x 2 x 45 x

60 / 2 x 96500 = 1,78 g

6) La prima bomba atomica si poté costruire sfruttando la reazione di trasformazione

dell’uranio nel fluoruro secondo la reazione U + 3 F2 UF6. Se si trattano 1000 g di U

con 200 g di F2 quanti g di UF6. si otterranno?

1000 / 238 = 4,20 mol di U 200/38 =5,26 mol di F2 se reagisse tutto l’uranio sarebbero

necessarie 4,20 x 3 =12,60 mol di F2 U è quindi il reagente in eccesso e ne reagiranno

5,26/3 = 1,76 mol di U = mol di UF6 pari a 1,76 x 352 = 620 g

7) Mettete le seguenti sostanze in ordine di temperatura di fusione crescente, motivando la

risposta: NaCl HF Cdiamante

HF NaCl Cdiamante

In HF ci sono delle interazioni (legame idrogeno), nei solidi ionici bisogna somministrare

energia pari all’energia reticolare, nel diamante, gli atomi di carbonio sono legati con

legami covalenti e quindi richiedono molta energia per romperli.

8) Sapendo che il G° della reazione A(g) B(g) vale 5kJ/mol , dire cosa succede se in

un recipiente si mette A alla pressione di 0,5 atm e alla temperatura di 200°C.

Dall’espressione G = G° + RTln Q se B non è presente, il termine RTlnQ tenderà a - e

quindi anche se il G° è positivo, la reazione procederà verso la formazione B-

9) La reazione di decomposizione del bicarbonato di sodio ha avuto una notevolissima

importanza industriale: 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g). Sapendo che

gli H° di formazione di NaHCO3(s) Na2CO3(s) H2O(g) CO2(g) sono rispettivamente

-950.8, -1130.7, -241.8 e -393.5 kJ/mol calcolare il H° della reazione.

H° = H° prodotti- H°reagenti = (-1130,7 –241,8 –393.5) – (2 x – 950,8) = 135,6 kJ

10) Da quale (o quali) dati sperimentali si sono ipotizzati i livelli quantici per gli elettroni?

Ad es. dal fatto che gli spettri di assorbimento e di emissione erano a righe indicando che

gli elettroni saltavano tra livelli di energia.





B

1) La reazione 2 NO2 (g) N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 0,066 atm-1

alla

temperatura di 100 °C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 3,00 atm quali



2 NO2 (g) N2O4 (g)

inizio ----- 3

equilibrio 2x 3 – x

Kp =

N2O4

P

P2

NO2

=

3-x

(2x)2

da cui 0,066 4 x2 = 3 - x 0,264 x

2 + x –3 = 0 x = 1,99


= 1,01 atm Pressione totale = 3,98 + 1.01 = 4,99 atm



con 400 g di F2 quanti g di UF6.si otterranno?

1250 / 238 = 5,25 mol di U 400/38 =10,53 mol di F2 se reagisse tutto l’uranio

sarebbero necessarie 5,25 x 3 =15,75 mol di F2 U è quindi il reagente in eccesso e ne

reagiranno 10,53/3 = 3,51 mol di U = mol di UF6 pari a 3,51 x 352 = 1236 g


risposta: KI HCl Cgrafite

HCl KI Cgrafite

In HCl ci sono delle interazioni (dipolo-dipolo), nei solidi ionici bisogna somministrare

energia pari all’energia reticolare, nella grafite, gli atomi di carbonio sono legati con









a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili




quindi anche se il G° è positivo, la reazione procederà verso la formazione B


0,1 M // Co++



polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 2,5 A per 30 minuti


+ Co Cu + Co++

. Al


si avrà un aumento in peso di 63,5 x 2,5 x 30

x 60 / 2 x 96500 = 1,48 g

7) La reazione di decomposizione del cloruro di zinco con acquaavviene secondo la reazione :

ZnCl2 (s) + H2O (l) ZnO (s) + 2 HCl (g) Sapendo che gli H° di formazione di

ZnCl2 (s), H2O (l), ZnO (s) e HCl (g) sono rispettivamente —99,2, -68,3, -83,2 e –22,1

kJ/mol calcolare il H° della reazione.

H° = H° prodotti- H°reagenti =(2 x - 22,1 - 83,2) – ( –99,2 – 68,3) = 40,1 kJ



gli elettroni saltavano tra livelli di energia


di acqua.

0,012 / 74 = 1,6 10-4


si avranno 1,6 10-4

x 2 = 3.2 10-4



10) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo.




accidentali



SOLUZIONi DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E


C

1) . Si abbia una pila Cu / Cu++

0,1 M // Co++



polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 3 A per 15 minuti


+ Co Cu + Co++

. Al


si avrà un aumento in peso di 63,5 x 3 x 15 x

60 / 2 x 96500 = 0,88 g

2) . Da quale (o quali) dati sperimentali si sono ipotizzati i livelli quantici per gli elettroni?



3) Sapendo che il G° della reazione A(g) B(g) vale 10kJ/mol , dire cosa succede se

in un recipiente si mette A alla pressione di 1,2 atm e alla temperatura di 150°C.



4) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo




accidentali.

5) Se potessimo realizzare la sequente reazione avremmo risolto i problemi energetici

mondiali: CO2(g) + 2 H2O(g) => CH4(g) + 2 O2(g). Sapendo che gli H° di formazione di

CO2(g), H2O(g),e CH4(g) sono rispettivamente -393.5 , -241.8 , e –74,9 kJ/mol calcolare il

H° della reazione.

H° = H° prodotti- H°reagenti =( –74,9 – 0,0) – (2 x – 241,8 – 393,5) = 802,2 kJ


di acqua

0,035 / 74 = 4,7 10-4


si avranno 4,7 10-4

x 2 = 9,4 10-4







necessarie 5,38 x 3 =12,60 mol di F2 U è quindi il reagente in eccesso e ne reagiranno

9,21/3 = 3,07 mol di U = mol di UF6 pari a 3,07 x 352 = 1081 g

8) La reazione 2 NO2 (g) N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 58 atm-1

alla

temperatura di 0°C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 0,30 atm quali



2 NO2 (g) N2O4 (g)

inizio ----- 0,30

equilibrio 2x 0,30 – x

Kp =

N2O4

P

P2

NO2

=

0,30-x

(2x)2

da cui 58 4 x2 = 0,30-x 232 x

2 + x –0,30 = 0 x = 0,03


= 0,27 atm Pressione totale = 0,27+0,06 = 0,33 atm


risposta: KF H2S Cdiamante .

H2S KF Cdiamante

In H2S ci sono delle interazioni (dipolo-dipolo), nei solidi ionici bisogna somministrare

energia pari all’energia reticolare, nel diamante, gli atomi di carbonio sono legati con







possibile per temperature inferiori a quelle del punto triplo e quindi compatibili con

quelle invernali, mentre il passaggio di stato vapore liquido è possibile a temperature

superiori a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili.





D


di acqua

0,055 / 74 = 7,4 10-4


si avranno 7,4 10-4

x 2 = 14,8 10-4

. La concentrazione sarà quindi 0,0017M e il pOH

2,8 e quindi il pH sarà 11,2

2) Se si riuscisse a realizzare la seguente reazione, avremmo risolti i problemi energetici :

3H2O(g) + 2CO2(g). C2H6O(l) + 3O2(g) Sapendo che gli H° di formazione di

H2O(g), CO2(g) e C2H6O(l) sono rispettivamente -241.8 e -393.5 e -277,0 kJ/mol

calcolare il H° della reazione

H° = H° prodotti- H°reagenti = ( -227,0 + 0) – (3 x – 241,8)+(2 x – 393,5) = 1285,4,0

kJ





necessarie 3,99 x 3 =11,97 mol di F2 F2 è quindi il reagente in eccesso e si formeranno 3,99

mol di UF6 pari a 3,99 x 352 = 1404 g


risposta: LiI PH3 Cgrafite

In PH3 ci sono delle interazioni (dipolo-dipolo), nei solidi ionici bisogna somministrare

energia pari all’energia reticolare, nella grafite, gli atomi di carbonio sono legati con

legami covalenti e quindi richiedono molta energia per romperli,

5) La reazione 2 NO2 (g) N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 0,066atm-1

alla

temperatura di 100°C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 0,40 atm quali



2 NO2 (g) N2O4 (g)

inizio ----- 0,40

equilibrio 2x 0,40 – x

Kp =

N2O4

P

P2

NO2

=

0,40-x

(2x)2

da cui 0,066 4 x2 = 0,4-x 0,26 x

2 + x –0,40 = 0 x = 0,37


= 0,03 atm Pressione totale = 0,74+0,03 = 0,77 atm




diagramma di stato dell’acqua




a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili.








9) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo




accidentali.


0,1 M // Co++



polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 3,7 A per 60 minuti


+ Co Cu + Co++

. Al


si avrà un aumento in peso di 63,5 x 3,7 x 60

x 60 / 2 x 96500 = 4,38 g


Facoltà di Ingegneria

Soluzioni del compito dell’ 11 Luglio 2006 per Ingegneria Informatica e

Meccanica

1) Supponendo che la benzina sia composta esclusivamente da isoottano (C8H18) e che lasua combustione sia rappresentata dalla reazione

C8H18 + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O calcolate il volume di anidride carbonica prodotta a 600° C e 760 mmHg se si utilizza 1L

di isoottano. (Densità 0,78 g/mL)

1 litro di isoottano pesa 780 g corrispondenti a 6,84 mol da una mol si ottengono 8 mol di CO2

quindi da 6,84 si avranno 54,72 mol di CO2 che occuperanno il volume di V = nRT/V =

54,72 x 0,082 x (600 + 273) /1 = 3917 litri

2) Calcolare la f.e.m. per la pila Cd / Cd ++ 0,1 M // OH- 0,1 M / Pt, O2 P = 1 atmindicando la polarità dei semielementi e le reazioni che vi avvengono.(E° Cd++/Cd = - 0,40 V, E° O2/OH- = 0,40 V)

Cd Cd++

+ 2e O2 + 2 H2O + 4e 4OH-

ECd++

/Cd =E°Cd++

/Cd +0,059/2 log [Cd++

] EO2 /OH- =E°O2 /OH

- +0,059/4 log 1/[OH-]

4

ECd++

/Cd =-0,4+0,059/2 log0,1 = -0,43 V polo negativo

EO2 /OH- =0,4 +0,059/4 log 1/0,1

4 = 0,46 V polo positivo

E = 0,46 – (-0,43) = 0,89 V

3) Il G°298 ed il H° di formazione di HgS(s) valgono rispettivamente – 46 e –54 kJ/mol e

che della SO2 (g) valgono - 301 e -297 che il G°298 ed il H° di evaporazione di Hg valgono rispettivamente 32 e 61 kJ/mol, che la temperature di evaporazione del

mercurio è di 357°C calcolare il G° per la reazione di decomposizione del Cinabro tra le temperature di 360 e 1000°C: HgS (s) + O2(g) Hg (g) +SO2 (g)

G°298 H°HgS(s) Hg(l) +S(s) 46 54

S(s) + O2(g) SO2(g) -301 -297 Hg(l) Hg(v) 32 61 HgS (s) + O2(g) Hg (g) +SO2 (g) -223 -182

Da cui S°= 137 J/K a 633K G°= -268 kJ e a 1273K –356kJ

4) Indicare i tipi di legami presenti nelle seguenti molecole HI , CsF , H2, Cu

Covalente polarizzato, ionico, covalente omeopolare, metallico

5) Si scioglie in acqua una certa quantità di NH4Cl. Scrivere quale reazione avviene e dire cosa succede per aggiunta di una piccola quantità di NaOH.

NH4Cl NH4+ + Cl- NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

L’aggiunta di NaOH, base forte, metterebbe in soluzione ioni OH-che reagiscono con gli ioniH3O+ facendoli diminuire e quindi spostando l’equilibrio a destra, per rispettare la costantedell’equilibrio.

6) In una cella elettrolitica si fa passare una corrente di 3 A per 12 ore e 30’ Al polonegativo avviene la riduzione dello Stagno secondo la reazione Sn++ + 2e Sn. Calcolare quanti g di Stagno si ottengono.

gSn = 118,7 3 (12 3660 + 30 60) / 2 96500 = 83g

7) Disegnate il diagramma di stato dell’acqua. Scegliete un punto su una delle linee a vostra scelta e spiegate cosa succede se aumentate la pressione, oppure se diminuite la temperatura.

:

P

T

SL

V

Ad esempio con il punto scelto aumentandola pressione si esce dalla posizione di equilibrio solido-liquido e il sistema liquefatotalmente, mentre se si raffredda il sistemasolidifica.

8) Spiegare con un opportuno diagramma come la temperatura influenza la velocità di una reazione.

Dal diagramma di Boltzmann si vede come un aumenta della temperatura aumenta il numero delle particelle che possiedono l’energia cinetica per potere raggiungere il complesso attivato.

9) Uno dei problemi che riguardano la conservazione del marmo dei monumenti riguarda la trasformazione del CaCO3 in CaSO4 a causa dell’inquinamento. Sapendo che i prodotti di solubilità dei due composti sono rispettivamente 4,96 10-9 e 7,10 10-5 spiegare il perché della preoccupazione per la loro conservazione.

Dai valori dei prodotti di solubilità si deduce che la solubilità del CaCO3 è più bassa di quella delCaSO4 cioè a parità di quantità di pioggia che cade sul monumento di si ha una maggiore dissoluzione del secondo, ed una maggiore disgregazione del monumento.

10) Un composto è formato da Au e F e contiene 77,56 % di Au e il 22,44 % di F. Qual è il numero di ossidazione dell’oro nel composto?

77,56 / 197 = 0,39 22,44 / 19 = 1,18 0,39 / 0,39 = 1 0,39 / 1,18 = 3La formula del composto è quindi AuF3 ed il numero di ossidazione dell’oro è +3.



SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL

31/8/2006

1) Usando i valori dei potenziali redox riportati nelle tabelle, scrivete le reazioni che avvengono

nella seguente pila Pt / Sn+4

0,1 M, Sn+2

0,01 M // Fe+3

0,5 M, Fe+2

0,02 M / Pt , indicate il

polo positivo e quello negativo e calcolate la f.e.m..

Sn+4

+ 2 e Sn+2

E° Sn+4

/Sn+2 = 0,15 V

Fe+3

+ e Fe+2

E° Fe+3

/Fe+2 = 0,77 V

E Fe+3

/Fe+2 = E° Fe

+3/Fe

+2 + 0,059 log 0,5/0,02 = 0,85 V polo positivo

E Sn+4

/Sn+2 = E° Sn

+4/Sn

+2 + 0,059/2 log 0,1/0,01 = 0,18 polo negativo

E = 0,85 – 0,18 = 0,67 V

Fe+3

+ Sn+2

2 Fe+2

+ Sn+4

2) Nel grafico sono riportati gli equilibri liquido vapore per l’acqua (H2O) e per il benzene

(C6H6). Indicare quale è la zona del liquido e quale quella del vapore e a quale dei due composti

corrispondono la X e la Y

P

T

YX

Il liquido è alla sinistra della curva e il vapore sulla destra. X corrisponde al benzene e Y

all’acqua. Nel caso del benzene ci sono delle interazioni dipolo-dipolo più deboli e quindi più facili

da rompere, mentre nel caso dell’acqua ci sono le interazioni legame idrogeno più forti e che

quindi richiedono una temperatura maggiore a parità di pressione.

3) Bruciando l’ammoniaca avviene la reazione 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O. La

temperatura per la combustione è di 500°C e ad una certa pressione. Se si mettono a reagire 15 L

di NH3 con 20 L di O2 quanto sarà il massimo volume di NO che si può ottenere?

A temperatura e pressione costanti i volumi sono proporzionali al numero delle moli, e siccome

con 4 moli di NH3 ne reagiscono 5 di O2 vuol dire che per consumare 15 L di NH3 servono 5/4 x

15 =18,8 L di O2 (NH3 quindi è il reagente limitante) e si otterranno quindi 15 L di NO.

4) Una mole di Argon gassoso viene compressa a temperatura costante. Spiegare come varia

l’entropia dell’Argon.

Dato che minore è il volume minore è il disordine, durante la compressione si ha una

diminuzione di entropia.

5) Disegnate la formula di struttura dell’ammoniaca (NH3) e dello ione ammonio (NH4+) mettendo

in evidenza le principali differenze strutturali tra le due specie.

HN

HH

HN

+

H

H

H

In entrambi i casi l'azoto è ibridizzato sp3

si ha solo una variazione degli angoli dilegame

6) Se doveste dissociare in ioni H2S e NaH, come li dissocereste?

Se si considerano i valori dell’elettronegatività la loro dissociazione sarà nel primo caso come

H+

e S=. Nel secondo Na

+ e H

-.


della soluzione? Che volume di NaOH 0,5 M bisogna aggiungere per neutralizzare la soluzione?

MMHNO3 = 63 1,1 / 63 = 0,017 mol 0,017 x 1000 / 200 = 0,085 M

HNO3 + H2O H3O+ + NO3

- quindi [H3O

+] = 0,085 M pH = 1,07

Per neutralizzare la soluzione bisogna aggiungere tanti OH- quanti sono gli H3O

+ e cioè 0,017

mol che sono contenuti in 0,017 x 1000 / 0,5 = 34 mL

8) A 435°C la costante della reazione: 2 HI(g) H2 (g) + I2 (g) vale 0,020. Se in un

recipiente, tenuto alla temperatura costante di 435°C si mettono 1,2 mol di I2, 1,2 mol di H2 e 2,3

mol di HI, quale sarà la concentrazione delle tre specie quando si raggiunge l’equilibrio?

[H2] [I2] (1,2- x)2 dato che che Q > K.

K = =

[HI]2 (2,3+ 2x )

2

Da cui (2,3+2x) 0,14 = 1,2 - x x = 0,7 [H2]=[ I2 ] = 0,5 [ HI] = 3,7

9) Sapendo che l’energia di attivazione della reazione NO(g) + O3 (g) NO2 (g) + O2 (g) è di

9,6 kJ/mol, e che il H° di formazione di NO(g) è 90 kJ/mol, quello di O3 (g) è 143 kJ/mol e quello

di NO2 (g) è 33 kJ/mol, costruire un apposito diagramma che illustri l’andamento della reazione.

233 kJ

33 kJ

NO + O3

NO2 + O2

Ea

9,6 kJ

10) Sapendo che il H° di evaporazione del metanolo liquido (CH3OH) è di 37,8 kJ/mol e che la

sua temperatura di ebollizione è di 64.7°C , calcolare il S° di evaporazione del metanolo.

Dato che all’ebollizione siamo all’equilibrio L V G = 0 e quindi S° = H°/T =

37800 / 337,7=112 J/K mol

Soluzioni del compito del 14 Settembre 2006 per Ingegneria Informatica e

Meccanica

1) La trasformazione dello zucchero in alcool durante la fermentazione del mosto può essere

rappresentata dalla reazione C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2. Se si formano 2000 L di

anidride carbonica a 13° C e 740 mmHg calcolare quanti grammi di alcool si producono e quanti

grammi di zucchero vengono consumati.

Mol CO2 = PV/RT = 0,97 x 2000 / 0,082 x 286 = 82,7 per una mol di CO2 si forma una mol

di alcool quindi si formeranno 82,7 mol di alcool cioè 82,7 x 46 = 3804 g. Reagiranno 41,35

mol di zucchero pari a 41,35 x 180 = 7443 g.

2) Calcolare la f.e.m. per la pila Pt, Cl2 P=1 atm/Cl - 0,1 M//OH

- 0,05 M/Pt, O2 P = 1 atm

indicando la polarità dei semielementi e le reazioni che vi avvengono.

(E° Cl2/Cl- =1,36 V, E° O2/OH

- = 0,40 V)

Cl2 + 2e 2 Cl -

E° Cl2/Cl- =1,36 V

O2 + 4e + H2O 4 OH - E° O2/OH

- = 0,40 V

ECl2/Cl- = E°Cl2/Cl

- + 0,059/2 log 1/[Cl-]

2 = 1,42 V polo positivo

EO2/OH- = E°O2/OH

- + 0,059/4 log 1/[OH-]

4 = 0,48 V polo negativo

f.e.m. = 1,42 -0,48 = 0,94 V

3) L’Ossigeno fu scoperto riscaldando l’ossido di mercurio HgO secondo la reazione

HgO(s) Hg(l) + ½ O2(g). Spiegare perché la stessa scoperta non sarebbe stata possibile

se si fosse riscaldato CaO realizzando una reazione analoga.

H° HgO(s) -91kJ/mol, H° CaO(s)

-635kJ/mol, S° HgO(s)= 70 J/K mol , S° CaO(s)

= 40 J/K mol,

S° Hg(l)= 77 J/K mol, S° Ca(s)

= 42 J/K mol, S° O2(g)= 205 J/K mol

HgO(s) Hg(l) + ½ O2(g) CaO(s) Ca(s) + ½ O2(g)

H° = 91000 H° = 635000 J/mol

S° = 77+ (½ x 205) - 70 = 109 J/K mol S° = 42 + (½ x 205) - 40 = 104 J / K mol

Dal secondo principio della termodinamica G°= ° - T S° quando la pressione dell’O2 è 1

atm G° = 0, quindi

91000 = T x 109 635000 = T x 104

Da cui T = 834 K T = 6106 K

Quindi nel secondo caso si tratta di una temperatura non facilmente raggiungibile.

4) Tre sostanze A, B e C hanno rispettivamente temperatura di ebollizione di 30°C, 150°C e 700°C.

Sapendo che in una di queste sostanze vi sono delle interazioni dipolo-dipolo, in un’altra vi

sono interazioni dipolo indotto-dipolo indotto e che l’ultima è un solido ionico, indicare a quale

sostanza accoppiereste le interazioni relative.

A dipolo indotto-dipolo indotto B dipolo-dipolo C solido ionico

5) Calcolare il pH di una soluzione 0,5 M di NH4Cl. (KbNH3 = 1,8 10

-5)

NH4Cl NH4+ + Cl

- NH4

+ + H2O NH3 + H3O

+

0,5 –x x x

La Kidr è uguale a Kw/Kb = 10-14

/1,8 10-5

= 5,56 10-10

la costante è sufficientemente piccola per

trascurare x rispetto a 0,5 avremo quindi Kidr = x2/0,5 da cui x = [H3O

+] = 1,67 10

-5

pH = 4,78

6) L’aumento della temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegate

l’affermazione mediante un apposito diagramma.

(A + B)T1

(C +D)T1

Ea

(A + B)T2

(C +D)T2

E

C. di R.

L'aumento della temperaturapermette ad un maggiore numerodi molecole di potere raggiungereil valore dell'energia di attivazione

7) Generalmente i solidi metallici sono duttili e malleabili, mentre i solidi ionici sono fragili.

Spiegare la differenza di comportamento

Gli atomi di un metallo sono tenuti insieme dalle bande di orbitali, il che permette di poterne

deformare la geometria senza distruggere il sistema. Al contrario nei solidi ionici gli ioni sono

tenuti insieme da forze colombiane, Una deformazione del reticolo ne comporta la rottura.

8) L’acido acetico CH3-COOH ha Ka = 1,8 10-5

, il tricloro acetico CCl3-COOH ha Ka = 2,0 10-1

e

il trifluoro acetico CF3-COOH è un acido molto forte. Dare una spiegazione della variazione del

carattere acido.

L’elettronegatività aumenta passando dall’Idrogeno al Cloro al Fluoro, questo comporta una

maggiore polarità sul legame O-H e quindi una maggiore possibilità di essere ceduto come H+.

9) In un recipiente chiuso è contenuto del CaCO3. Esso viene riscaldato fino a quando si raggiunge

l’equilibrio CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g). Spiegare come varia la pressione dell’anidride

carbonica se, a temperatura costante, si diminuisce il volume del recipiente.

Dato che si tratta di un equilibrio eterogeneo la Kp = PCO2 quindi a T costante essa non può

variare. La diminuzione del volume comporterà quindi uno spostamento verso i reagenti, cioè si

riformerà CaCO3.

10) Il metodo di purificazione del silicio per ottenere i transistor ne prevede la trasformazione in

SiF4. Avendo a disposizione 10 Kg di Si con una purezza del 99%, quale dovrebbe essere la

quantità di fluoro necessaria per farlo reagire completamente?

Se la purezza è del 99% vuol dire che si hanno 9900 g di Si pari a 9900/28 = 353,6 mol di Si.

Per ottenere SiF4 la reazione sarà Si + 2 F2 SiF4 e quindi per una mole di Si ci vogliono 2

mol di F2 e quindi 353,6 x 2 X 38 = 26874 g di F2.





1) Una abitazione media in questa zona dell’Europa ha un fabbisogno energetico di circa 108

kJ/anno. Dato che l’attuale fonte energetica proviene principalmente dal metano, calcolare la

quantità di metano necessaria per il fabbisogno energetico di una abitazione.

( i H°formazione di CH4 (g), CO2 (g) e H2O (g) sono rispettivamente -75, -394 e -242 kJ/mol)

La reazione da considerare è CH4 (g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) ed il H° di combustione

sarà di conseguenza ( -394 + 2x-242) – (-75) = -803 kJ/mol CH4 quindi 108/803 = 1,25 10

5

mol di CH4 pari a 2 t circa.

2) Quale sarà il segno del S°

a) per la formazione di un solido ionico a partire dagli elementi costituenti?

b) per la sua dissoluzione in acqua?

a) negativo

b) positivo

3) 50 mL di una soluzione 10-3

M di H2SO4 vengono diluiti con acqua fino ad un volume

finale di 600 mL. Calcolare il pH della soluzione risultante

In 50 mL ci sono 10-3

x 0,050 = 5 10-5

mol H2SO4 e queste mol sono in un volume totale finale di

600 mL per cui la nuova concentrazione è 5 10-5

/ 0,600 = 8,3 10-5

. Considerando H2SO4

completamente dissociato, la [H3O+] risulta uguale a 1,66 10

-4 ed il pH = 3,78

4) Per recuperare l’argento metallico dai bagni di sviluppo delle pellicole, si trattavano dette

soluzioni con pezzetti di zinco o di alluminio. Spiegare il processo che avviene.

In base ai valori dei potenziali redox si usano dei metalli (Zn o Al) in grado di ridurre lo ione Ag+

ad Ag metallico.

5) Bilanciate la seguente reazione di ossido-riduzione KMnO4 + K2S + H2O MnS + S + KOH

2 MnO4- + 4 H2O + 5e Mn

++ + 8 OH

–

5 S = S + 2 e

2 MnO4- + 8 H2O + 5 S

= 2 Mn

++ + 16 OH

– + 5 S

Considerando anche le specie che non cambiano il numero di ossidazione avremo

2 KMnO4 + 8 H2O + 7K2S 2 MnS + 16 KOH– + 5 S

6) La reazione A(g) + B(g) C(g) raggiunge le condizioni di equilibrio quando PA = 2,0 atm,

PB = 2,0 atm e PC = 6,0 atm. Quali saranno le nuove pressioni di equilibrio se alla miscela

precedente si aggiunge 1,0 atm di A.

Dalle pressioni all’equilibrio si può calcolare la Kp Kp= 6,0 / 2,0 2,0 =1,5, aggiungendo A

l’equilibrio si modificherà per rispettare il valore della Kp

A + B C

3,0 - x 2,0 - x 6,0 + x

1,5 = (6+x)/ (3-x)(2-x) da cui 1,5x2- 8,5x +3 = 0 la soluzione accettabile è 0,36 per cui le

pressioni all’equilibrio saranno PA = 2,6 atm, PB = 1,6 atm e PC = 6,4 atm.

7) La pressione di vapore dell’acqua a 25°C è di 24 mmHg e a 60°C è di 149 mmHg. Si ha un

recipiente da un litro contenente acqua liquida in equilibrio con il suo vapore a 60°C e lo si

raffredda a 25°C. Quanti g di acqua passano dallo stato vapore a quello liquido?

Dalla eq. di stato dei gas, a 60°C il numero di mol di H2O in fase vapore sarà

149/760 1 = n 0,082 (273 +60) da cui n = 0,007 a 25°C il numero di mol di H2O in fase

vapore sarà 24/760 1 = n 0,082 (273 +25) da cui n = 0,001 le mol di acqua che passeranno

allo stato liquido saranno quindi 0,007 – 0.001 = 0.006 pari a 0,11 g

8) La f.e.m. di un semielemento di una pila può dipendere dal pH della soluzione. Se si ha il

seguente semielemento Pt, NO P= 1 atm / NO3- 1 M, H3O

+ , stabilire come varia la f.e.m. se il pH

della soluzione è 0, 7, 14. E° NO3-/NO = 0,96 V.

NO3- + 4 H3O

+ + 3e NO + 6 H2O e l’equazione di Nernst sarà

E = E° + 0,059/3 log [NO3-] [H3O

+]

4 / PNO dato che PNO e [NO3

-] sono unitarie essa diventa

E = E° + 0,059/3 log [H3O+]

4 cioè E = 0,96 + 0,059 4 /3 log[H3O

+] = 0,96 – 0,079 pH

Quindi a pH =0 avremo 0,96 V, a pH =7 avremo 0,41 V e a pH 14 avremo -0,15 V.

9) Le molecole hanno una geometria ben precisa. Da cosa dipende?

Dal fatto che le coppie di elettroni(di legame o non condivise in legame) si dispongono in modo

da respingersi il meno possibile.

10) Se l’energia di attivazione di una reazione è bassa, quale o quali delle seguenti affermazioni

è/sono corretta/e

A) La posizione dell’equilibrio B) La posizione dell’equilibrio

e’ spostata verso i reagenti è spostata verso i prodotti

C) La reazione avviene lentamente D) La reazione avviene velocemente

L’unica corretta è la D


AFacoltà di Ingegneria

Soluzioni del compito del 30 Gennaio 2007 per Ingegneria Informatica e

Meccanica

1) 1,40 g del composto XCl2 furono trasformati nel corrispondente solfato XSO4, il quale

pesava 1,62 g. Calcolare la massa molare dell’elemento X.

Mol di XCl2 = 1,40 /(x + 71) Mol di XSO4 = 1,62 /(x + 96) dato che da una mol di XCl2 si

forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,62 /(x + 96) da cui x =88

2) Si hanno 8g di HNO3 e si vuole ottenere una soluzione a pH 2,7 per aggiunta di acqua

all’acido. Quale volume di acqua si deve usare? Si consideri trascurabile il volume

dell’acido rispetto a quello dell’acqua.

Se pH = 2,7 avremo [H3O+] = 0,002 M 8 g di HNO3 corrispondono a 8/63 = 0,127

mol quindi 0,127 /V = 0,002 per cui V = 63,5 L .

3) La temperatura di ebollizione del CH4 è di 109 K e quella del SiH4 è di 161K. Quelle di NH3

e di PH3 sono rispettivamente di 240 K e di 185 K. Date una spiegazione del diverso

andamento.

A parità di interazioni (dipolo-dipolo) SiH4 ha una massa molare maggiore di CH4 e quindi

avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra NH3 e PH3 invece

bolle a temperatura maggiore NH3 perché tra le sue molecole esiste l’interazione

particolarmente forte che prende il nome di legame idrogeno.

4) A 986°C la costante della reazione H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO(g) vale 1,6. Se

in un recipiente da 10 L si mettono 6 mol di H2 (g), 4 mol di CO2 (g), 7 mol di H2O (g) e 3 mol

di CO(g) calcolare il valore del G e dire in che direzione si sposterà l’equilibrio.

G = RT ln RT ln Q = RT ln Q/K Q = 7 3 / 6 4 = 0,9 quindi

G = 8,31 10-3

1259 ln 0,9/ 1,6 = -6 kJ l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei

prodotti.

5) Realizzando la reazione di fusione nucleare del deuterio a dare Elio (2 D He), si

ottengono 23 108 kJ per la formazione di 1 mol di He. Sapendo che nella combustione di

un litro di gasolio si liberano 41800 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di gasolio

corrisponde l’energia liberata nella formazione di una mol di He.

23 108/41800= 55000 L circa

6) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Cu++

Cu. In una

altra cella si fa avvenire la reazione Au+++

Au. In entrambi i casi si vogliono

ottenere 50 g di metallo. Se l’intensità della corrente che passa nelle due celle è la stessa, in

quale delle due celle si completerà prima la deposizione?

Dalla legge di Faraday si ha g = MM i t / n F dato che g, i e F sono uguali per entrambi

le celle avremo che g F / i = tAu MMAu / nAu = tCu MMCu / nCu da cui

tAu / tCu = MMCu nAu / MMAu nCu = 63.5 3 / 197 2 = 0,48 quindi si depositeranno

prima i 50 g di oro

7) L’aumento della temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare

brevemente il perché.

Perché aumentando l’energia cinetica delle molecole aumentano il numero di urti efficaci

che permettono di raggiungere il valore dell’energia di attivazione.

8) Il prodotto di solubilità Kps del CaSO4 è di 2,4 10-5

. Si mescolano insieme due soluzioni, la

prima contenente ioni Ca++

e la seconda ioni SO4=

entrambe alla concentrazione 4 10-3

mol/L.

A) Stabilire se si ha precipitazione di CaSO4.

B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 10 g di Na2SO4 (sale

completamente solubile)

A) Supponendo di partire da 1 L di ciascuna soluzione si otterrà un volume finale di due L

Per cui le concentrazioni iniziali saranno dimezzate (2 10-3

) Kps = [Ca++

][SO4=]e dato

che il prodotto delle due concentrazioni (4 10-6

) non raggiunge Kps non si avrà alcuna

precipitazione.

B) 10/142 = 0,07 mol di SO4= la cui concentrazione in 2 L sarà 0,035 e la concentrazione

totale degli ioni solfato sarà 3,7 10-2

per cui il prodotto delle due concentrazioni darà

7,4 10-5

superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di CaSO4.

9) Se si aggiungono dei pezzi di rame ad una soluzione di HCl non si osserva alcuna reazione.

Invece se i pezzi di rame si aggiungono all’HNO3 si osserva una vivace reazione con

formazione di un gas rosso. Spiegare il perché della reazione nel secondo caso.

In base ad i valori dei potenziali redox si nota che H3O+

non ò in grado di ossidare il Cu,

casa che è invece capace di fare lo ione nitrato che si riduce a NO2 gas rosso.

10) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni

dell’argo.

L’Ar ha 18 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dell’

elemento precedente più un elettrone Cl- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone

K+.


BFacoltà di Ingegneria


Meccanica





G = 8,31 10-3

1259 ln 0,6/ 1,6 = -10 kJ l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei

prodotti.

2) La diminuzione della temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione.

Spiegare brevemente il perché.

Perché diminuendo l’energia cinetica delle molecole diminuiscono il numero di urti efficaci




formazione di un gas rosso. Spiegare il perché della reazione nel secondo caso







Se pH = 3,1 avremo [H3O+] = 7,9 10

-4 M 8 g di HNO3 corrispondono a 8/63 =

0,127 mol quindi 0,127 /V = 7,9 10-4

per cui V = 160,8 L .

5) Il prodotto di solubilità Kps del CH3COOAg è di 3,7 10-3

. Si mescolano insieme due

soluzioni, la prima contenente ioni Ag+ e la seconda ioni CH3COO

-entrambe alla

concentrazione 4 10-2

mol/L.

A) Stabilire se si ha precipitazione di CH3COOAg.

B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 20 g di CH3COONa

(sale completamente solubile)



) Kps = [Ag+][CH3COO

-] e

dato che il prodotto delle due concentrazioni (4 10-4

) non raggiunge Kps non si avrà alcuna precipitazione.

B) 20/82 = 0,24 mol di CH3COO- la cui concentrazione in 2 L sarà 0,12 e la

concentrazione totale degli ioni acetato sarà 0,26, per cui il prodotto delle due

concentrazioni darà 5,2 10-3

superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di

CH3COOAg.




forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,62 /(x + 96) da cui x =113

7) La temperatura di ebollizione del CH4 è di 109 K e quella del SiH4 è di 161K. Quelle di HCl

e di HF sono rispettivamente di 188 K e di 294 K. Date una spiegazione del diverso

andamento.


avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra HF e HCl invece

bolle a temperatura maggiore HF perché tra le sue molecole esiste l’interazione


8) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni dello

xenon.

Xe ha 54 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dello

elemento precedente più un elettrone I- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone

Cs+.

9) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Ni++

Ni. In una

altra cella si fa avvenire la reazione Cr+++

Cr. In entrambi i casi si vogliono




le celle avremo che g F / i = tCr MMCr / nCr = tNi MMNi / nNi da cui

tCr / tNi = MMNi nCr / MMCr nNi = 58,7 3 / 52,0 2 = 6,77 quindi si depositeranno prima

i 50 g di Nickel.



un litro di kerosene si liberano 55200 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di

kerosene corrisponde l’energia liberata nella formazione di una mol di He.

23 108/55200= 42000 L circa


CFacoltà di Ingegneria


Meccanica



un litro di benzina si liberano 33500 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di benzina


23 108/33500= 68700 L circa







3) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Cd++

Cd. In una

altra cella si fa avvenire la reazione Fe+++

Fe. In entrambi i casi si vogliono




le celle avremo che g F / i = tFe MMFe / nFe = tCd MMCd / nCd da cui

tFe / tCd = MMCd nFe / MMFe nCd = 112 3 / 55,8 2 = 3,0 quindi si depositeranno

prima i 50 g di Cadmio.



Mol di XCl2 = 1,40 /(x + 71) Mol di XSO4 = 1,69 /(x + 96) dato che da una mol di

XCl2 si forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,69 /(x + 96) da cui x =49,7

5) L’aumento della temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare

brevemente il perché.

Perché aumentando l’energia cinetica delle molecole aumentano il numero di urti efficaci






G = 8,31 10-3

1259 ln 1,9/ 1,6 = 1,8 kJ l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei

reagenti.

7) Il prodotto di solubilità Kps del MgCO3 è di 2,6 10-5

. Si mescolano insieme due soluzioni,

la prima contenente ioni Mg++

e la seconda ioni CO3=


mol/L.

A) Stabilire se si ha precipitazione di MgCO3

B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 10 g di Na2 CO3 (sale




) Kps = [Mg++

][CO3=] e


) non raggiunge Kps non si avrà

alcuna precipitazione.

B) 10/142 = 0,09 mol di SO4= la cui concentrazione in 2 L sarà 0,045 e la concentrazione

totale degli ioni carbonato sarà 9,2 10-2

per cui il prodotto delle due concentrazioni

darà 1,8 10-4

superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di MgCO3.




Se pH = 3,1 avremo [H3O+] = 7,8 10

-4 M 7 g di HNO3 corrispondono a 7/63 = 0,11

mol quindi 0,11 /V = 7,8 10-4

per cui V = 142,4 L .

9) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni del

kripto.

Il Kr ha 36 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dell’

elemento precedente più un elettroneBr- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone

Rb+.

10) La temperatura di ebollizione del SiH4 è di 161K e quella del CH4 è di 109 K. Quelle di HF

e di HCl sono rispettivamente di 294 K e di 188 K. Date una spiegazione del diverso

andamento.


avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra HF e HCl invece

bolle a temperatura maggiore HF perché tra le sue molecole esiste l’interazione



DFacoltà di Ingegneria


Meccanica

1) La temperatura di ebollizione del SiH4 è di 161K e quella del. CH4 è di 109 K Quelle di PH3

e di NH3 sono rispettivamente di 185 K e di 240 K. Date una spiegazione del diverso

andamento.


avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra NH3 e PH3 invece

bolle a temperatura maggiore NH3 perché tra le sue molecole esiste l’interazione


2) Il prodotto di solubilità Kps del SrCrO4 è di 3,6 10-5

. Si mescolano insieme due soluzioni, la

prima contenente ioni Sr++

e la seconda ioni CrO4=


mol/L.

A) Stabilire se si ha precipitazione di SrCrO4.

B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 10 g di Na2CrO4 (sale




) Kps = [Sr++

][CrO4=] e


) non raggiunge Kps non si avrà

alcuna precipitazione.

B) 10/162 = 0,06 mol di CrO4= la cui concentrazione in 2 L sarà 0,03 e la concentrazione

totale degli ioni cromato sarà 6,2 10-2

per cui il prodotto delle due concentrazioni darà

1,2 10-4

superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di SrCrO4.



un litro di esano si liberano 32500 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di esano


23 108/32500= 71000 L circa

4) La diminuzione della temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione.

Spiegare brevemente il perché.

Perché diminuendo l’energia cinetica delle molecole diminuiscono il numero di urti efficaci











Se pH = 2,9 avremo [H3O+] = 0,0012 M 7 g di HNO3 corrispondono a 7/63 = 0,11

mol quindi 0,11 /V = 0,0012 per cui V = 91,7 L .

7) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni del

neon.

Ne ha 10 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dell’

elemento precedente più un elettrone F- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone

Na+.

8) A 986°C la costante di equilibrio della reazione H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO(g)

vale 1,6. Se in un recipiente da 25 L si mettono 5 mol di H2 (g), 8 mol di CO2 (g), 3 mol di

H2O (g) e 9 mol di CO(g) calcolare il valore del G e dire in che direzione si sposterà

l’equilibrio.


G = 8,31 10-3

1259 ln 0,7/ 1,6 = -9 Kj l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei

prodotti.




forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,66 /(x + 96) da cui x =63,5

10) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Mg++

Mg. In

una altra cella si fa avvenire la reazione Al+++

Al. In entrambi i casi si vogliono



Dalla legge di Faraday si ha g = MM i t / n F dato che g, i e F sono uguali per

entrambi le celle avremo che g F / i = tAl MMAl / nAl = tMg MMMg / nMg

da cui tAl / tMg = MMMg nAl / MMAl nMg = 27 3 / 24 2 =1,69 quindi si

depositeranno prima i 50 g di magnesio



Soluzioni del compito di Chimica per Ingegneria Informatica e Meccanica del 2

Aprile 2007

1) La costante di equilibrio Kp della reazione NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) vale

9,40 10-2

atm2 alla temperatura di 297 K. Se inizialmente nel recipiente si mette una certa

quantità di NH4HS (s), quale sarà la pressione nel recipiente quando si raggiunge l’equilibrio?

Kp = PNH3 PH2S = 9,40 10

-2 = x x x

2 = 9,40 10

-2 x = 0,31 Ptot = 2 0,31 = 0,62 atm

2) Una volta stabilita la concentrazione iniziale dei reagenti, da cosa dipenderà la velocità della

reazione?

Dal valore dell’energia di attivazione.

3) Dire quali reazioni possono avvenire, giustificando la risposta, mettendo:

a) Polvere di Magnesio in una soluzione acquosa di H2SO4

b) Un pezzo di ferro in una soluzione di solfato di rame

c) Un lingotto d’oro in una soluzione di HCl

In base ai valori dei potenziali redox, le reazioni che possono avvenire, sono:

a) Mg + 2 H3O+

Mg++

+ H2

b) Fe + Cu++

Fe++

+ Cu

c) Au + H3O+

4) L’ammoniaca NH3 è una base. NF3 e NH2OH saranno basi più forti o più deboli?

Dato che all’azoto sono legati dei gruppi più elettronattrattori dell’idrogeno (F nel primo caso e

O nel secondo, Il doppietto elettronico sarà meno disponibile e quindi saranno meno basiche

dell’ammoniaca.

5) 10 g di Cromo vengono trattati con un eccesso di una soluzione di HCl. Calcolare il volume di

H2 che si sviluppa alla pressione di 1,02 atm e alla temperatura di 35°C.

2 Cr + 6 H3O+ 2 Cr

+3 + 3 H2 + 6 H2O

10 / 52 = 0,19 mol di Cr dalla reazione bilanciata si vede che per una mol di Cr si formano 3/2

di mol di H2 quindi si formeranno 3/2 x 0,19 = 0,29 mol di H2 che occuperanno il volume di

V = 0,29 x 0,082 x (273 + 35) / 1,02 = 7,2 L.

6) Sapendo che l’entalpia d’evaporazione dell’etanolo C2H5OH a 25°C è 42.6 kJ/mol, calcolare il

H° di reazione per C2H5OH(g) C2H4(g) + H2O(g) sapendo che H°f C2H5OH (l) = -277.7

kJ/mol, H°f C2H4(g) = +52.5 kJ/mol e H°f H2O(g) = -241.8 kJ/mol.

C2H5OHg C2H5OH l - 42,6

C2H5OH l 2 Cs + 3 H2g + ½ O2g 277,7

2 Cs + 2 H2g C2H4g 52,5

H2g + ½ O2 g H2Og -241,8

C2H5OHg C2H4 g + H2O g 45,8

7) L’ acido cloroso HClO2 ha una costante di dissociazione Ka di 1,15·10-2

. Calcolare il pH di una

soluzione 10-2

M di acido cloroso in acqua.

HClO2 + H2O H3O+ + ClO2

-

10-2

– x x x

Ka = x2/ 10

-2- x = 1,15·10

-2 da cui x = 6,4 x 10

-3 pH = 2,2

8) Scrivete i prodotti di reazione e bilanciate le seguenti reazioni: acido nitrico con idrossido di

calcio in soluzione acquosa, ammoniaca con acido nitrico.

2 H3O+

+ 2 NO3- + Ca

++ + 2 OH

- Ca

++ + 2 NO3

- + 4 H2O

NH3 + HNO3 NH4+NO3

–

9) Tracciare un grafico dell’andamento del S° in funzione di T per il riscaldamento dell’Alluminio

dalla temperatura di 0°C a 800°C. La temperatura di fusione dell’alluminio è di 660°C.

S°

T933 K

10) La produzione dei metalli Al e Mg viene fatta per elettrolisi dei loro sali fusi. Quale dei due

metalli richiede più corrente per la produzione di 1 kg di Al o 1 kg di Mg?

1000/27 = 37,0 mol di Al 1000/24 = 41,7mol di Mg

Al+3

+ 3 e Al Mg+2

+ 2e Mg

QAl = 37,0 x 96500 x 3 = 1,07 x 107 Q Mg = 41 x 96500 x 2 = 7,91 x 10

6

Richiede meno corrente la produzione di 1kg di Mg





1) Indicate il polo positivo e quello negativo e calcolate la f.e.m. della seguente pila, dopo avere

scritto le reazioni che avvengono nelle due semicelle:

Co/ Co++

0,15 M // Fe++

0,68 M/ Fe

Utilizzate i valori dei potenziali della tabella.

+ Co++

+ 2 e Co - Fe Fe++

+ 2 e

ECo++

/Co = E°Co++

/Co + 0,059/2 lg [Co++

] EFe++

/Fe = E°Fe++

/Fe + 0,059/2 lg [Fe++

]

ECo++

/Co = -0,28 + 0,059/2lg 0,15 = -0,30 V EFe++

/Fe =-0,45 + 0,059/2 lg 0,68 = -0,46 V

2) Si deve fare una soluzione acquosa di Ca(OH)2 a pH = 10,3. Quanti g di Ca(OH)2 si devono

sciogliere in 100 L di acqua per raggiungere il pH voluto?.

pH = 10,3 pOH = 3,7 [OH-] = 2 10

-4 mol/L Ca(OH)2 Ca

++ + 2 OH

- quindi

per ottenere 2 10 -4

mol/L di OH- basterà partire da 1 10

-4 mol/L di Ca(OH)2

1 10 -4

x 100 = 0,01 mol di Ca(OH)2 par a 0,74 g.

3) Un gas reale si comporta da gas ideale solo a particolari condizioni di temperatura e pressione.

Cosa succede quando non si comporta da gas ideale?

Ci saranno forze attrattive o repulsive tra le molecole, che lo fanno deviare dal comportamento

ideale

4) Lo ione NH2-

può essere considerato un acido o una base?

Dato che NH2-

può derivare dalla reazione NH3 + Base NH2-

+ BaseH+ per la teoria di

Bronsted si comporta da acido e quindi NH2-

sarà una base.

5) Il tricloruro di alluminio può reagire con gli ioni cloruro secondo la reazione

AlCl3 + Cl- AlCl4

-

Disegnate le formule di struttura delle specie che compaiono nella reazione e mettete in evidenza

le variazioni della geometria.

AlClCl

Cl

Al

Cl

ClCl

ClCl+

sp2

-

sp3

6) La dissociazione termica del carbammato ammonico da luogo al seguente equilibrio

NH2CO2NH4 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g). Se si parte da carbammato solido a 40°C e

all’equilibrio la pressione totale è di 0,363 atm, quale è il valore della Kp?

NH2CO2NH4 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g).

Kp = P2NH3

PCO2 se si è partiti dal

carbammato solido, all’equilibrio sono presenti le moli gassose di NH3 e di CO2 in rapporto 2 a 1

e quindi la pressione totale sarà data per 2/3 da NH3 ed 1/3 da CO2 cioè PNH3 = 0,242 e

PCO2 = 0,121 e Kp = 0,242

2 0,121 = 0,0071 atm

3

7) I grafici Energia Coordinata di reazione per tre differenti reazioni hanno il seguente

andamento:

2 0 k J /m o l

E

C . d i R :

- 4 0 k J /m o l2 0 k J /m o l

C . d i R :

5 0 k J /m o l

E

4 0 k J /m o l

C . d i R :

- 2 0 k J /m o l

E

Dire quale di queste è la più veloce. Quale la più esotermica e quale la più endotermica.

Quella con la minore energia di attivazione sarà la più veloce, cioè la prima la più

esotermica e quella con la maggiore differenza tra lo stato finale e quello iniziale, cioè

sempre la prima, e quella endotermica sarà quella in cui lo stato energetico dei prodotti è

superiore a quello dei reagenti cioè la seconda.

8) Sapendo che H2 (g) + CO2 (g) CO(g) + H2O (g)alla temperatura di 2000K, ha Kp= 4,4.

Calcolare il G° della reazione ed il G se la PH2 = 0,25 atm, PCO2 = 0,78 atm, PH2O = 0,66

atm, PCO = 1,20 atm,

G° = -RTln Kp = -8,31 2000 ln 4,4 = - 24624 J G = G° + RT ln Q = -24624 + 8,31

2000 ln 1,20 0,66 / 0,25 0,78 = -24624 + 23294 = -1330 J la reazione va verso i

prodotti.

9) A parità di temperatura e pressione e di stato di aggregazione, quale di queste due sostanze

avrà un S° minore e perché? CH3CH2-OH CH3-O-CH3

Allo stato liquido nell’Etanolo ci saranno dei legami idrogeno e quindi il sistema è più

ordinato ed il contenuto di entropia sarà inferiore.

10) HF è un acido di media forzala cui Ka = 7,1 10-4

. Se il pH di una soluzione di HF è 6,20,

calcolare il rapporto [F-]/[HF].

HF + H2O H3O+ + F

- [H3O

+] [F

-] Ka [F

-]

Ka = quindi =

[HF] [H3O+] [HF]

pH = 6,20 [H3O+] = 6,31 10

-7mol/L 7,1 10

-4 / 6,31 10

-7 = 1,13 10

3



Soluzioni del compito scritto di Chimica per Ingegneria Informatica e Meccanica del

17 Luglio 2007

1) Considerate la seguente affermazione:”Entro certi limiti, è possibile fare bollire un liquido alla

temperatura che si vuole”. Se pensate che sia corretta spiegate come fareste a far bollire un

liquido alla temperatura voluta e quali sono i limiti citati nella frase, se pensate che non sia

corretta spiegate il perché.

La temperatura di ebollizione dipenderà dalla pressione esercitata sul liquido, è quindi

possibile fare bollire un liquido a qualunque coppia di pressione e temperatura purché

compresa tra il punto triplo e la temperatura critica.

2) In un reattore del volume di 50 L vengono introdotti 3,0 g di H2 e 200,0 g di I2. Alla temperatura

di 448 °C avviene la reazione H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g). Sapendo che all’equilibrio si

formano 187,3 g di HI, determinare il valore della costante di equilibrio.

3 / 2 = 1,50 mol H2 200 / 254 = 0,79 mol I2 187,3 /128 = 1,46 mol HI

H2 + I2 2 HI

1,5 0,79 --

-x - x 2x

1,5 – x 0,79 – x 2x 2x = 1,46 x = 0,73

all’equilibrio avremo mol H2 = 0,77 mol I2 = 0.06 mol HI = 1,46

n2HI 1,46

2

K = = = 46

nH2 x nI2

0,77 x 0,06

3) In un recipiente contenente 1500 mL di una soluzione acquosa di HCl si aggiungono 10 g di

NaOH, Il pH della soluzione alla fine dell’aggiunta è risultato 11,5. Quale era la quantità di

acido presente nella soluzione iniziale?

10 / 40 = 0,250 mol di NaOH totali

pH = 11,5 pOH = 2,5 [OH-]= 3,16 x 10

-3 M in 1,5 L 4,7 x 10

-3 mol OH

-rimaste

mol reagite 0,250 – 0,005 = 0,245 mol di HCl nella soluzione 0,245 x 36,5 = 8,9 g

4) Tracciare il grafico E pH per la reazione MnO4- + 8 H3O

+ + 5 e Mn

+++ 12 H2O tra pH

= 1 e pH = 14

E = 1,51 + 0,059 / 5 lg [H3O+]

8

E = 1,51 – 0,059 x 8 / 5 pH

A pH = 1 E = 1,41 V

a pH = 7 E = 0,85 V

a pH = 14 E =0,19 V 0

0,2

0,4

0,6

0,8

1

1,2

1,4

1,6

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

E

5) Calcolare la variazione di entropia per l’espansione isoterma di una mole di un gas perfetto dal

volume iniziale di 15 L al volume finale di 40L.

Per un'espansione isoterma si ha S = nRln V2/V1 = 1 x 8,31 x ln 40/15 = 8,15 Joule

6) Uno dei più vecchi metodi per ottenere O2 gas consisteva nello scaldare KClO3, secondo la

reazione 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) . Se si riscaldano 120 g di KClO3 (s), che volume di

O2 viene raccolto a 0,8 atm e 120°C?

MM di KClO3 = 122,5 avremo quindi 0,98 di KClO3. Se da 2 moli di KClO3 si ottengono 3 moli

di O2 da 0,98 moli si otterranno 0,98 x 3/2 = 1,47 moli di O2 che occuperanno il volume di 1,47

x 0,082 x 393/0,8 = 59,2 L

7) Disegnare le formule di struttura di CS2, H2S, e H2CO, indicando l’ibridazione dell’atomo

centrale.

S SS

H HH

H

OC C

sp sp3 sp2

8) Bilanciate la seguente reazione di ossidoriduzione:

FeSO4 + NaClO2 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + NaCl + H2O

2 2 Fe+2

2 Fe+3

+ 2 e

Cl+3

+ 4e Cl-1

4 Fe+2

+ Cl+3

4 Fe+3

+ Cl-1

quindi per quanto riguarda le specie che variano il numero di ossidazione avremo:

4 FeSO4 + NaClO3 2 Fe2(SO4)3 + NaCl in totale

4 FeSO4 + NaClO3 + 2 H2SO4 2 Fe2(SO4)3 + NaCl + 2 H2O

9) Che reazione avviene mescolando insieme NaH e HCl? Se sapete che il H° della reazione

Na(s) + ½ H2 (g) NaH(s) è di –57,3 kJoule/mol, e quello della reazione ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g)

HCl(g) è di – 92,4 kJoule/mol. Trovate nella tabella quali dati vi servono e calcolare il H° della

reazione.

+1 -1 +1 -1

NaH + HCl la reazione più semplice da immaginare è la formazione di NaCl e la formazione

di H2. Avremo quindi

NaH(s) + HCl(s) NaCl(s) + H2 (g) per calcolare il H° dovremo utilizzare gli

H° di formazione

NaH(s) Na(s) + ½ H2 (g) H° = 57,3

HCl(g) ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) H° = 92,4

Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) H° = - 405,5

NaH(s) + HCl(s) NaCl(s) + H2 (g) H° = - 255,8kJ/mol

10) In un recipiente chiuso e tenuto a temperatura costante viene fatta avvenire la reazione

NH4Cl(s) NH3 (g) + HCl (g). Raggiunto l’equilibrio la pressione nel recipiente è di 0,8

atm, e del NH4Cl(s) è ancora presente.. Quale sarà la pressione se il volume viene dimezzato?

Kp = PNH3 PHCl = 0,4 x 0,4 = 0,16 atm

2 la costante di equilibrio è costante a temperatura

costante e quindi resterà la stessa e quindi anche la pressione nel recipiente. La diminuzione di

volume comporterà la formazione di NH4Cl(s) fino a quando la pressione totale ritornerà ad

essere 0,8 atm





1) A parità di costo delle materie prime e di lavorazione è più conveniente ottenere il Manganese da

Mn3O4 o da MnS?

Supponendo di partire da un kg di entrambi i minerali, per il primo avremo 1000/229 = 4,37

mol di Mn3O4 e 1000 / 87 = 11,49 mol di MnS. Da 1 mol di Mn3O4 si ottengono 3 mol di Mn

quindi da 11,49 se ne otterranno 4,37 x 3 = 13,11 mol di Mn pari a 721 g da 1 mol di MnS si

otterrà 1 mol di Mn e quindi da 11,48 se ne ottengono 11, 48 cioè 631 g. Mn3O4 è quindi più

conveniente.

2) L’aria diventa tossica per un uomo quando il suo contenuto in anidride carbonica è superiore al

5%. Se aveste una cantina dove si è accumulata una notevole quantità di anidride carbonica,

quale o quali delle seguenti sostanze utilizzereste per farne diminuire la quantità, giustificando

la risposta?

Na2CO3, NaHCO3, H2SO4, H2O, KOH

L’anidride carbonica CO2 si può sciogliere in acqua dando H2CO3 oppure ancora meglio può

reagire con una base forte per dare KHCO3 (o ancora meglio K2CO3).

3) Stabilire il valore della differenza di potenziale e le polarità della seguente pila:

Cu / Cu++

0,1 M // Cu++

0,02 M / Cu

Dall’eq. di Nernst E = E° + 0,059/2 log [Cu++

] si vede che dove c’è la maggiore concentrazione

si ha il potenziale più elevato e quindi fungerà da polo positivo il semielemento dove la [Cu++

]

è 0,1, l’altro semielemento sarà il polo negativo. La fem sarà E = 0,059/2 log 0,1/ 0,02 =

0,021 V.

4) Il H°f di N2H4 (l) e’ di - 315,4 kJ/mol, quello di N2O4 (g) e’ di 9,7 kJ/mol e quello di H2O (l) è di

- 285,8 kJ/mol. Bilanciare la reazione e calcolare la quantità di calore per mol di N2O4 (g).

N2H4 (l) + N2O4 (g) N2 (g) + H2O (l)

La reazione bilanciata è 2 N2H4 (l) + N2O4 (g) 3 N2 (g) + 4 H2O (l) e il H° sarà

-285,8 4 – ( -315,4 2 + 9,7) = -522,1 kJ /mol di N2O4 (g).

5) Uno dei problemi che si pongono i progettisti delle auto ad idrogeno è che questo gas a

temperatura ambiente non può essere liquefatto. Il butano (C4H10), il gas contenuto negli

accendini, invece può essere liquefatto. Spiegare la differenza di comportamento.

A temperatura ambiente l’idrogeno si trova al di sopra della temperatura critica, mentre il

butano essendo al di sotto della sua temperatura critica può essere liquefatto.

6) Calcolare il pH di una soluzione di H2SO4 0,028M. Se a 50 mL di questa soluzione si

aggiungono 50 mL di una soluzione di NaOH 0,010 M, quale sarà il pH della soluzione

risultante?

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4

= quindi se la soluzione è 0,028 M la concentrazione

degli H3O+ sarà 0,028 2 =0,056 M ed il pH sarà 1,25. In 50 mL della soluzione di H2SO4 ci

saranno 0,028 50 / 1000 = 0,0014 mol di H2SO4 pari a 0,0028 H3O+. In 50 mL della

soluzione di NaOH si avranno 0,010 50 / 1000 = 0,0005. Mescolando le due soluzioni gli OH-

reagiranno con gli H3O+e resteranno 0,0028 – 0,0005 = 0,0023 mol di H3O

+in eccesso in 100

mL di soluzione finale. La concentrazione sarà 0,0023 1000 / 100 = 0,023 M ed il pH = 1,64.

7) Prevedere se le energie di ionizzazione e le affinità elettroniche dei gas nobili avranno valori

grandi o piccoli, e date una spiegazione delle previsioni fatte.

Dato che i gas nobili hanno raggiunto una configurazione elettronica particolarmente stabile,

non avranno particolare voglia né di prendere né di cedere un elettrone, quindi bassa affinità

elettronica ed alto potenziale di ionizzazione.

8) In un recipiente chiuso, tenuto a temperatura costante, abbiamo il seguente sistema all’equilibrio:

CO2 (g) CO2(s)

Dire cosa succede se diminuiamo il volume

A) alla pressione interna del recipiente B) alla fase solida

A T costante la pressione di vapore è costante, e quindi A) la pressione di vapore non varia e B)

l’equilibrio si dovrà spostare verso la fase solida.

9) Calcolare quanto tempo ci vorrà per far depositare 0,5 g di Ni da una sua soluzione di Ni++

usando una corrente di 3A

Dalla legge di Faraday si ricava che t = Q n g / MM t = 96500 2 0,5 / 58,3 3 = 552

secondi, pari a 9min e 12 sec.

10) Sapendo che la K della reazione N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) vale 2,6 10-2

, calcolare la

quantità di NO rimasta se si parte da 35,0 mol di NO.

n2NO ( 35,0 – 2 x)

2

K = = 2,6 10-2

=

ovvero

n N2 n O2 x x

35,0 -2x

= 0,16 da cui x = 16,2 e NO rimasta sarà 35,0 – 2 16,2 = 2,6 mol.

x

Soluzioni del compito del 30 Ottobre 2007 per Ingegneria Informatica e

Meccanica

1) Se il calore di combustione dello zucchero è di -2803 kJ/mol,calcolare quanti grammi di

zucchero bisogna mangiare se si ha bisogno di 30 kJ (30 kJ è l’energia necessaria ad una

persona di 60 kg per salire a piedi un dislivello di 50 m, la formula dello zucchero è

C6H12O6)

30 / 2803 = 0,011 mol di zucchero 180 massa molare dello zucchero

0,011 x 180 = 1,98 g

2) Indicare le polarità, la reazione globale e calcolare la f.e.m. per la seguente pila ;

Pt / Fe+3

0,1 M, Fe+2

0,2 M // Sn+2

0,05 M / Sn

E Fe+3

/Fe+2 =0,77 + 0,059log 0,1/0,2 = 0,75 V polo positivo

E Sn+2

/Sn = -0,14 +0,059/2log 0,05= -0,18 V polo negativo

E = 0,75 – (-0,18) = 0,93 V

2 Fe+3

+ Sn 2 Fe+2

+ Sn+2

3) In un cilindro di un auto del volume di 300 mL si iniettano 0,03 g di benzina (C8H18), 0,12

g di O2 e 0,4 g di N2, se la temperatura del cilindro è di 700° C, calcolare la pressione

all’interno del cilindro e calcolarla se in fase di compressione il volume si riduce a 100 mL.

0,03/ 114 = 2,6 10-4

mol di benzina 0,12/ 32 =3,75 10-3

mol di ossigeno

0,4 /28 = 1,43 10-2

mol di azoto

moli totali = (2,6 + 37,5 +143) 10-4

mol=183,1 10-4

mol = 1,831 10 -2

mol

P = 1,831 10 –2

x 0,082 x 973 / 0,3 = 4,89 atm dato che la trasformazione è a T costante

avremo che P1V1 /V2 = 4,89 x 0,3 / 0,1 = 14,7 atm

4) Descrivete cosa avviene e quale sarà il pH delle soluzioni ottenute sciogliendo in acqua

a) NaCl b) CH3COOK c) SO3

NaCl + H2O Na+

aq + Cl-aq pH = 7

CH3COOK + H2O CH3COO-aq + K

+aq

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH

- pH >7

SO3 + H2O H2SO4

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4

= pH<7

5) Bilanciare la seguente reazione di ossido riduzione

ZnS + HNO3 Zn(NO3)2 + SO2 + NO2 + H2O

S= + 2 H2O SO2 + 4 H

+ + 6 e

6 NO3- + e + 2 H

+ NO2 + H2O

S= + 6 NO3

- + 8 H

+ SO2 + 6 NO2 + 4 H2O

ZnS + 8 HNO3 SO2 + 6 NO2 + Zn(NO3)2 + 4 H2O

6) Perché l’aumento della temperatura rende le reazioni più veloci? Spiegare l’andamento con

un grafico opportuno.

reagenti a T1

E

C, di R

reagenti a T2

prodotti a T1

prodotti a T2

N

N

E

T1

T2

7) Un’acqua di scarico è risultata inquinata da HCl, e la concentrazione è risultata essere 0,002

M. Se il volume di acqua inquinata è di 20 m3, quanti g di HCl sono stati versati nell’acqua?

20 m3 = 20000 L 0,002 M significa 0,002 moli/L quindi in 20000 L avremo 20000 x 0,002 =

40 moli di HCl 40 x 36,5 = 1460 g di HCl

8) Uno dei più vecchi metodi per ottenere O2 gas consisteva nello scaldare KClO3, secondo la

reazione 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) . Se si riscaldano 120 g di KClO3 (s), che volume

di O2 viene raccolto a 0,8 atm e 120°C?

MM di KClO3 = 122,5 avremo quindi 0,98 di KClO3. Se da 2 moli di KClO3 si ottengono 3 moli

di O2 da 0,98 moli si otterranno 0,98 x 3/2 = 1,47 moli di O2 che occuperanno il volume di

1,47 x 0,082 x 393/0,8 = 59,2 L

9) Disegnare le formule di struttura di CS2, H2S, e H2CO, indicando l’ibridazione dell’atomo

centrale.

S SS

H HH

H

OC C

sp sp3 sp2

10) Descrivere che tipo di interazioni ci sono (se ci sono) tra le molecole di HF(l), He(g), NaCl(s).

HF(l) legame idrogeno, He(g) si può approssimare ad un gas ideale (quindi senza

interazioni) oppure deboli forze di Van der Waals, NaCl(s) sistema ionico interazioni

colombiane.

stechiometrici formule molecolari · ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non...

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