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Testo Problemi – 2010-2011


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1) Scrivere le formule delle seguenti molecole: (a) biossido di

silicio, (b) carbonato di ferro(III), (c) solfato di calcio, (d)

solfuro di rame(I), (e) ossido di piombo(IV), (f) acetato di

cobalto(II), (g) ossido di bario, (h) solfuro d’alluminio, (i)

permanganato di potassio, (j) idrogeno carbonato di sodio, (k)

acido cloridrico, (l) nitrito di sodio, (m) solfito di cromo(III),

(n) clorato di potassio, (o) bicromato di sodio, (p) ipoclorito di

rame(II), (q) acido nitroso, (r) iodato di nichel(II), (s) nitrato

di cobalto(III), (t) acido fluoridrico, (u) pentacloruro di

fosforo, (v) diossido di carbonio, (w) fosfato di potassio, (x)

fluoruro di calcio, (y) acetato di magnesio.

2) Scrivere i nomi dei seguenti composti: (a) ICl3, (b) N2O5, (c)

SO3, (d) Co(NO2)2, (e) NH4Cl, (f) Ni(CN)2, (g) CuCl2.6H2O, (h)

Ca(HCO3)2, (i) BaO, (j) CoCl2, (k) Fe(NO3)3, (l) Cu(ClO3)2, (m)

CN-, (n) NaNO3, (o) HClO3, (p) MgF2, (q) Fe2(CO3)3, (r)

Zn(ClO4)2, (s) Al(OH)3, (t) CsBr.

3) La miscela isotopica naturale del magnesio è composta da tre

isotopi: 24Mg (78,99 %, PA1 = 23,9850); 25Mg (10,00 %, PA2

= 24,9858); 26Mg (11,01 %, PA3 = 25,9826). Calcolare il peso

atomico del Mg nella miscela isotopica naturale.

4) Il PA dell’oro è 196,967. Calcolare: (a) la massa media di un

atomo d’oro; (b) quanti atomi sono contenuti in 196,67 g di

oro.

5) Utilizzando la Tavola Periodica calcolare i PM delle seguenti

sostanze: (a) Cl2, (b) Fe, (c) K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, (d)

C2H5OH, (e) SO42-.

6) Calcolare: (a) il PM del benzene (C6H6), (b) la massa media di

una molecola di benzene, (c) il numero di molecole di benzene

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a 25°C, sapendo che la densità di questo composto è 0,8765

g/cm3.

7) Il PM di un composto di formula MCl2 è 102,97. Conoscendo il

PM del cloro, calcolare il PM di M.

8) Facendo reagire del bromato di potassio con acido bromidrico

si ottiene bromo. Si chiede la quantità di bromo ottenibile

facendo reagire 20,0 g di bromato di potassio con un eccesso

di acido bromidrico.

9) Calcolare la composizione percentuale del nitrato di cobalto(II)

esaidrato.

10) Si vuole estrarre il Cu dalla malachite, CuCO3.Cu(OH)2.

Calcolare quanto rame è teoricamente estraibile da 1,00 Kg di

minerale.

11) L’analisi percentuale ponderale della fenantrolina ha dato i

seguenti risultati: C, 80,0 %; H 4,45 %; N, 15,55 %.

Ricavare: (a) la formula empirica, (b) la formula molecolare

sapendo che il suo PM è 180,21.

12) L’analisi percentuale di una sostanza ha dato i seguenti

risultati: Fe, 23,7 %; S, 20,4 %; O, 54,2 %; H, 1,7 %.

Calcolare: (a) la formula empirica della sostanza, (b) la più

semplice formula bruta sapendo che lo zolfo è presente solo

come componente dell’anione solfato e che l’idrogeno è

presente solamente nell’acqua di cristallizzazione.

13) Lo ione argento in soluzione acquosa reagisce

quantitativamente con l’anione dicromato e forma un

precipitato di Ag2CrO4. A una soluzione acquosa di nitrato

d’argento è stato aggiunto del dicromato di potassio in eccesso

e si sono ottenuti 1,382 g di cromato d’argento. Calcolare: (a)

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quanti grammi di AgNO3 sono contenuti nella soluzione, (b)

quanto K2Cr2O7 ha reagito.

14) L’acido fosforoso, H3PO3, scaldato si decompone producendo

acido fosforico, H3PO4, e fosfina, PH3. Scaldando 10,0 g di

acido fosforoso si sono ottenuti 0,947 g di fosfina. Calcolare la

resa percentuale in fosfina.

15) La reazione dello iodato di sodio con ioduro di sodio porta alla

formazione di iodio. Calcolare quanto iodio si può formare

trattando 100 g di iodato di sodio con 200 g di ioduro di sodio.

16) L’ossalato di calcio reagisce in soluzione acida con il

permanganato di potassio secondo la seguente reazione

equazione da bilanciare:

a) KMnO4 + CaC2O4 + H2SO4 >

MnSO4 + K2SO4 + CaSO4 + CO2 + H2O

b) 2,87 g di una miscela di ossalato e carbonato di calcio

sono stati fatti reagire con 5,6 mmoli di KMnO4. Calcolare

la composizione ponderale della miscela.

17) Il metanolo è preparato industrialmente per idrogenazione del

monossido di carbonio con un eccesso d’idrogeno. Calcolare

quanto metanolo si ottiene trattando 10 kg di monossido di

carbonio con un eccesso di idrogeno, sapendo che nelle

condizioni operative la conversione è del 70 %.

18) Calcolare quanto pesano 2,50x10-2 moli di: (a) argento, (b)

solfato di ferro(II) esaidrato.

19) Calcolare la massa molare e il numero di moli contenute in

10,00 g delle seguenti sostanza: (a) diossido di carbonio, (b)

solfato di sodio decaidrato.

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20) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche col metodo

algebrico:

a) Na2CO3 + HCl > NaCl + CO2 + H2O

b) C6H12O6 + O2 > CO2 + H2O

c) Ca2+ + PO43- > Ca3(PO4)2

d) Ag + NO3- + H+ > Ag+ + NO + H2O

21) Bilanciare le seguenti equazioni redox:

a) NO3- > NO2

- (ambiente alcalino)

b) O2 > H2O

c) SO32- > SO4

2- (ambiente alcalino)

d) As > H2AsO4-

e) ClO3- + SO3

2- > Cl- + SO42-

f) Cl2 + OH- > ClO3- + Cl- + H2O

g) CrO42- + SO2 + H+ > Cr3+ + SO4

2- + H2O

22) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche:

1) Cu + HNO3 > Cu(NO3)2 + NO + H2O

2) MnO42- + H2O > MnO2 + MnO4

- + OH-

3) S2O32- + MnO4

- + H+ > Mn2+ + SO42- + H2O

23) Definire i numero di ossidazione degli elementi nelle specie

chimiche sotto riportate: CO2, NH3, HNO3, KMnO4, Na2S2O3,

Pb3O4, Cr2O72-, NH4

+.

24) Un ossido di formula empirica M2O5 contiene il 34,81% di

ossigeno. Trovare: (a) il peso atomico di M, noto quello

dell’ossigeno, (b) di che elemento si tratta (servirsi dei pesi

atomici).

25) Trovare: (a) la massa molare del solfuro di carbonio, CS2; (b)

quante moli di questo composto sono contenute in 10,0 g di

sostanza, (c) in quanti dm3, misurati a 20 °C, sono contenute

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2,50 moli, sapendo che a questa temperatura la densità di CS2

è di 1,266 kg dm-3.

26) Calcolare: (a) le masse molari dell’idrossido di sodio e

dell’acido acetico, CH3COOH, (b) quanti grammi di NaOH

occorrono per reagire con 10,0 g di CH3COOH, sapendo che

queste due sostanze reagiscono tra loro in rapporto di moli

1:1.

27) Trovare le masse corrispondenti a 5,00x10-2 moli delle

seguenti sostanze: (a) SO3; (b) C12H8N2; (c) Na2CO3; (d)

K2[PtCl6]; (e) Na2HPO4·7H2O.

28) Il platino reagisce con una miscela di HCl e HNO3, acqua regia,

e forma l’anione esacloroplatinato(IV), [PtCl6]2–, che può

essere precipitato come sale di potassio, K2[PtCl6]. Calcolare:

(a) quanti grammi di platino occorrono per ottenere 10,00 g di

K2[PtCl6], supposto che la resa sia quantitativa, (b) quanti g di

K2[PtCl6] si possono ottenere da 3,75 g di Pt.

29) Per pirolisi (decomposizione termica) del carbonato di calcio si

ottiene diossido di carbonio, come solo prodotto contenente

carbonio, e ossido di calcio solido. Calcolare: (a) la massima

quantità di CO2 ottenibile per pirolisi di 10,0 kg di CaCO3, (b)

la percentuale ponderale di una miscela di CaCO3 e

CaSO4·2H2O, sapendo che per pirolisi di 12,0 g di questa

miscela si sono sviluppati 2,50 g di CO2.

30) Il magnesio, Mg, può essere ottenuto industrialmente usando

come minerale di partenza la dolomite: MgCO3·CaCO3. Trovare

la quantità di magnesio teoricamente ottenibile da 10,0 kg di

dolomite, supposta pura.

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31) La nitroglicerina, C3H5(ONO2)3, si ottiene usando come

materiale di partenza il glicerolo, C3H5(OH)3. Calcolare quanta

nitroglicerina si può ottenere da 10,0 g di glicerolo,

supponendo che la reazione sia quantitativa.

32) Il solfato di rame pentaidrato, CuSO4·5H2O, si può ottenere

partendo da rame metallico e acido solforico, H2SO4. Calcolare

quanto solfato di rame pentaidrato si può teoricamente

ottenere da 1,00 kg di rame usando un eccesso degli altri

reagenti.

33) Lo ione magnesio in soluzione acquosa può essere precipitato

quantitativamente come fosfato di magnesio e ammonio,

Mg(NH4)PO4·6H2O. Trovare quanto cloruro di magnesio, MgCl2,

era contenuto in 50,0 cm3 di una sua soluzione acquosa se la

completa precipitazione di Mg2+ ha prodotto 327,4 mg di

Mg(NH4)PO4·6H2O.

34) Un processo industriale per l’estrazione del rame usa come

materiale di partenza minerali contenenti solfuri di rame.

Calcolare quanto rame può essere teoricamente estratto da

100 kg di un minerale che contiene il 15% in massa di Cu2S.

35) Sono stati determinati i pesi molecolari e le percentuali

ponderali di due sostanze, con i seguenti risultati: (a) C,

52,2%; H, 4,4%; N 20,3% e ossigeno; PM = 138,1; (b) C,

55,8%; H 11,7%; N 32,5%; PM = 129,2. Trovare la formula

empirica e la formula bruta delle due sostanze.

36) E’ stata determinata la percentuale ponderale di tre sostanze,

con i seguenti risultati: (a) C, 15,78; S, 84,22%; (b) C,

40,0%; H, 13,4%; N, 46,6%; (c) K, 26,6%; Cr, 35,3%; O,

38,1%. Trovare le formule empiriche delle tre sostanze.

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37) Per pirolisi del K2S2O7(s) si ottiene K2SO4(s) e SO3(g). Trovare:

(a) quanto K2S2O7 è stato sottoposto a pirolisi se la massa

iniziale ha subito un calo di 1,245 g, (b) le moli di K2SO4

ottenute.

38) 3,00 g di fosforo reagiscono con un eccesso di ossigeno e

danno 6,87 g di un ossido di fosforo. Trovare: (a) la formula

empirica dell’ossido, (b) quante moli di ossigeno, O2,

reagiscono con una mole di fosforo bianco, P4, per dare

l’ossido in questione.

39) Una soluzione acquosa contenente 0,645 g del cloruro di un

metallo alcalino, MCl, è trattata con un eccesso di nitrato

d’argento, AgNO3, che provoca la precipitazione quantitativa

dell’anione cloruro come cloruro d’argento. La quantità di AgCl

ottenuta è di 1,240 g. Calcolare: (a) il peso atomico di M; (b)

la percentuale in peso degli elementi che formano il composto.

Individuare di quale elemento si tratta (servirsi dei pesi

atomici).

40) La combustione di 4,375 g di un composto organico costituito

solo da C, H e N, ha prodotto 10,12 g di CO2, 4,83 g di H2O e

ossidi di azoto. Trovare: (a) la formula empirica del composto,

(b) la percentuale in peso degli elementi che formano il

composto.

41) In seguito ad anidrificazione di 2,180 g di un solfato idrato di

calcio, CaSO4·xH2O, si è verificato un calo di massa di 0,456 g.

Trovare: (a) il numero di molecole di acqua di cristallizzazione

in CaSO4·xH2O; (b) la percentuale in peso degli elementi che

formano il composto, (c) quante moli di calcio sono contenute

in 10,0 g di questo sale.

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42) Per cauto riscaldamento, in assenza di aria, di 2,19 g di un

composto ternario contenente idrogeno, azoto e ossigeno si

sono ottenuti 1,20 g di ossido di diazoto, N2O, e acqua.

Trovare: (a) la percentuale ponderale della sostanza, (b) la

sua formula empirica.

43) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche:

a) ZnS + H2SO4 > ZnSO4 + H2S

b) NaOH + H2SO4 > Na2SO4 + H2O

c) Pb(NO3)2 + H2SO4 > PbSO4 + HNO3

d) H2S + O2 > SO2 + H2O

e) C5H12 + O2 > CO2 + H2O

f) HNO2 > HNO3 + NO + H2O

g) Cu(NO3)2 > CuO + NO2 + O2

h) Cu + H2SO4 > CuSO4 + SO2 + H2O

44) Bilanciare le seguenti equazioni ioniche:

a) I- + Cl2 > Cl- + I2

b) SnO2 + OH- + H2O > [Sn(OH)6]2-

c) Fe3+ + OH- > Fe2O3 + H2O

d) Fe2+ + O2 + H2O > FeOH2+

e) Zn + H+ > Zn2+ + H2

f) Zn + H3O+ > Zn2+ + H2 + H2O

g) Ca2+ + HPO42- > Ca3(PO4)2 + H+

h) Mg2+ + NH4+ + HPO4

2- > Mg(NH4)PO4 + H+

i) Mg2+ + NH4+ + HPO4

2- + H2O -> Mg(NH4)PO4 + H3O+

j) I- + IO3- + H+ > I2 + H2O

k) I- + IO3- + H3O

+ > I2 + H2O

l) Cu + H2O2 + H+ > Cu2+ + H2O

m) Cu + H2O2 + H3O+ > Cu2+ + H2O

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n) Mn2+ + PbO2 + H3O+ > MnO4

- + Pb2+ + H2O

45) Bilanciare le seguenti reazioni redox:

1) Na + H2O > NaOH + H2

2) Cr2O3+ Al > Cr + Al2O3

3) PbO2 + HCl > PbCl2 + Cl2 + H2O

4) 3Ag + HNO3 > AgNO3 + NO + H2O

5) PbO2 + [Cr(OH)4]- + OH- > CrO4

2- + [Pb(OH)3]- + H2O

6) Cl2 + OH- > Cl- + ClO- + H2O

7) Al + OH- + H2O > [Al(OH)4]- + H2

8) MnO4- + H2O > MnO2 + O2 + OH-

9) NO2- + I- + H+ > NO + I3

- + H2O

10) Fe2+ + Cr2O72- + H3O

+ > Fe3+ + Cr3+ + H2O

11) Al > H2AlO3- ambiente basico (OH- e H2O)

12) SO42- > SO3

2- ambiente basico (OH- e H2O)

13) HCrO4- > Cr3+ ambiente acido (H+ e H2O)

14) HAsO2 > H3AsO4 ambiente acido (H3O+ e H2O)

15) H2O2 > H2O (H2O, ma anche H+, o OH-)

16) MnO2 > Mn2+ ambiente acido (H3O+ e H2O)

17) NO3- > NO ambiente acido (H+ e H2O)

18) NO3- > NO ambiente acido (H3O

+ e H2O)

19) MnO2 > MnO4- acqua ma anche H+ o OH-

20) Zn > ZnO22- ambiente basico (OH- e H2O)

21) AgCl > Ag soluzione acquosa di ioni Cl-

22) Hg2Cl2 > Hg soluzione acquosa di ioni Cl-

23) Pb > PbSO4 soluzione acquosa di ioni SO42-

24) Cu2+ + I- > CuI + I2

25) IO- > IO3- + I-

26) HNO2 -> NO3- + NO + H3O

+

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27) MnO4- + Fe2+ + H+ > Mn2+ + Fe3+ + H2O

28) MnO2 + Cl- + H+ > Mn2+ + Cl2 + H2O

29) MnO2 + Cl- + H3O+ > Mn2+ + Cl2 + H2O

30) Cr2O72- + Cl- + H+ > Cr3+ + Cl2 + H2O

31) Al + H2O + OH- --> [Al(OH)4]- + H2

32) Cl2 + I2 + H2O > Cl- + IO3- + H+

33) Mn2+ + ClO3- + H2O -> MnO2 + Cl- + H+

34) HAsO2 + I2 + H2O > H2AsO4- + I- + H+

46) Un isotopo dell’uranio, U, ha numero di massa 235. Scrivere il

simbolo dell’isotopo e stabilire quanti protoni, neutroni ed

elettroni lo costituiscono (aiutarsi con la tavola periodica).

47) Il magnesio, Mg, ha tre isotopi stabili con numero di massa,

rispettivamente, 24, 25 e 26. Scrivere i simboli dei tre isotopi

e indicare il numero di protoni, di neutroni e di elettroni che

costituiscono ciascun isotopo (aiutarsi con la tavola periodica).

48) Scrivere le specie chimiche che si ottengono effettuando le

operazioni indicate e stabilire se sono cationi, anioni, atomi

oppure molecole: (a) aggiunta di un elettrone a Br, Cu2+, Ag+;

(b) aggiunta di 2 elettroni a Au3+, S, Pb2+; (c) sottrazione di

due elettroni a Cu, O2-, Tl+, (d) addizione di uno ione Cl- a

Fe3+, Pb2+, H+.

49) La miscela isotopica naturale del rame è costituita dagli isotopi 63Cu (PA1 = 62,9396; 69,17%) e 65Cu (PA2 = 64,9278;

30,83%). Calcolare: (a) il peso atomico del rame nella miscela

isotopica naturale; (b) la massa media di un atomo di rame,

(c) quanti atomi di rame sono contenuti a 20 °C in 1,00 cm3 di

rame, sapendo che a questa temperatura la sua densità è di

8,92 kg dm-3.

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50) Calcolare il peso molecolare dei seguenti composti: (a) PCl5;

(b) KOH; (c) C6H5NO2; (d) H2C2O4; (e) Na2SO4·10H2O; (f)

K3[Fe(CN)6], (g) KCl·MgCl2·6H2O.

51) Calcolare: (a) il peso molecolare della piridina, C5H5N, (b)

quante molecole di piridina sono contenute a 20 °C in una

goccia di piridina del diametro di 0,400 cm, sapendo che a

questa temperatura la densità di questa sostanza è di 0,9819

kg dm-3.

52) Un composto di formula bruta H2MCl6·6H2O ha peso

molecolare 517,91. Noti i pesi atomici di H, Cl e O, trovare:

(a) il peso atomico di M, (b) di che elemento si tratta (servirsi

dei pesi atomici).

53) L’iridio, che ha numero atomico Z = 77, presenta due isotopi

rispettivamente di peso atomico 190,961 e 192,963. Indicare

il numero dei protoni e di elettroni presenti nel nucleo di ogni

isotopo e calcolare le abbondanze naturali percentuali di

ciascun isotopo sapendo che il peso atomico medio dell’iridio è

192,217.

54) Determinare lo stato di ossidazione degli elementi scritti in

grassetto nei seguenti composti o ioni: (a) PbO2; (b) CO; (c)

SO3; (d) C2H6; (e) Na2S; (f) H2S; (g) Ca3(PO4)2; (h) K2MnO4;

(i) Al(OH)3; (j) Na2SO3; (k) K2[PtCl6]; (l) CaC2O4; (m)

K2S2O7; (n) Na5IO6; (o) Mn3O4; (p) Na2S2; (q) NO3-; (r)

S2O32-; (s) HCrO4

-; (t) S4O62-; (u) AlOH2+.

55) Il fosforo reagisce col bromo e forma il tribromuro di fosforo.

Calcolare quanti grammi di PBr3 si possono ottenere da 10,0 g

di P.

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56) Il nitrato d’argento reagisce in soluzione acquosa con il rame

metallico depositando Ag. Calcolare quanto rame reagisce con

1,00 g di AgNO3.

57) Il fosforo si estrae dai suoi minerali con una serie di reazioni

che sono descritte dal seguente processo da bilanciare:

Ca3(PO4)2 + C + SiO2 > P4 + CaSiO3+ CO

Calcolare quanto fosforo si può ottenere da 10,0 kg di minerali

che contiene il 90,0 % di Ca3(PO4)2.

58) Un elemento, costituito da due isotopi, ha peso atomico medio

69,723. L’isotopo più pesante, la cui abbondanza naturale è

39,892, ha peso atomico 70,926. Calcolare: (a) il peso

atomico dell’isotopo più leggero, (b) sfruttando i dati riportati

nella Tabella Periodica individuare quale elemento potrebbe

essere.

59) 5,0 g di una miscela di nitrito e nitrato di sodio sono trattati

con zinco e sono quantitativamente ridotti, in ambiente basico,

ad ammoniaca:

NO2- + Zn > NH3 + [Zn(OH)3]

- (da bilanciare)

NO3- + Zn > NH3 + [Zn(OH)3]

- (da bilanciare)

L’ammoniaca liberata è titolata con 323 mL di H2SO4 0,100 M.

Calcolare la composizione ponderale della miscela.

60) Il cloro alla luce reagisce quantitativamente con l’idrogeno per

dare cloruro d’idrogeno. Calcolare quanto HCl si ottiene

facendo reagire 5,00 g di H2 con 5,00 g di Cl2.

61) Calcolare quanto bromuro d’argento si ottiene facendo reagire

2,00 grammi di NaBr con 2,00 g di Ag2SO4.

62) Il NH4NO3 si decompone secondo l’equazione:

NH4NO3 > N2O + H2O (da bilanciare)

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Calcolare la conversione percentuale sapendo che da 30,0 g di

nitrato d’ammonio si ottengo 12,0 g di N2O.

63) Calcolare quanto acido benzoico si ottiene facendo reagire

35,0 g di toluene con ossigeno sapendo che la conversione è

del 90 %.

C6H5CH3 + O2 > C6H5COOH + H2O

64) Il processo globale di conversione dell’ammoniaca in HNO3 può

essere rappresentato dall’equazione, da bilanciare,:

NH3 + O2 > HNO3 + H2O

Calcolare quanto HNO3 si ottiene da 10,0 kg di NH3 sapendo

che la resa complessiva del processo è del 95,0 %.

65) Per trattamento di 2,00 g di solfato di Co(II) esaidrato con un

eccesso di KNO2 sono stati ottenuti 3,06 g di K3[Co(NO2)6].

Calcolare la conversione percentuale sapendo che il processo

complessivo può essere rappresentato dalla seguente

equazione da bilanciare:

Co2+ + K+ + NO2- + H+ > K3[Co(NO2)6] + NO + H2O

66) L’acido arsenico ha formula H3AsO4. Calcolare la percentuale

degli elementi costituenti.

67) Determinare: (a) la formula empirica e (b) molecolare di una

sostanza che presenta la seguente analisi elementare: C =

44,77 %, H = 1,25 %, Cl = 44,04 % e ossigeno e che ha peso

molecolare = 321,98 g mole-1.

68) Dall’analisi per combustione di 0,840 g di un composto

organico contenente C, H e O si ottengono si ottengono 0,578

g di CO2 e 0,042 di H2O. Quale è: (a) la formula empirica del

composto e (b) quale quella molecolare sapendo che la massa

molare del composto è 122,123 g mole-1.

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69) Considerare la reazione:

3 Cu + 8 HNO3 > 3 Cu(NO3)3 + 2 NO + 4 H2O. Se si

ottengono 13,750 g di NO partendo da 50,0 g di rame quale è

la resa percentuale della reazione ?


Fe2O3 + 3 CO > 2 Fe + 3 CO2. Sapendo che si sono ottenuti

4,63 kg di ferro e che la resa del processo è stata del 75,5 %,

determinare la quantità in kg di ossido di ferro da cui si è

partiti


2 Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 > P4 + 10 CO + 6 CaSiO3.

Determinare la massa di fosforo che si ottiene partendo da

0,75 kg di fosforite e da 0,50 kg di silice sapendo che la

reazione avviene con una conversione del 90,0 %.

72) Considerare la reazione: 2 H2 + CO > CH3OH. Calcolare la

quantità di alcool metilico ottenuta facendo reagire 2,0 moli di

idrogeno con 2,0 moli di CO.

16


III GGGaaasss

17


1) Una certa quantità di gas è posta in un cilindro munito di

pistone mobile. A 25°C e alla pressione di 3,50 atm il gas

occupava un volume di 2,50 atm. Calcolare: (a) il volume

occupato alla stessa temperatura se il gas è sottoposto a una

pressione di 1,000x105 Pa; (b) la pressione del gas se il

volume è espanso a 4,50 L, operando in condizioni isoterme.

2) Una certa quantità d’ossigeno occupa un volume di 850 cm3 a

25,0°C e alla pressione di 2,450 atm. Calcolare: (a) il volume

occupato dopo riscaldamento a 500 K in condizioni isobare;

(b) la temperatura in scala centigrada alla quale deve essere

portato il gas perché alla stessa pressione occupi un volume di

600 cm3; (c) la temperatura in K che deve essere realizzata

perché, costretto nel volume iniziale, il gas eserciti una

pressione 4,38 atm.

3) Una certa quantità di azoto a 30,0°C e alla pressione di 1,5

atm occupa il volume di 1,00 m3. Calcolare: (a) il volume

occupato a 10,0°C e alla pressione di 750 torr; (b) la

pressione del gas a 400 K se il suo volume è espanso a 2500

L; (c) la temperatura che deve avere il gas perché dopo

compressione a 0,500 m3 eserciti una pressione di 5,00x105

Pa.

4) Una quantità ignota di diossido di carbonio a 50,0°C e alla

pressione di 2,243x105 Pa occupa un volume di 3,50 dm3.

Calcolare: (a) la massa di CO2 presente; (b) la massa di CO2

che deve essere aggiunta al volume iniziale perché a 50,0°C la

pressione del gas sia di 5,00 atm.


MnO2(s) + 4 HCl > MnCl2 + 2 H2O + Cl2(g)

18


Calcolare: (a) quanto MnO2, supposto puro, deve reagire per

ottenere 5,00 L di cloro misurati a condizioni normali; (b)

quanto cloro si ottiene per reazione completa di 2,53 g di

MnO2 puro all’80%.

6) Una certa quantità di carbonio puro è bruciata in un reattore di

2,50 dm3 contenente ossigeno alla pressione di 1,25 atm e alla

temperatura di 500 °C.

C(s) + O2(g) > CO2(g)

La miscela gassosa ottenuta è fatta gorgogliare in una

soluzione di Ba(OH)2 e il carbonato di bario precipitato è

filtrato ed essiccato, mentre l’ossigeno rimasto è raccolto a

40,0 °C in un cilindro di 5,00 L:

Ba(OH)2 + CO2(g) > BaCO3(s) + H2O

Si sono ottenuti 1,476 g di BaCO3. Calcolare; (a) la massa di

carbonio inizialmente presente; (b) la pressione di O2

contenuto nel cilindro alla fine della reazione.

7) Un gas occupa un volume di 3,75 dm3 alla pressione di

1,455x105 Pa e alla temperatura di 40,0 °C. Calcolare: (a) il

volume occupato quando in condizioni isoterme il gas è

compresso a 2,43x105 Pa; (b) il volume occupato quando è

scaldato a 480 K in condizioni isobare.

8) Una certa quantità di aria contenuta in una bombola esercita

una pressione di 2,43 atm a 25,0 °C. Calcolare: (a) la

pressione dell’aria quando è scaldata a 400 °C in condizioni

isocore (b) a quale temperatura la sua pressione è di 4,00 atm

se si opera a volume costante.

9) Una certa quantità di ossigeno a 30,0 °C e 0,875 atm occupa

un volume di 4,25 dm3. Calcolare: (a) la pressione quando è

19


scaldato in condizioni isocore a 120,0 °C; (b) il volume

occupato quando è scaldato in condizioni isobare a 120,0 °C.

10) Un gas a 20,0 °C e alla pressione di 475 Torr occupa un

volume di 8,43 dm3. Calcolare: (a) la temperatura alla quale

nel medesimo volume esercita una pressione di 1,505x105 Pa,

(b) a quale volume deve essere compresso se si vuole che a

20,0 °C eserciti una pressione di 1,505x105 Pa.

11) Una certa quantità d’idrogeno contenuta in un cilindro munito

di pistone mobile occupa un volume di 6,50 dm3 a 110,0 °C e

alla pressione di 6,55x105 Pa. Calcolare il volume occupato a

25,0 °C e alla pressione di 1,000 atm.

12) Una certa quantità di aria occupa un volume di 2,50 dm3 a

28,5 °C e alla pressione di 0,785 atm. Calcolare: (a) il volume

occupato a 400 K e 845 Torr; (b) la pressione esercitata

quando occupa un volume di 1,00 L a 45,0 °C.

13) Una certa quantità di azoto occupa un volume di 4,50 dm3 a

25,0 °C e alla pressione di 1,50 atm. Calcolare quante sono le

moli d’azoto.

14) Una certa quantità di argo, posta in una bombola di 10,0 dm3,

esercita una pressione di 5,50 atm a 28,0 °C. Calcolare: (a) la

massa di argo contenuta nella bombola; (b) la pressione del

gas alla stessa temperatura dopo che dalla bombola sono stati

tolti 34,75 g di gas.

15) Calcolare: (a) quanti grammi di metano, CH4, sono contenuti

in un volume di 57,5 dm3 a 20,0 °C e 2,73 atm; (b) la

pressione residua dopo averne spillati 30,0 g a volume e

temperatura costante, (c) quanti litri sarebbero necessari

20


spillarne nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione

per averne 1,25 moli.

16) Per combustione dell’etanolo, C2H5OH, si ottengono diossido di

carbonio e acqua (reazione d bilanciare):

C2H5OH(l) + O2(g) > CO2(g) + H2O(l)

Calcolare quanti m3 di diossido di carbonio, misurati a 20,0 °C

e 1,35 atm, si formano per combustione di 10,0 dm3 di

etanolo (d = 0,7893 kg dm-3).

17) Una quantità ignota di carbonato di sodio è fatta reagire

quantitativamente con acido solforico:

Na2CO3 + H2SO4 > Na2SO4 + H2O + CO2(g)

Il diossido di carbonio sviluppato è essiccato e raccolto in un

cilindro del volume di 4,50 dm3 a 25,0 °C. La pressione

risultante è di 1,743x105 Pa. Calcolare la massa di Na2CO3

trattata.

18) 2,00 g di un materiale contenente ossalato di calcio, CaC2O4, e

altri componenti inerti sono fatti reagire con un eccesso di

permanganato di potassio in ambiente acido (da bilanciare):

KMnO4 + CaC2O4(s) + H2SO4 > K2SO4 + MnSO4 + CaSO4(s)

+ H2O + CO2(g) Il diossido di carbonio che si sviluppa è essiccato e convogliato

in un cilindro munito di pistone mobile. Calcolare: (a) quanti

grammi di ossalato di calcio erano presenti nel materiale

iniziale, sapendo che si sono ottenuti 0,725 dm3 di CO2

misurati a 25,0 °C e a 732 Torr; (b) la percentuale di ossalato

di calcio contenuta in questo materiale.

19) SO2 si può ottenere per combustione dello zolfo o per

arrostimento della pirite FeS2.

21


S(s) + O2(g) > SO2(g)

FeS2(s) + O2(g) > Fe2O3(s) + SO2(g) (bilanciare)

Calcolare a) quanti m3 di SO2 si ottengono a 50,0 °C e 1,00

atm per combustione di 2,50 kg di zolfo puro oppure di FeS2

pura all’88,0%; (b) quanti m3 di ossigeno, misurati a 25,0 °C

e alla pressione di 1,50 atm, occorrono nei due casi nell’ipotesi

che non avvengano altre reazioni.

20) 8,50 g di carburo di calcio,CaC2, impuro di materiale inerte,

sono trattati con acqua. L’acetilene (C2H2; etino) che si

sviluppa è essiccato e raccolto in un pallone di 4,50 dm3

termostatato a 20,0 °C (da bilanciare).

CaC2(s) + H2O > Ca(OH)2 + C2H2(g)

La pressione risultante è di 450 Torr. Calcolare la purezza

percentuale del carburo di calcio.

21) 2,76 g di una miscela di carbonato di sodio e di

idrogenocarbonato di sodio sono fatti reagire

quantitativamente con acido solforico:

Na2CO3 + H2SO4 > Na2SO4 + H2O + CO2(g)

NaHCO3 + H2SO4 > Na2SO4 + H2O + CO2(g)

Il diossido di carbonio sviluppato è raccolto in un pallone di

2,00 dm3 a 25,0 °C. La pressione risultante è di 0,347 atm.

Calcolare: (a) le masse di Na2CO3 e di NaHCO3 presenti nella

miscela; (b) la composizione percentuale della stessa.

22) Una miscela gassosa costituita da 0,47 g di N2 e 0,135 g di Ne

è contenuta in un recipiente del volume di 0,350 L alla

temperatura di 20°C. Calcolare la pressione parziale dei due

gas e la pressione totale della miscela dopo che dall’esterno si

22


sono introdotti nel recipiente 120 cm3 di CO2 alla pressione di

752 mmHg, senza che si verifichino variazione di temperatura.

23) 3,50 g di un idrocarburo (C, 85,6%; H, 14,4%) occupano un

volume di 2,40 dm3 a 70,0 °C e alla pressione di 740 Torr.

Calcolare: (a) quante moli di idrocarburo sono presenti; (b) la

massa molare di questo; (c) la sua formula bruta.

24) Si assuma un comportamento ideale dei gas per calcolare: (a)

la densità dell’ossigeno a 50,0 °C e alla pressione di 0,750

atm, (b) la massa molare di un gas che nelle stesse condizioni

di temperatura e di pressione ha una densità di 1,812 g dm-3.

25) Calcolare il peso molecolare di un gas la cui densità in

condizioni normali è di 1,977 g dm-3.

26) La densità di un gas ignoto è di 1,375 volte quella

dell’ossigeno nelle stesse condizioni di temperatura e di

pressione. Calcolare la massa molare del gas ignoto.

27) La densità di un idrocarburo gassoso a 25,0 °C e alla

pressione di 0,750 atm è di 0,922 g dm-3. Calcolare: (a) la

massa molare dell’idrocarburo; (b) la sua formula bruta,

sapendo che la composizione percentuale è: C, 79,89%; H,

20,11%.

28) Una bombola di 1,00 dm3, termostatata a 20,0 °C, contiene

1,250 g di N2, 0,365 g di O2 e 0,455 g di CO2. Calcolare: (a) le

frazioni molari dei singoli gas; (b) la pressione totale della

miscela gassosa; (c) le pressioni parziali dei singoli gas.

29) La pressione totale di una miscela gassosa di N2, O2 e Ar è di

2,50 atm. Calcolare le pressioni parziali dei singoli gas,

sapendo che la frazione molare di N2 è 0,644 e quella di O2 è

0,283.

23


30) 406 g di ammoniaca, contenuti in un reattore di 10,0 dm3 a

450 °C, temperatura alla quale l’ammoniaca dissocia

parzialmente nei reagenti:

2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) Ad equilibrio raggiunto la pressione totale è di 220 atm.

Calcolare: (a) il grado di dissociazione dell’ammoniaca, (b) le

pressioni parziali dei tre gas all’equilibrio.

31) In un cilindro di 5,00 L sono posti 37,7 g di fosgene, COCl2, e

20,5 g di cloro. La miscela gassosa è scaldata a volume

costante fino a 800°C. Il fosgene si dissocia parzialmente:

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) Ad equilibrio raggiunto la pressione della miscela è di 13,1

atm. Calcolare il grado di dissociazione del fosgene

32) Una miscela di CO2, O2 e N2 ha una pressione totale di

1,435x105 Pa. Calcolare le pressioni parziali dei tre

componenti, sapendo che la frazione molare del diossido di

carbonio è 0,176 e quella dell’ossigeno è di 0,443.

33) Si conoscono le pressioni parziali dei componenti di una

miscela gassosa costituita da NH3 (p(NH3) = 0,372 atm), N2

(p(N2) = 0,147 atm) e H2 (p(H2) = 0,834 atm). Calcolare: (a)

la pressione totale della miscela; (b) le frazioni molari dei

singoli gas.

34) Un pallone di 2,50 dm3 contiene 0,125 moli di N2 e 8,40·10-2

mol di O2 a 25,0 °C. Calcolare: (a) la pressione totale della

miscela; (b) le pressioni parziali dei due gas.

35) Un cilindro chiuso contiene 3,76 g di O2, 2,27 g di N2 e 4,28 g

di CO2. Calcolare: (a) le pressioni parziali dei singoli gas,

sapendo che la pressione totale è di 2,26 atm, (b) la pressione

24


totale nel cilindro se il suo volume viene variato in modo che la

pressione parziale di O2 sia di 8,76x104 Pa.

36) Un reattore chiuso contiene ossigeno alla pressione di 0,500

atm e una quantità ignota di carbonato di calcio. Il carbonato

di calcio è sottoposto a decomposizione termica.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Dopo aver ripristinato la temperatura iniziale la pressione

risultante è di 0,850 atm. Calcolare: (a) le pressioni parziali

dei due gas, (b) le loro frazioni molari.

37) La pressione totale di una miscela costituita da O2, CO2 e NH3

è di 2,43 atm. Dopo aver assorbito l’ammoniaca in acido

solforico la pressione si è ridotta a 1,97 atm. Infine il diossido

di carbonio è assorbito con Ba(OH)2. La pressione finale è di

0,728 atm. Le operazioni sono state condotte tutte a volume e

temperatura costanti. Calcolare: (a) le pressioni parziali dei

tre gas nella miscela iniziale; (b) le loro frazioni molari.

38) La densità di un gas è 6,470 g dm-3 a 0°C, 1 atm. Calcolare la

densità del gas a 912 mmHg e a 25°C. Se il gas è portato a

una temperatura -50°C e la sua densità diventa 100 volte

maggiore di quella che aveva a O°C e 1 atm, quale è la nuova

pressione del gas ? Se il gas è costituito dal 21,9 % in massa

di zolfo e dal 78,05 % in massa del fluoro quale è la sua

formula molecolare ?


2 H2(g) + O2(g) > 2 H2O(l)

Calcolare: (a) quale volume di H2(g) misurato a 25°C e a 1,00

atm reagisce completamente con 1,00 L di O2(g) nelle stesse

condizioni di pressione e temperatura; (b) quale volume di

25


H2O(l) a 25°C e 1,00 atm (d = 0,007 g cm-3); (c) quale massa

di H2O(l) si forma se si assume una conversione del 82,2 %.

40) Una certa quantità di diossido di carbonio è posta in un

reattore e scaldata a 2000 K. A equilibrio di dissociazione

raggiunto la miscela gassosa esercita una pressione di 1,00

atm e il diossido di carbonio è dissociato per il 1,81 % secondo

la reazione:

CO2(g) CO(g) + ½ O2(g)

Calcolare le pressioni parziali dei tre gas.

41) Il tetraossido di diazoto, N2O4, si dissocia parzialmente:

N2O4(g) 2 NO2(g) Una certa quantità di N2O4, a una data temperatura e in

assenza di dissociazione esercita una pressione di 1,476 atm,

a equilibrio di dissociazione raggiunto esercita una pressione di

1,843 atm, misurata alla stessa temperatura. Calcolare il

grado di dissociazione di N2O4.

42) Il triossido di zolfo è parzialmente dissociato ad alte

temperature:

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) 94,1 g di SO3 sono posti in un reattore di 2,50 dm3 e portati a

1000 K. Ad equilibrio di dissociazione raggiunto la pressione

della miscela gassosa è di 42,6 atm. Calcolare: (a) il grado di

dissociazione di SO3; (b) le pressioni parziali dei tre gas

contenuti nel reattore a 1000 K.

43) Una certa quantità di triossido di zolfo è posta in un reattore e

portata a 1000 K. La pressione totale a equilibrio di

dissociazione raggiunto è di 9,36 atm.

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)

26


Sapendo che il triossido di zolfo è dissociato per il 32,0%,

calcolare: (a) le frazioni molari dei tre gas nella miscela di

equilibrio; (b) le pressioni parziali di questi.

44) 37,7 g di fosgene sono posti in un cilindro chiuso di 10,0 dm3 e

portati a 800 °C, temperatura alla quale in condizioni di

equilibrio rimane indissociato il 53,7% di COCl2.

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) Calcolare la pressione totale della miscela all’equilibrio.

45) Trovare il volume occupato da 26,9 g di cloruro di solforile,

SO2Cl2, a 100 °C, sapendo che a equilibrio di dissociazione

raggiunto il composto è dissociato per il 63% e la pressione

totale è di 3,646 atm.

SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g) 46) L’aria ha un peso molecolare medio di 29,0 g mole-1.

Calcolare: (a) la densità dell’aria a 25°C e 770 mmHg; (b) la

densità dell’aria a 223 K e 210 mmHg; (c) la densità dell’elio a

25°C e 770 mmHg.


SO2(g) + Cl2(g) = SO2Cl2(g)

3,0 moli di SO2 e 5,0 moli di Cl2 sono poste in un reattore del

volume di 30,0 dm3 alla temperatura di 100°C. A equilibrio

raggiunto la pressione finale è di 6,46 atm. Calcolare: (a) le

frazioni molari dei gas presenti all’equilibrio, (b) e le pressioni

parziali.


N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)

Calcolare la massa di ammoniaca che si ottiene a equilibrio

raggiunto facendo reagire 5,00 m3 di azoto e 10,0 m3 di

27


idrogeno (misurati a condizioni normali) in un reattore di 650

dm3 a 450 °C, sapendo che la pressione finale nel reattore a

450 °C è di 55,2 atm.

49) 1,00 g di benzene, C6H6, sono quantitativamente bruciati in un

reattore chiuso di 2,50 dm3, contenente 0,150 moli di

ossigeno.

2 C6H6 + 15 O2(g) 12 CO2(g) + 6 H2O(g)

La temperatura finale è di 110 °C. Calcolare: (a) la pressione

della miscela a 110 °C dopo la combustione; (b) la pressione

finale della miscela raffreddata a 25,0 °C, sapendo che a

questa temperatura la pressione di vapore saturo dell’acqua è

di 3,2x10-2 atm.

50) Ad alta temperatura il diossido di carbonio si dissocia

parzialmente in CO e O2:

2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g)

Una certa quantità di diossido di carbonio è posta in un

reattore e scaldata a 2000 K. Ad equilibrio di dissociazione

raggiunto la miscela gassosa esercita una pressione di 1,00

atm e il diossido di carbonio è dissociato per l’1,81%.

Calcolare le pressioni parziali dei tre gas.

51) In un recipiente chiuso del volume di 15,0 dm3 è contenuta

aria umida che esercita una pressione di 750 mmHg alla

temperatura di 19°C. Il recipiente è raffreddato a 0°C e l’aria,

in essa contenuta, esercita una pressione di 425 mmHg.

Calcolare la quantità di acqua che condensa dentro al

recipiente in seguito al raffreddamento.

52) Un recipiente del volume di 1,5 dm3 sopporta una pressione

massima di 2,0 atm. Il recipiente è riempito con azoto alla

28


temperatura di 20°C e alla pressione di 0,95 atm. Calcolare:

(a) se il recipiente può essere riscaldato a 150°C senza

esplodere, (b) la temperatura minima alla quale si raggiunge

la pressione di rottura.

53) Si consideri aria secca con una composizione percentuale in

volume del 78,1 % di N2, 20,9 % di O2 e del 1,0 % di altri gas

dei quali si considera come rappresentativo il solo argo, Ar

(effettivamente il gas Ar, che si presenta nell’aria come

percentuale in volume dello 0,93 %, si trova in quantità

predominante rispetto a quello degli altri gas come CO2 0,04

%, Ne 0,002 % ecc. Determinare la composizione dell’aria

secca esprimendola in percentuali in massa. Se tale aria è

contenuta in un recipiente del volume di 3,5 dm3 alla

pressione di 0,95 atm, quale sarà la pressione finale dentro al

recipiente dopo l’allontanamento a temperatura costante

dell’ossigeno?

54) La densità di un gas è 6,470 g dm-3 a c.n. Calcolare: (a) la

densità del gas a 912 mmHg e a 25°C, (b) la pressione del

gas quando questo è raffreddato -50°C e la sua densità

diventa 100 volte maggiore di quella che aveva a c.n, (c) la

formula molecolare del gas se contiene il 21,95 % di S e 78,05

% di fluoro.

55) L’aria esercita sugli uomini un’azione tossica se il suo

contenuto di CO2 supera il 5 % in volume. Un uomo elimina

normalmente in 10 minuti 5 g di CO2 il cui volume è uguale a

quello dell’ossigeno che l’uomo contemporaneamente inspira.

Calcolare quante ore potrebbe trattenersi un uomo in un

ambiente ermeticamente chiuso di 10 m3 a 25°C e a 1,0 atm.

29


SSStttrrruuuttttttuuurrraaa EEEllleeettttttrrrooonnniiicccaaa eee

TTTaaavvvooolllaaa PPPeeerrriiiooodddiiicccaaa

30


1) Individuare i possibili valori di l, ml per n = 1 e 4

2) Scrivere le terne di numeri quantici e il simbolo convenzionale

degli orbitali atomici dell’idrogeno permessi per n = 2 e 3.

Indicare inoltre il numero complessivo di orbitali permessi nei

due casi.

3) Scrivere le terne dei numeri quantici che definiscono un

orbitale 2s, 4p e 3d.

4) Dedurre quali dei seguenti orbitali non possono esistere: 1s,

1p, 2s, 2p, 2d.

5) Individuare l’orbitale con più bassa energia (a livello

energetico più basso) in ciascuna delle seguenti coppie di

orbitali di un atomo polielettronico: 3p, 3d; 5s, 3d.

6) Sistemare in ordine crescente i livelli energetici dei seguenti

orbitali in un atomo polielettronico: 2s, 2p, 3s, 3d, 4s, 4f.

7) Stabilire quali configurazioni elettroniche che seguono non

sono accettabili in base al solo principio di esclusione di Pauli:

(a) 1s22s22p4; (b) 1s22s32p3; (c) 1s22s22p63s23p63s03d12; (d)

1s22s22p63s23p64s23d10.

8) Tenendo presente la regola di Hund stabilire quanti elettroni

spaiati sono contenuti in atomi che hanno le configurazioni

elettroniche che seguono: (a) 1s22s22p3; (b) 1s22s22p5; (c)

1s22s22p63s23p64s13d5; (d) [Xe]6s15d3.

9) Costruire la configurazione elettronica degli atomi che seguono

e indicare quanti elettroni possiedono: (a) O, (b) Fe, (c) Sr.

10) Utilizzando anche la Tavola Periodica degli Elementi, scrivere

in forma abbreviata la configurazione elettronica degli ioni che

seguono: (a) H-, (b) F-, (c) S2-, (d) Pb2+, (e) Ag+.

31


11) Indicare il simbolo di: (a) tutti gli elementi del secondo

periodo i cui atomi hanno orbitali 2p vuoti, (b) tutti i metalli

del terzo periodo che hanno almeno un elettrone spaiato, (c)

tutti i metalli alcalino-terrosi che hanno i sottolivelli 3d pieni,

(d) tutti gli alogeni che hanno elettroni 4p spaiati

12) Spiegare il significato di: (a) il principio di esclusione di Pauli,

(b) la regola di Hund, (c) una riga in uno spettro atomico di

emissione, (d) il numero quantico principale.

13) Indicate l’atomo che nell’ambito delle seguenti coppie possiede

l’energia di prima ionizzazione più elevata (considerare

attentamente le eccezioni all’andamento generale): (a) Ba o

Ca, (b) Be o B, (c) Ar o Xe.

14) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale

di: (a) Zn2+, (b) Se2-, (c) I-, (d) Y, (e) P, (f) In, (g) As, (h) Ir.

15) Scegliere la migliore delle tre alternative

(a) Massima energia Se S Te

prima ionizzazione

(b) Minimo raggio Cl- Br- F-

(c) Minima affinità elettronica K Rb Cs

(d) Maggiore energia di prima ionizzazione O S F

(e) minore energia di seconda ionizzazione Ar K Ca

(f) massimo numero di elettroni spaiati Fe Co Ni

(g) massimo raggio ionico Ca2+ Mg2+ Ba2+

(h) massimo raggio S2- Cl- Cl

(i) energia di prima ionizzazione C N O

più elevata

(j) massima affinità elettronica P S Cl

(k) minimo raggio atomico Sn I Bi

32


(l) minima energia di prima ionizzazione K Na Ca

(m) sottostrato impossibile 4g 5d 4p

(n) numero di orbitali con n = 2 2 4 8

(o) numero di orbitali 5f 14 7 9

16) Utilizzando anche la Tavola Periodica degli elementi scrivere in

forma abbreviata la configurazione elettronica dello stato

fondamentale degli atomi che seguono e indicare quanti

elettroni spaiati hanno; (a) 7N, (b) 13Al, (c) 19K, (d) 20Ca, (e)

33As, (f) 77Ir.

17) Stabilire quali atomi che allo stato fondamentale hanno le

configurazioni elettroniche che seguono appartengono alla

serie degli elementi di transizione e, con l’aiuto della Tavola

Periodica, individuare di quali elementi si tratta: (a)

[Ar]3d54s1, (b) [Ne]3s23p2, (c) [Kr]4d105s25p2, (d)

[Xe]4f145d46s2.

33


IIIlll LLLeeegggaaammmeee CCChhhiiimmmiiicccooo

E

EE

GGGeeeooommmeeetttrrriiiaaa dddeeelllllleee MMMooollleeecccooollleee

34


1) Si considerino le seguenti sostanze: (a) Cl2, (b) SCl2, (c) NaF,

(d) NaH, (e) H2O, (f) I2, (g) SO2, (h) Cl2O, (i) NCl3, (j) CsF,

(k) N2, (l) CH4, (m) KCl. Tenendo conto dell’elettronegatività

prevedere se i legami sono covalenti puri, covalenti polari o

ionici.

2) Si consideri l’acido formico, HCOOH. Si chiede quanti legami

e sono presenti nella molecola.

3) Descrivere il legame presente nei seguenti composti: (a) SO32-

, (b) COCl2, (c) KF, (d) I3-.

4) Quale relazione sussiste tra elettronegatività di due atomi e il

tipo di legame ?

5) Quale specie nell’ambito delle seguenti coppie dovrebbe avere

la pressione di vapore minore: (a) Cl2O, Na2O; (b) InCl3,

SbCl3; (c) LiH(s), HCl(g); (d) MgCl2(s), PCl3(l).

6) Elencare i seguenti legami in ordine crescente di carattere

ionico: (a) C-Cl, (b) Na-Cl, (c) Al-Cl, (d) Br-Cl

7) Dedurre quali ibridizzazioni possono essere assegnate al

carbonio nelle seguenti molecole: (a) HCN, (b) CS2; (c) COCl2,

(d) CCl4.

8) Proporre l’ibridizzazione da assegnare ai due atomi di carbonio

del CH3CN e dedurre quanti legami sono presenti nella

molecola.

9) Individuare le variazioni di ibridizzazione del carbonio che

accompagnano le seguenti reazioni: (a) CO + H2 > H2CO;

(b) 2 CO + O2 > CO2; (c) CH4 + 2 O2 > CO2 + 2 H2O

10) Individuare le ibridizzazioni dello zolfo più idonee a descrivere i

legami nelle molecole che seguono: (a) SF4; (b) SF6.

35


11) Individuare quali degli ioni o molecole che seguono hanno una

configurazione elettronica che non può essere descritta

utilizzando il solo metodo degli orbitali molecolari localizzati:

(a) SOCl2; (b) Cl2C=CCl2; (c) SO32-; (d) SO4

2-.

12) Individuare l’ibridizzazione da assegnare all’azoto nell’anione

nitrato.

13) Scrivere le formule di Lewis degli atomi dei seguenti elementi

(usando anche una lineetta per indicare ogni coppia di

elettroni solitaria): (a) Na; (b) Ba; (c) Br; (d) O. Inoltre,

tenendo presente la loro collocazione nella tavola periodica

degli elementi e la regola del gas nobile, proporre quali specie

cationiche o anioniche stabili possono formare.

14) Scrivere le formule di Lewis delle molecole che seguono

(usando una lineetta per un legame covalente bielettronico o

una coppia di elettroni solitaria): (a) H2; (b) ICl; (c) HCl.

15) Descrivere con formule di Lewis i seguenti composti: (a) MgF2;

(b) OF2.

16) Scrivere le formule di Lewis delle due molecole che seguono e

stabilire se sono acidi o basi di Lewis: (a) BH3; (b) H2O.

17) Individuare quali dei seguenti elementi possono espandere

l’ottetto e stabilire quanti legami covalenti bielettronici

possono formare senza che si instaurino cariche formali: (a)

As; (b) Be; (c) Cl, (d) C.

18) Scrivere le formule di Lewis delle seguenti molecole il cui

atomo centrale è indicato in grassetto: (a) XeO3; (b) ClO3F;

(c) HIO3.

19) Scrivere le formule di Lewis dei seguenti elementi: (a) Ne, (b)

Rb, (c) I, (d) Mg, (e) C, (f) F, (g) S.

36


20) Scrivere le formule di Lewis delle seguenti molecole: (a) Cl2,

(b) HCl, (c) ClF, (d) ClO2, (e) N2O4.

21) Scrivere le formule di Lewis dei seguenti composti: (a) KCl,

(b) SCl2, (c) Na2S.

22) Scrivere le formule di Lewis delle seguenti molecole: (a) SiH4,

(b) NF3, (c) CH2F2, (d) C2H5F, (e) SO3, (f) SOF4, (g) H3AsO4.

23) Individuare quale dei seguenti elementi possono espandere

l’ottetto: (a) B, (b) P, (c) F, (d) I, (e) N, (f) S.

24) Scrivere le formule di Lewis dei seguenti anioni: (a) NH2-, (b)

BH4-, (c) IO4

-, (d) NCO-.

25) Per i composti o ioni sotto riportati rappresentare le strutture

di Lewis e descrivere la geometria molecolare indicando il tipo

di coordinazione dell’atomo centrale e gli orbitali da esso

impiegati: (a) BH3, (b) PH2-, (c) H2O, (d) SF2, (e) ClF2

-, (f)

XeF2, (g) BF4-, (h) SiF4, (i) BrF4

-, (l) CO32-, (m) SO3

2-, (n)

BrO3-, (o) SeO2, (p) SeO3, (q) SOCl2, (r) NOCl, (s) XeOF4, (t)

XeO2F4, (u) HClO, (v) HClO2, (z) HClO3, (x) HClO4.

37


TTTeeerrrmmmooodddiiinnnaaammmiiicccaaa CCChhhiiimmmiiicccaaa

38


1) Un gas è espanso da 2,50 L a 8,00 L contro una pressione

esterna costante di 2,00 atm. Durante il processo il gas

assorbe dall’ambiente 250 J di calore. Calcolare: (a) la

variazione di entalpia del gas; (b) il lavoro compiuto dal gas

sull’ambiente; (c) la variazione di energia interna del gas.

2) La combustione di 0,3780 g di CO in un eccesso di ossigeno

(eq. 1) produce 3,819 kJ di calore quando reagenti e prodotti

di reazione sono nei loro stati standard. Si chiede: (a) la

quantità di calore sviluppata bruciando 1,800 g di CO nelle

medesime condizioni operative; (b) l’entalpia standard della

reazione di combustione (1); (c) l’entalpia standard della

reazione (2); (d) l’entalpia molare standard della reazione di

combustione di CO a CO2 (eq. 3); (e) quali reazioni sono

endotermiche.

2 CO(g) + O2(g) > 2 CO2(g) (1)

2 CO2(g) > 2 CO(g) + O2(g) (2)

CO(g) + O2(g) > CO2(g) (3)

3) Lo stagno reagisce con un eccesso di cloro per produrre SnCl4

(eq. 1). Si sa che per reazione di 0,785 g di stagno secondo

questa reazione si sviluppano 3,382 kJ di calore quando

reagenti e prodotto di reazione sono nei loro stati standard a

25,0 °C.

Sn(s) + 2 Cl2(g) > SnCl4(l) (1)

Calcolare: (a) l’entalpia standard della reazione (1); (b)

l’entalpia molare standard di formazione di SnCl4(l).

4) Quando sono bruciati 2,850 g di etanolo, a 25,0 °C e 1 atm, si

sviluppano 20,22 kcal quando i prodotti ottenuti sono nelle

stesse condizioni di temperatura e di pressione.

39


C2H5OH(l) + 3 O2(g) > 2 CO2(g) + 3 H2O(l) (1)

D’altra parte, operando nelle stesse condizioni, la combustione

di 1,180 g di carbonio puro nella forma allotropica di grafite

(eq. 2) libera 9,240 kcal, mentre per combustione nelle stesse

condizioni di temperatura e pressione di 2,500 L di idrogeno

misurati a 18,0 °C e 2,000 atm (eq. 3), si ottengono 14,30

kcal.

Cgrafite + O2(g) > CO2(g) (2)

2 H2(g) + O2(g) > 2 H2O(l) (3)

Calcolare: (a) l’entalpia molare standard di combustione di

etanolo, carbonio e idrogeno; (b) il calore prodotto dalla

combustione di 1,00 L di etanolo (d = 0,7893 kg dm-3) a 25,0

°C e 1 atm, (c) l’entalpia molare standard di formazione

dell’etanolo.

5) La fermentazione degli zuccheri in assenza di ossigeno porta

alla formazione di etanolo e diossido di carbonio (eq. 1)

C6H12O6(s) > 2 C2H5OH(l) + 2 CO2(g) (1)

Le entalpie standard di formazione dei composti che

compaiono nel’eq. (1) sono: ( 6 12 6 = -1273,3 kJ mole-1),

( 2 5 = -277,6 kJ mole-1), ( 2f COH = -393,5 kJ mole-1).

Si chiede: (a) di calcolare l’entalpia standard della reazione

(1); (b) di stabilire se la fermentazione del glucosio è un

processo esotermico o endotermico; (c) di calcolare il calore

prodotto o assorbito nella fermentazione di 1,0 hL di soluzione

zuccherina di glucosio al 5 % in peso (d = 1,03 kg dm-3).

f C H OH

f C H OHH

6) La combustione di 1,754 g di carbonio puro nella forma

allotropica della grafite libera 57,47 kJ quando reagenti e

40


prodotti sono nei loro stati standard. D’altra parte, se nelle

stesse condizioni sono bruciati 1,438 g di carbonio puro nella

forma allotropica di diamante si liberano 47,34 kJ. Calcolare

l’entalpia molare standard della transizione allotropica

descritta dall’equazione:

Cdiamante > Cgrafite (1)

7) Calcolare l’entalpia standard della reazione (1), conoscendo le

entalpie molari standard di formazione dei reagenti e dei

prodotti ( 3f NHH = -45,9 kJ mole-1), ( 2f H OH = -285,8 kJ

mole-1).

4 NH3(g) + 3 O2(g) > 2 N2(g) + 6 H2O(l)

8) Calcolare: (a) la variazione di entropia molare standard che

accompagna la formazione dell’etano (eq. 1), (b) quella di

combustione dello stesso composto (eq. 2), conoscendo le

entropie molari standard delle sostanze che compaiono nelle

due reazioni in J mol-1 K-1: S° = 5,7 (Cgrafite); 130,7 (H2(g));

205,2 (O2(g)); 229,2 (C2H6(g)); 213,8 (CO2(g)); 70,0 (H2O(l)).

2 Cgrafite + 3 H2(g) > C2H6(g) (1)

C2H6(g) + 7/2 O2(g) > 2 CO2(g) + 3 H2O(l) (2)

9) Il metanolo, CH3OH, è prodotto per reazione di monossido di

carbonio con idrogeno in adatte condizioni:

CO(g) + 2 H2(g) > CH3OH(g)

rH = -90,5 kJ, rS = -219,2 J K-1

Note l’entalpia e l’entropia standard della reazione, calcolare:

(a) l’energia libera standard della reazione a 25°C; (b) la

temperatura alla quale il sistema si trova in condizioni di

equilibrio reagenti e prodotto di reazioni sono nei loro stati

41


standard, nell’ipotesi che l’entalpia e l’entropia siano

indipendenti dalla temperatura; (c) il campo di temperature

nel quale il metanolo decompone spontaneamente in CO(g) e

H2(g), nell’ipotesi che nel sistema i tre composti siano nei loro

stati standard.

10) Quando il clorato di potassio è sottoposto a riscaldamento può

dare luogo, tra le altre cose, a un processo di dismutazione:

4 KClO3(s) > 3 KClO4(s) + KCl(s)

Si conoscono le energie libere molari standard di formazione di

KClO3(s) (-296,3 kJ mol-1), di KCl(s) (-408,5 kJ mol-1) e di

KClO4(s) (-303,1 kJ mol-1). Calcolare: (a) l’energia libera

standard della reazione, (b) se a 25,0 °C la reazione è

spontanea quando tutte le sostanze sono nei loro stati

standard.

11) Si utilizzino le energie libere standard delle reazioni (1) e (2)

per calcolare l’energia libera molare standard di formazione del

monossido di azoto, NO (eq, 3)

4 NH3(g) + 5 O2(g) > 4 NO(g) + 6 H2O(l) 1rG = -1006,6 kJ

4 NH3(g) + 3 O2(g) > 2 N2(g) + 6 H2O(l) 1rG = -1357,0 kJ

½ N2(g) + ½ O2(g) > NO(g) (3)

12) La costante di equilibrio a 25,0°C, della reazione sotto

riportata è 3,37x10-4

SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g)

Calcolare: (a) l’energia libera standard della reazione a

25,0°C; (b) la pressione del cloro all’equilibrio a 25°C, quando

le altre sostanze sono nei loro stato standard.

42


13) L’ultimo stadio della sintesi del carbonato di sodio consiste

nella conversione dell’idrogenocarbonato di sodio nel

carbonato, con evoluzione di CO2(g) e H2O(g).

2 NaHCO3(s) > Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

Sono note le energie libere molari standard di formazione di

NaHCO3(s) (-851,0 kJ mole-1), di Na2CO3(s) (-1044,4 kJ mole-1),

di CO2(g) (-394,4 kJ mol-1) e di H2O(g) (-228,6 kJ mole-1).

Calcolare: (a) l’energia libera standard di questa reazione a

25,0 °C; (b) il campo di temperature nel quale la reazione è

spontanea quando tutte le sostanze sono nei loro stati

standard, sapendo che l’entalpia standard della reazione è

135,6 kJ e assumendo che non dipenda dalla temperatura.

14) Si utilizzino le energie libere e le entalpie molari standard di

formazione note (Tabelle) per dedurre: (a) l’energia libera

standard e l’entropia standard della reazione (1) a 25,0 °C,

sapendo che l’entalpia standard di reazione è di 197,8 kJ; (b)

se SO3(g) è un composto stabile a 25,0 °C quando tutte le

sostanze presenti nel sistema sono nei loro stati standard; (c)

la costante di equilibrio a 150 °C, assumendo che l’entalpia

standard di reazione sia indipendente dalla temperatura.

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) (1)

15) Si conoscono l’entalpia e l’entropia molare standard della

reazione (1)

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) (1)

rH = 108,6 kJ, rS = 137,3 J K-1

Calcolare: (a) l’energia libera molare standard della reazione;

(b) la costante di equilibrio a 25,0°C; (c) la costante di

equilibrio a 300°C, assumendo che l’entalpia e l’entropia

43


molare standard di reazione siano indipendenti dalla

temperatura.

16) L’ammoniaca è preparata per sintesi diretta degli elementi (eq.

1).

½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)

fH = -45,9 kJ mole-1; rS = -99,0 J mole-1 K-1

Utilizzare l’entalpia e l’entropia molare standard di formazione

dell’ammoniaca per calcolare: (a) l’energia libera molare

standard di formazione dell’ammoniaca a 25,0°C; (b) l’energia

libera molare standard di formazione a 400°C; (c) l’energia

libera molare della reazione a 400 °C quando le pressioni dei

singoli gas sono di 10,0 atm, (d) il campo di temperature nel

quale la reazione è spontanea quando tutte le sostanze

presenti nel sistema sono nei loro stati standard. Si assuma

che l’entalpia e l’entropia molari standard siano indipendenti

dalla temperatura.

17) Che cosa si intende per stato standard di una sostanza.

18) L’ossidazione dell’azoto avviene tramite la reazione:

N2(g) + O2(g) 2NO(g) H° = +180,6 kJ

Calcolare: (a) quanto calore assorbe la formazione di 0,70

moli di NO; (b) quanto calore assorbe l’ossidazione di 17,4 L di

azoto, misurati a 1,00 atm e 273 K; (c) quale massa di azoto

è ossidata se durante un processo sono assorbiti 790 kJ.

19) Calcolare quanto calore si può ottenere dalla miscela formata

da 50,0 g di ossido di ferro(III) e 25,0 g di alluminio secondo

la reazione:

Fe2O3(s) + 2Al(s) Al2O3(s) + 2 Fe(s)

H° = -851,5 kJ

44


20) Distinguere l’entalpia di combustione dall’entalpia di

formazione di un composto. Spiegare perché l’entalpia di

combustione non è l’opposto di quella di formazione.

21) L’entalpia standard di combustione della grafite e del diamante

sono rispettivamente -393,51 kJ mole-1 e 395,41 kJ mole-1.

Calcolare la variazione entalpica per il processo

grafite diamante.

22) Classificare le seguenti proprietà come intensive o estensive:

(a) capacità termica; (b) entalpia di reazione; (c) entalpia

standard di formazione.


3MnO2(s) + 4Al(s) 2Al2O3(s) + 3 Mn(s). Sfruttando le

tabelle termodinamiche e sapendo che H°f MnO2(s) = -521 kJ

mole-1, calcolare: (a) l’entalpia standard della reazione, (b)

l’entalpia quando si formano 10,0 g di Mn.

24) Sfruttando le tabelle termodinamiche determinare l’entalpia

standard della reazione:

CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

25) Un gas contenuto in un cilindro di 3,00 dm3, munito di pistone

mobile, è espanso a 10,00 dm3 contro una pressione esterna

costante di 2,500x105 Pa. Durante il processo il sistema

assorbe 450 J di energia termica. Calcolare: (a) il lavoro

compiuto dal gas; (b) il H e il E della trasformazione fisica

avvenuta.

26) Calcolare le entropie molari standard di combustione del

metano, CH4(g), e dell’etanolo, C2H5OH(l), conoscendo le

entropie molari standard dei due reagenti e dei prodotti: (in J

45


mol-1 K-1) CH4 = 186,3; C2H5OH = 160,7; O2 = 205,2; CO2 =

213,8; H2O = 70,0.

27) Si usino le energie libere molari standard di formazione di

MgO(s) (-569,3 kJ mole-1), MgCO3(s) (-1012,1 kJ mole-1) e

CO2(g) (-394,4 kJ mole-1) per calcolare: (a) l’energia libera

standard della reazione a 25,0 °C; (b) il campo di pressioni di

CO2 entro il quale la reazione non decorre a 25,0 °C.

MgO(s) + CO2(g) MgCO3(s)

28) Il fosforo reagisce in un eccesso di ossigeno per dare P4O10. La

combustione di 0,495 g di fosforo sviluppa 11780 J. Calcolare

l’entalpia molare standard di formazione di P4O10(s).

P4(s) + 5 O2(g) P4O10(s)

29) H2S reagisce con SO2 e produce S.

2 H2S(g) + SO2(g) 3 S(s) + 2 H2O(l)

Utilizzando le energie libere molari standard a 25,0°C di

letteratura, dedurre: (a) l’energia libera standard della

reazione; (b) la costante di equilibrio a 25,0 °C; (c) se a 25,0

°C la reazione è spontanea quando tutte le sostanze sono nei

loro stati standard.

30) Calcolare l’entropia molare standard di formazione di C2H2(g),

C2H4(g) e C2H6(g), conoscendo le entropie molari standard di

carbonio, idrogeno e dei tre idrocarburi (in J mol-1 K-1: 5,7;

130,7; 200,9; 219,3; 229,2).

31) Le reazioni sotto riportate rappresentano la sintesi industriale

dell’ammoniaca e il primo stadio della dell’ottenimento di HNO3

che consiste nell’ossidazione di NH3 a monossido di azoto, NO.

N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g)

4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g)

46


Facendo uso delle entropie molari standard di reagenti e

prodotti (Tabelle): (a) determinare le entropie standard delle

reazioni, (b) dare una giustificazione qualitativa del segno

positivo o negativo dell’entropia standard.

32) Si faccia uso delle energie libere molari standard di formazione

a 25,0 °C riportate in letteratura per dedurre: (a) l’energia

libera standard delle reazioni sotto riportate, (b) se queste

sono spontanee quando tutte le sostanze sono nei loro stati

standard.

2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 SO2(g) + 2 H2O(l)

4 HF(g) + O2(g) 2 F2(g) + 2 H2O(l)

33) La costante di equilibrio della reazione,sotto riportata, a 25,0

°C è 3,05x10-7.

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

Calcolare: (a) l’energia libera standard della reazione a 25,0

°C; (b) l’energia libera molare standard di formazione di PCl5(g)

a 25,0 °C, sapendo che quella di PCl3(g) è di -267,8 kJ mole-1.

34) Un metodo per produrre idrogeno consiste nella reazione di

vapore acqueo con carbone in opportune condizioni. Le

reazioni che avvengono sono descritte dalle eq. (1) e (2).

C(grafte) + H2O(g) CO(g) + H2(g) (1)

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) (2)

Utilizzando le energie libere e le entalpie molari standard di

formazione a 25,0 °C, calcolare: (a) le costanti di equilibrio

delle due reazioni a 25,0 °C; (b) il campo di temperature

entro il quale le reazioni sono spostate a destra quando tutte

le sostanze sono nei loro stati standard, assumendo che e

siano indipendenti dalla temperatura.

47


35) Il mercurio è ottenuto per arrostimento del suo solfuro

HgS(s) + O2(g) Hg(l) + SO2(g)

Calcolare l’entalpia molare standard della reazione,

conoscendo le entalpie molari standard di formazione di HgS(s)

(-58,2 kJ mol-1) e di SO2(g) (-296,8 kJ mol-1).

36) Il cloruro di rame(I) disproporziona a cloruro di rame(II) e

rame metallico.

2 CuCl(s) Cu(s) + CuCl2(s)

Calcolare l’entalpia standard della reazione, conoscendo le

entalpie molari standard di formazione di CuCl(s) (-137,2 kJ

mole-1) e di CuCl2(s) (-220,1 kJ mol-1).

37) La combustione di 1,734 g di zolfo rombico a 25,0 °C e 1 atm

sviluppa 16,05 kJ di energia termica, mentre la combustione di

1,487 g di zolfo monoclino nelle stesse condizioni sviluppa

13,78 kJ. Dedurre: (a) l’energia molare della transizione di

zolfo monoclino in zolfo rombico; (b) se la reazione descrive

un processo esotermico o endotermico.

38) Si vuole determinare l’entalpia standard della ipotetica

conversione dell’acetilene, C2H2(g) a benzene, C6H6(l).

3 C2H2(g) C6H6(l)

La combustione di 1,474 g di acetilene ha sviluppato 73,67 kJ

di calore, mentre la combustione di 0,874 g di benzene ne ha

sviluppati 36,56 kJ misurati a 25°C e a 1 atm. Calcolare

l’entalpia standard della reazione.

39) Si conoscono l’entalpie molari standard di formazione di SO2(g)

(-296,8 kJ mol-1) e di SO3(g) (-395,7 kJ mol-1). Si chiede: (a) di

calcolare l’entalpia standard della reazione sotto riportata; (b)

se la reazione è esotermica o endotermica; (c) quanto calore è

48


messo in gioco (assorbito o ceduto dal sistema) quando sono

fatti reagire 10,0 kg di SO2(g) a 25,0 °C e 1 atm.

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

40) All’aria l’argento reagisce con il solfuro di idrogeno per dare

solfuro di argento, Ag2S(s).

4 Ag(s) + 2 H2S(g) + O2(g) 2 Ag2S(s) + 2 H2O(l)

Calcolare l’entalpia standard di questa reazione, facendo uso

dell’entalpie molari standard di formazione di H2S(g) (-20,6 kJ

mol-1), di Ag2S(s) (-32,6 kJ mol-1) e di H2O(l) (-285,8 kJ mol-1).

41) L’entalpia standard della reazione:

SnCl2(s) + Cl2(g) SnCl4(l)

è -186 kJ. Sapendo che l’entalpia molare standard di

formazione di SnCl4(l) è di -511 kJ mole-1, calcolare l’entalpia

molare standard di formazione di SnCl2(s).

42) Se si bruciano a 25,0 °C e 1 atm 0,100 dm3 di C2H6(g), misurati

a 20,0 °C e 1,50 atm, si ottengono 9,733 kJ di energia

termica. Se si opera nelle stesse condizioni, per combustione

di 0,284 g di carbonio nella forma allotropica della grafite si

ottengono 9,304 kJ di calore, mentre per combustione di

1,000 dm3 di idrogeno, misurati a 18,0 °C e 0,800 atm, se ne

ottengono 9,571 kJ. Calcolare l’entalpia molare standard di

formazione dell’etano.

43) Calcolare l’entalpia molare standard di formazione

dell’acetone, CH3COCH3, conoscendo l’entalpie molari standard

dell’acetone, del carbonio e dell’idrogeno.

CH3COCH3(l) + 4 O2(g) > 3 CO2(g) + 3 H2O(l) 0combH = -1790 kJ mole-1

49


Cgrafite + O2(g) > CO2(g) 0combH = -393,5 kJ mole-1

H2(g) + ½ O2(g) > H2O(l) 0combH = -285,8 kJ mole-1

44) Sulla base delle entalpie standard delle reazioni (1) e (2)

dedurre l’entalpia molare standard di formazione del

pentacloruro di fosforo, PCl5(s) (eq. 3).

P4(s) + 6 Cl2(g) > 4 PCl3(l) (1) 01H = -1279 kJ

PCl3(l) + Cl2(g) > PCl5(s) (2) 02H = -123,8 kJ

¼ P4(s) + 5/2 Cl2(g) > PCl5(s) (3)

45) Il perossido di idrogeno disproporziona a H2O e O2.

2 H2O2(l) 2 H2O(l) + O2(g)

Calcolare l’entalpia molare standard di formazione del

perossido di idrogeno, sapendo che l’entalpia molare standard

di formazione di H2O(l) è di -285,8 kJ mol-1 e che la reazione di

dismutazione libera 196,0 kJ.

46) L’energia libera molare standard di combustione del benzene a

25 °C è di -3202 kJ mole-1, mentre l’entalpia molare standard

di combustione è di -3268 kJ mol-1.

C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(l)

Calcolare l’entropia molare standard della reazione.

47) Si conoscono i valori delle entalpie e delle entropie standard

delle reazioni (1) e (2).

4 NH3(g) + 5 O2(g) > 4 NO(g) + 6 H2O(l) (1)

1rH = –1166 kJ; 1rS = –534 J K-1

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) (2)

2rH = –890,5 kJ; 2rS = –243,1 J K-1

Calcolare le loro energie libere standard di reazione a 25 °C.

50


48) La sintesi industriale dell’ammoniaca avviene per reazione

diretta degli elementi in opportune condizioni (eq. 1). Si

conoscono l’entalpia e l’entropia molare standard di

formazione dell’ammoniaca.

½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g) (1)

fH = –45,9 kJ mol-1; fS = –99,0 Jmol-1 K-1

Assumendo che i valori di fH e di fS non dipendano dalla

temperatura calcolare l’energia libera molare standard di

formazione dell’ammoniaca a 25 °C e a 450 °C, quando

reagenti e prodotto di reazione sono nei loro stati standard.

49) Uno stadio importante della sintesi industriale dell’acido

solforico è l’ossidazione in adatte condizioni del diossido di

zolfo a triossido di zolfo (eq. 1).

2 SO2(g) +O2(g) > 2 SO3(g) (1)

rH = –197,8 kJ; rS = –188,0 J K-1

Assumendo che l’entalpia e l’entropia della reazione siano

indipendenti dalla temperatura, e che reagenti e prodotto di

reazione siano nei loro stati standard, determinare: (a)

l’energia libera standard di questa reazione a 25 °C; (b) il

campo di temperature entro il quale la reazione non è

spontanea.

50) Il monossido di azoto è instabile e tende a decomporre negli

elementi (eq. 1), o a dismutare a ossido di diazoto e diossido

di azoto, (eq. 2).

2 NO(g) > N2(g) + O2(g) (1)

1H = –182,6 kJ; 1rS = –24,8 J K-1

3 NO(g) > N2O(g) + NO2(g) (2)

51


2rH = –159,1 kJ; 2rS = –172,3 J K-1

Tenendo conto delle entalpie e delle entropie standard delle

due reazioni e assumendo che i loro valori siano indipendenti

dalla temperatura, determinare: (a) l’energia libera standard

delle due reazioni a 25 °C; (b) i campi di temperatura entro i

quali la reazione di dismutazione (eq. 2) è un processo

spontaneo oppure non avviene.

51) Si consideri la reazione di idrogenazione dell’etilene (etene),

C2H4(g) (eq 1).

C2H4(g) + H2(g) > C2H6(g) (1)

rH = –136,4 kJ mol-1; rS = –120,8 J mol-1 K-1

Sulla base dei valori dell’entalpia e dell’entropia molare

standard della reazione, si chiede: (a) se ciascuno di questi

valori favorisce la spontaneità della reazione, (b) il campo di

temperature entro il quale la reazione di idrogenazione è un

processo spontaneo, assumendo che entalpia e entropia di

reazione siano indipendenti dalla temperatura, e nell’ipotesi

che reagenti e prodotti di reazione siano nei loro stati

standard.

52) Si conoscono l’energie libere molari standard di formazione a

25,0 °C di IBr (3,7 kJ mol-1) e di ICl (–5,5 kJ mol-1). Dedurre:

(a) l’energia libera standard delle reazioni (1) e (2) a 25,0 °C;

(b) se IBr e ICl sono stabili a 25,0 °C quando tutte le sostanze

sono nei loro stati standard, (c) le costanti di equilibrio a 25,0

°C delle due reazioni.

2 IBr(g) > I2(s) + Br2(l) (1)

2 ICl(g) > I2(s) + Cl2(g) (2)

52


53) Usando le energie libere molari standard di formazione di

Cu2O(s) (-146,0 kJ mol-1) e di CuO(s) (-129,7 kJ mole-1),

calcolare: (a) l’energia libera standard della reazione a 25,0

°C; (b) la costante di equilibrio a 25,0 °C.

2 Cu2O(s) + O2(g) 4 CuO(s)

53


54


1) Calcolare: (a) quanti grammi di una soluzione di acido

fosforico, H3PO4, all’85,0% in massa (d = 1,685 g cm-3)

contengono 25,0 g di acido fosforico puro; (b) quanti cm3

devono essere diluiti con acqua per preparare 1,00 kg di

soluzione al 10,0%.

2) Calcolare: (a) la concentrazione in g dm-3 di una soluzione

acquosa di acido nitrico al 6,30% (d = 1,032 g cm-3); (b) il

volume di soluzione che contiene 10,0 g di HNO3 puro.

3) Calcolare: (a) la frazione molare di acqua contenuta in una

soluzione acquosa di etanolo, C2H5OH, sapendo che la frazione

molare di questo è 0,347; (b) la massa di questa soluzione

che contiene 0,100 moli di etanolo; (c) la percentuale

ponderale di etanolo.

4) Una soluzione di acido perclorico, HClO4, al 70,0% ha una

densità di 1,67 kg dm-3. Calcolare: (a) la molalità della

soluzione; (b) la massa di soluzione che contiene 0,100 moli di

acido perclorico.

5) Calcolare quanti grammi di nitrato di sodio occorrono per

preparare 0,250 L di una sua soluzione 0,100 M.

6) E’ stato acquistato dell’acido nitrico concentrato commerciale

al 65,0% (d = 1,383 kg dm-3). Calcolare: (a) la molarità e la

molalità della soluzione di HNO3; (b) il volume di soluzione che

contiene 0,150 mol di HNO3; (c) il volume di acido nitrico

concentrato che occorre aggiungere a 1,000 dm3 di HNO3

0,400 M per ottenere una soluzione di acido nitrico 1,00 M.

7) Calcolare: (a) la molalità di una soluzione preparata

sciogliendo 0,245 moli di idrossido di sodio in 3,50 kg di

55


acqua; (b) la molalità di una soluzione ottenuta aggiungendo

alla precedente 1500 g di acqua.

8) Calcolare: (a) la temperatura di ebollizione di una soluzione

acquosa di urea, CO(NH2)2, al 2,00%, sapendo che la costante

ebullioscopica dell’acqua è 0,513 K kg mol-1, (b) la quantità di

acqua che occorre aggiungere a 1,00 kg di questa soluzione

perché la sua temperatura di ebollizione sia di 100,080 °C.

9) Una soluzione preparata sciogliendo 4,50 g di canfora,

C10H16O, in 100 cm3 di etanolo, C2H5OH (d = 0,7893 g cm-3)

bolle a 78,75 °C, mentre l’etanolo puro bolle a 78,29 °C.

Calcolare: (a) la costante ebullioscopica dell’etanolo; (b) il

peso molecolare di una sostanza non volatile che determina un

innalzamento ebullioscopico di 0,224 °C quando ne sono sciolti

9,85 g in 200 cm3 di etanolo; (c) la frazione molare di soluto

di quest’ultima soluzione.

10) Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione

preparata sciogliendo 10,0 g di etanolo, C2H5OH, in 100 g di

acqua (Kcr(H2O) = 1,86 K kg mol-1).

11) Una soluzione acquosa al 2,45% di una sostanza incognita

presenta un abbassamento crioscopico di 0,432 °C. Calcolare

la massa molare della sostanza (Kcr(H2O) = 1,86 K kg mol-1).

12) La canfora, C10H16O, allo stato fuso (tf = 178,8 °C) è impiegata

in crioscopia nella determinazione delle masse molari. In

seguito alla dissoluzione di 1,870 g di naftalene, C10H8, in 50,0

g di canfora allo stato fuso si ottiene una soluzione che inizia a

congelare a una temperatura di 11,0 °C inferiore a quella della

canfora pura. Calcolare: (a) la costante crioscopica della

canfora; (b) il peso molecolare di una sostanza molecolare che

56


provoca un abbassamento crioscopico di 13,6 °C quando ne

vengono sciolti 64,2 mg in 1,00 g di canfora.

13) 50,0 cm3 di una soluzione preparata sciogliendo 1,00 g di una

proteina nell’adeguata quantità di acqua presenta una

pressione osmotica d 5,3 Torr a 20 °C. Calcolare: (a) la

molarità della soluzione; (b) il peso molecolare della proteina.

14) E’ stata preparata una soluzione metanolica all’1,95% di urea,

CO(NH2)2 (d = 0,803 g cm-3). Calcolare: (a) la sua pressione

osmotica a 25 °C; (b) la pressione osmotica a 50 °C; (c) la

massa molare di una sostanza la cui soluzione di

concentrazione 47,0 g dm-3 è isotonica con quella dell’urea.

15) Calcolare: (a) la temperatura di congelamento di una

soluzione acquosa preparata sciogliendo 20,0 g di cloruro di

calcio in 100 g di acqua; (b) la pressione osmotica a 20,0 °C

di una soluzione acquosa di acido solforico, H2SO4, all’1,00%

(d = 1,005 g cm-3), (c) la temperatura di ebollizione di una

soluzione acquosa di Al2(SO4)3·18H2O di concentrazione 2,38 g

dm-3 (d = 1,000 g cm-3). Si assuma che i tre elettroliti in

soluzione siano totalmente dissociati (Kcr(H2O) = 1,86 K kg

mol-1; Keb(H2O) = 0,513 K kg mol-1).

16) Ricavare i coefficienti di van’t Hoff relativi alle seguenti

soluzioni acquose: (a) soluzione 5,00x10-2 m che congela a –

0,279 °C; (b) soluzione al 2,50% di un composto di peso

molecolare 378 che bolle a 100,170 °C; (c) soluzione

3,50x10-2 M che a 15,0 °C ha una pressione osmotica di 1,65

atm (Kcr(H2O) = 1,86 K kg mol-1; Keb(H2O) = 0,513 K kg

mol-1).

57


17) In soluzione acquosa l’acido tricloroacetico, Cl3CCOOH, si

dissocia parzialmente:

Cl3CCOOH + H2O H3O+ + Cl3CCOO-

Calcolare il grado di dissociazione a 25,0 °C dell’acido

tricloroacetico in una soluzione acquosa di 6,10 g di acido in

250 mL, sapendo che a questa temperatura la pressione

osmotica della soluzione è di 6,08 atm.

18) Calcolare: (a) quanti grami di carbonato sodico sono contenuti

in 25,0 g di una soluzione al 5,85 % in peso; (b) quanti

grammi di questa soluzione contengono 1,25 g di Na2CO3; (c)

in quanti grammi di soluzione sono contenuti 5,0x10-3 moli di

Na2CO3.

19) Calcolare: (a) quante moli di HCl sono contenute in 100 mL di

una soluzione di HCl al 36,0% in massa (d = 1,179 g cm-3);

(b) il volume di soluzione che ne contiene 14,7 g.

20) Calcolare quanti grami di NaOH occorre sciogliere in 100 g di

acqua per ottenere una soluzione al 15,0 % di NaOH.

21) Calcolare la molalità, le frazioni molari e la percentuale

ponderale delle seguenti soluzioni: (a) 0,20 moli di HCl sciolte

in 250 g di acqua; (b) 0,650 moli di etanolo, C2H5OH, sciolte

in 3,5 kg di acqua.

22) Quale è la densità di una soluzione acquosa di nitrato di

potassio che ha un punto di ebollizione di 103°C e una

pressione osmotica di 122 atm a 25°C. Keb(H2O) = 0,513 K kg

mole-1

23) Calcolare la molalità di una soluzione acquosa di metanolo,

CH3OH, la cui frazione molare è 0,329.

58


24) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo in

acqua 5,00 g di glucosio (C6H12O6) in modo da ottenere 2,5 L

di soluzione.

25) Calcolare quanti grammi di cromato di potassio occorrono per

preparare 500 mL di una soluzione 0,100 M.

26) Calcolare il volume di HCl 1,250 M necessario per preparare

500 mL di una soluzione 0,100 M.

27) Calcolare: (a) la molarità di una soluzione di HCl al 37 % in

peso (d = 1,18 g cm-3); (b) quanti millilitri di questa soluzione

contengono 0,200 moli di HCl.

28) Sono disponibili due soluzioni di H2SO4 rispettivamente 0,500

M e 0,100 M. Calcolare: (a) quanti mL della soluzione più

diluita occorrono aggiungere a 50,0 mL di quella più

concentrata per ottenere una soluzione 0,200 M; (b) il

rapporto tra i volumi delle due soluzioni che devono essere

mescolati tra loro per ottenere una soluzione 0,300 M di

H2SO4.

29) Calcolare: (a) la molarità e la molalità di una soluzione

acquosa di H2SO4 al 30,0 % (d = 1,219 kg dm-3); (b) il

volume di soluzione che contiene 1,00 moli di acido.

30) Calcolare il volume di HCl 0,125 M necessario per salificare

l’idrossido di sodio contenuto in 50 mL di una soluzione 5x10-2

M.


2 Ba2+ + Cr2O72- + H2O = 2BaCrO4(s) + 2 H+

Trovare la molarità di una soluzione acquosa di BaCl2 sapendo

che in seguito al trattamento di 50 mL di questa con un

59


eccesso di dicromato di potassio si sono ottenuti 0,485 g di

BaCrO4.

32) Calcolare: (a) il volume di H2SO4 al 98 % (d = 1,84 g cm-3)

necessario per preparare 250 mL di una soluzione 0,250 M;

(b) il volume della soluzione così preparata necessario per far

reagire completamente 2,0 g di Ba(OH)2.8H2O.

33) La temperatura di ebollizione di una soluzione preparata

sciogliendo 0,387 g di un composto molecolare non volatile in

50,0 mL di benzene (d = 0,8765 g cm-3) è di 80,27°C.

Sapendo che il benzene puro bolle a 80,09°C, calcolare: (a) la

molalità della soluzione; (b) la massa molare del composto

disciolto (Keb = 2,64 K kg mole-1)

34) Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione

acquosa di urea, CO(NH2)2, al 3,0 % in peso. (Keb = 0,513 K

kg mole-1)

35) Quando 6,45 g di una sostanza molecolare non volatile sono

sciolti in 250 g di etanolo, si verifica un aumento della

temperatura di ebollizione di 0,176°C. Calcolare: (a) la

molalità della soluzione; (b) la massa molare della sostanza

disciolta; (c) la sua frazione molare. (Keb = 1,23 K kg mole-1)

36) Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione

etanolica di glucosio, C6H12O6, al 6,25 % in peso sapendo che

l’etanolo puro bolle a 78,29°C e che una soluzione etanolica

0,200 m di una sostanza molecolare non volatile bolle a

78,54°C.

37) Calcolare l’abbassamento crioscopico di una soluzione

benzenica 0,153 m di un composto molecolare ignoto. (Kcr =

5,07 K kg mole-1)

60


38) E’ stato trovato che sciogliendo 0,612 g di un composto

molecolare in 15,0 g di canfora allo stato fuso provoca un

abbassamento crioscopico di 3,4°C. Calcolare il PM del

composto. (Kcr = 37,8 K kg mole-1)

39) Calcolare a quale temperatura inizia a congelare una soluzione

acquosa di glicerolo, C3H5(OH)3, al 12,5 % in peso. (Kcr = 1,86

K kg mole-1)

40) Calcolare quanto glicole etilenico, C2H4(OH)2, occorre sciogliere

in 2,5 kg di acqua perché la soluzione risultante inizi a

congelare a -15,0°C. (Kcr = 1,86 K kg mole-1)

41) Calcolare il PM delle sostanze indissociate le cui soluzioni sono

caratterizzate dai seguenti dati: (a) soluzione contenente

0,535 g di uno zucchero in 250 mL (p = 0,340 atm a 18,0°C);

(b) una soluzione acquosa di proteina di concentrazione 8,70 g

dm-3 (p = 7,9 Torr a 20,0°C); (c) una soluzione al 1,48 % in

peso (d = 1,0 g cm-3) di una sostanza organica (p =

5,987x105 Pa a 10,0°C)

42) Calcolare la pressione osmotica, espressa in Torr, delle

seguenti soluzioni: (a) 1,432x10-2 M a 50,0°C; (b) saccarosio,

C12H22O11, con concentrazione 2,5 g dm-3 a 20,0°C; (c)

soluzione etanolica al 1,85% in peso (d = 0,793 g cm-3) di

piridina, C5H5N, a -20,0°C; (d) contenente 1,0 g di C6H12O6 e

1,0 g di C12H22O11 in 100 mL a 25,0°C.

43) La soluzione di un composto indissociato ha una pressione

osmotica di 2,43 atm a 20,0°C. Calcolare la pressione

osmotica a 60,0°C della soluzione ottenuta diluendo 25,0 mL

della soluzione precedente a 100 mL.

61


44) 0,167 g di un composto indissociato di formula empirica CH2O

sono stati sciolti in acqua in modo da ottenere 25,0 mL di

soluzione. La pressione osmotica di tale soluzione a 20,0°C è

di 676 Torr. Calcolare la formula molecolare del composto.

45) Calcolare i coefficienti di van’t Hoff dei seguenti elettroliti forti:

(a) Mg(ClO4)2; (b) MgSO4; (c) (NH4)2SO4; (d) TiCl3; (e)

Al2(SO4)3. Ordinare i sali secondo l’ordine crescente delle

temperature di congelamento di loro soluzioni equimolali.

46) Calcolare: (a) la temperatura di ebollizione e (b) la pressione

osmotica (in atm) a 20,0°C delle soluzioni acquose che

seguono considerando i soluti elettroliti forti. (i) NaCl

1,37x10-2 M (d = 1,00 g cm-3); (ii) (NH4)2SO4 con

concentrazione 4,25 g dm-3 (d = 1,002 g cm-3); (iii) H2SO4 al

4,00 % in peso (d = 1,025 g cm-3); (iv) Ce2(SO4)3 in 500 cm3

2,48 g di sale. (Keb = 0,515 K kg mole-1).

47) Calcolare: (a) la temperatura di congelamento, (b) la

pressione osmotica (in Pa) a 100°C delle soluzioni acquose che

seguono nell’ipotesi che i sali contenuti siano elettroliti forti. (i)

TiCl3 2,35x10-2 M (d = 1,0 g cm-3); (ii) Mg(ClO4)2 0,010 m (d

= 1,00 g cm-3); (iii) NaClO4 20,5 g dm-3 (d = 1,01 g cm-3). (Kcr

= 1,86 K kg mole-1)

48) Una soluzione acquosa di solfato di sodio a 20°C ha una

pressione osmotica di 59,2 Torr. Calcolare la molarità della

soluzione nell’ipotesi che il sale sia un elettrolita forte.

49) Calcolare: (a) quanti grammi di cloruro di calcio occorre

sciogliere in 2,5 kg di acqua perché la temperatura di

congelamento della soluzione risultante sia -10,0°C; (b) la

temperatura di ebollizione della soluzione. Considerare il

62


cloruro di calcio un elettrolita forte. (Kcr = 1,86 K kg mole-1;

Keb = 0,513 K kg mole-1).

50) Calcolare i coefficienti di van’t Hoff relativi alle seguenti

soluzioni: (a) 2,85x10-3 M che a 20°C ha una pressione

osmotica di 0,274 atm; (b) 4,27x10-2 m che congela a

-0,159°C; (c) 3,44 % in peso di un sale con PM 208,2 che

bolle 100,263°C. (Kcr = 1,86 K kg mole-1; Keb = 0,513 K kg

mole-1)

63


64


1) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio Kp delle

seguenti reazioni:

3NO(g) N2O(g) + NO2(g) (1)

4 HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2 Cl2(g) (2)

SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g) (3)

2) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio Kc delle

seguenti reazioni:

HNO2(aq) + H2O(l) H3O+

(aq) + NO2-(aq) (1)

4 ClO3- 3ClO4

- + Cl- (2)

Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+ (3)

3) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio delle seguenti

reazioni eterogenee:

SnO(s) + CO(g) Sn(s) + CO2(g) (1)

Zn(s) + 2H3O+

(aq) Zn2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l) (2)

BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4

2-(aq) (3)

4CuO(s) 2Cu2O(s) + O2(g) (4)

4) La costante Kp della reazione (1) a 494°C è 0,363 atm.

Calcolare la costante di equilibrio delle reazioni (2)-(4) alla

stessa temperatura

2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) (1)

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) (2)

NO2(g) NO(g) + ½ O2(g) (3)

NO(g) + ½ O2(g) NO2(g) (4)

5) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio delle seguenti

reazioni, usando le pressioni parziali per le sostanze in fase

gassosa:

4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g) (1)

65


2 Fe3+ + 3 I- 2 Fe2+ + I3– (2)

MnO2(s) + 4 H3O+ + 2 Cl- Mn2+ + 6 H2O + Cl2(g) (3)

6) Si conoscono i valori delle costanti di equilibrio

termodinamiche delle reazioni (1)–(3) a 25 °C, Scrivere le

costanti di equilibrio stechiometriche ed i corrispondenti valori.

2 H2O(g) 2 H2(g) + O2(g) K1 = 8,1x10-81 (1)

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) K2 = 3,02x10-4 (2)

2 Cu+(aq) Cu(s) + Cu2+

(aq) K3 = 1,2x106 (3)

7) La costante di equilibrio, KP, della reazione (1) a 1290 °C è

1,30x10-10 atm. Calcolare le costanti di equilibrio, KP, alla

stessa temperatura delle reazioni (2) e (3).

2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g) (1)

CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) (2)

2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) (3)

8) Calcolare la KC della reazione (1) e la KP della reazione (2).

2 H2O(g) + 2 Cl2(g) 4 HCl(g) + O2(g) (1)

KP(1) = 9,26x10-3 atm a 400 °C

SO2(g) + O2(g) SO3(g) (2)

KC(2) = 16,9 a 1000 K

9) Si consideri la reazione in condizioni di equilibrio e, si utilizzi il

solo principio di Le Châtelier per prevedere in che direzione si

sposta l’equilibrio quando il sistema è sottoposto ai seguenti

stimoli esterni: (a) un aumento della temperatura; (b) un

aumento della pressione totale; (c) un aumento del volume

nel quale si trova la miscela di reazione, sapendo che la

reazione sviluppa 57,2 kJ.

2 NO2(g) N2O4(g) (1)

66


10) Una miscela di SO2 e O2 di composizione imprecisata è posta

in un reattore chiuso e mantenuta a 1000 K fino al

raggiungimento delle condizioni di equilibrio. Le pressioni

parziali all’equilibrio sono: P(SO2) = 1,37 atm, P(O2) = 0,84

atm; P(SO3) = 2,35 atm. Calcolare la Kp della reazione a 1000

K.

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) (1)

11) 2,97 g di fosgene, COCl2, sono introdotti in un reattore di 1,00

dm3 e riscaldati a 550 °C, temperatura alla quale si instaura

l’equilibrio (1). Ad equilibrio raggiunto si trova una

concentrazione di Cl2 di 2,28x10-2 mol dm-3. Calcolare la KC e

la KP di questa reazione a 550 °C.


12) Il metanolo è preparato per idrogenazione del CO (eq. 1). Una

miscela costituita da 2,00 mol di CO e 2,00 mol di H2 è posta

in un reattore di 10,0 dm3, riscaldata a 500 K. All’equilibrio nel

sistema sono presenti 0,38 mol di CH3OH. Calcolare: (a) la KP

della reazione a 500 K; (b) la pressione totale del sistema

all’equilibrio, (c) quante moli di CH3OH si ottengono

all’equilibrio se il sistema viene compresso fino a una

pressione totale di 50,0 atm.

CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) (1)

13) In un reattore di 1,00 dm3 è introdotta una miscela di NO2, NO

e O2 di composizione imprecisata ed è scaldata a 494 °C, fino

al raggiungimento delle condizioni di equilibrio (eq. 1), alle

quali si hanno le seguenti pressioni parziali: P(NO2) = 0,327

atm; P(O2) = 0,244 atm. Calcolare: (a) la pressione totale

della miscela all’equilibrio; (b) quale pressione deve essere

67


esercitata sul sistema (variando il volume del reattore) perché

il numero di moli di NO2 all’equilibrio si riduca del 50%.

2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) (1)

KP = 0,364 atm a 494 °C

14) Considerare l’equilibrio C(s) + CO2(g) 2 CO(g).

Quando questo sistema è all’equilibrio a 700°C in un

contenitore di 2,0 L sono presenti 0,100 moli di CO, 0,200

moli di CO2 e 0,400 moli di C. Quando il sistema è raffreddato

a 600°C, si formano altre 0,040 moli di C(s). Calcolare la KP:

(a) a 700°C; (b) a 600°C.

15) La costante di equilibrio della reazione (1) a 300 °C è 13,5

(mol dm-3)-1. Calcolare: (a) quante moli di PCl5 sono presenti

all’equilibrio partendo da una miscela iniziale costituita da

0,100 moli di PCl3 e 0,300 moli di Cl2, contenuta in un reattore

di 2,00 dm3 e scaldata a 300 °C; (b) le masse di PCl5, PCl3 e

Cl2 all’equilibrio quando il volume è espanso a 5,00 dm3; (c) la

massa di PCl3 che occorre aggiungere in quest’ultimo caso per

aumentare del 20% la quantità di PCl5 presente all’equilibrio.

PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) (1) KC = 13,5 (mol dm-3)-1

16) Una certa quantità di ioduro di idrogeno è posta in un reattore

e avviene la reazione di dissociazione (1).

2 HI(g) H2(g) + I2(g) (1)

Ad equilibrio raggiunto il 23,2% di HI si è dissociato. Calcolare

la costante di equilibrio della reazione (1) alla temperatura di

esercizio.

17) Un campione di NO2 puro, contenuto in un reattore chiuso a

140 °C ha una pressione di 1,136 atm. Viene riscaldato a 767

K e la pressione totale all’equilibrio è di 2,60 atm (eq. 1).

68


Calcolare: (a) il grado di dissociazione di NO2, (b) le pressioni

parziali di NO2, NO e O2 all’equilibrio; (c) la KP della reazione a

767 K.

2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) (1)

18) 2,50 moli di fosgene, COCl2, sono scaldate a 800 °C in un

reattore di 10,0 dm3. A questa temperatura il composto si

dissocia reversibilmente (eq. 1). Calcolare: (a) il grado di

dissociazione del composto; (b) le concentrazioni molari e le

pressioni parziali di equilibrio delle tre sostanze.


KC = 1,52x10-2 moli dm-3

19) Si conoscono le costanti di equilibrio a 25 °C delle reazioni (1)

e (2). Calcolare la costante di equilibrio della reazione (3).

Cl2(g) + 2 OH- ClO- + Cl- + H2O (1)

K1 = 3,2x1018 atm-1

3 ClO- ClO3- + 2 Cl- (2)

K2 = 1,8x1019

3 Cl2(g) + 6 OH- ClO3- + 5 Cl- + 3 H2O (3)

20) Calcolare la Kc delle seguenti reazioni alle temperature

indicate.

PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) Kp = 0,652 atm-1 a 250°C

H2(g) + I2(g) 2HI(g) Kp = 54,1 a 700 K

CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g)

Kp = 25,1 atm2 a 1000 K

21) Calcolare la Kp delle seguenti reazioni alle temperature

indicate.

SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g)

KC = 1,33x10-5 moli dm-3 a 25°C

69


N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

KC = 0,201 moli dm-3 a 450°C

22) Calcolare la Kc, alle temperature indicate, delle seguenti

reazioni eterogenee.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g

Kp = 4,5 atm a 1200 K

2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

Kp = 0,25 atm2 a 125°C

23) Si considerino le reazioni in condizioni di equilibrio e,

utilizzando il principio di Le Chatelier, prevedere in che senso

si sposta l’equilibrio quando si aumenta: (a) la temperatura;

(b) la pressione; (c) il volume.

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) H°r = -197,8 kJ

SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g) H°r = 67,2 kJ

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) H°r = -41,2 kJ

24) Una miscela costituita da 0,100 moli di PCl5, 0,100 moli di PCl3

e 0,100 moli di Cl2 è scaldata a 300°C in un reattore di 2,0

dm3, nel quale avviene la reazione sotto riportata. Si chiede:

(a) di dedurre il verso della reazione spontanea; (b) di

calcolare le concentrazioni molari e le pressioni parziali delle

specie presenti all’equilibrio.


Kc = 7,44x10-2 moli dm-3 a 300°C


N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Quando le pressioni parziali di azoto, idrogeno e ammoniaca

sono rispettivamente 3,27 atm, 2,54 atm e 2,84x10-2 atm il

70


sistema si trova in equilibrio alla temperatura di 500°C.

Calcolare le Kp, e Kc.


CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)

Un’indagine ha dimostrato che una miscela 1:1 di CH4 e H2O a

1000 K reagisce fino a raggiungere le condizioni di equilibrio

alle quali le pressioni parziali di H2O e CO sono rispettivamente

8,54 atm, 2,87 atm. Calcolare: (a) la Kp della reazione, (b) la

pressione totale della miscela all’equilibrio.


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

Una miscela costituita da 5,0 moli di CO e 5,0 moli di H2O è

scaldata a 700 K. Ad equilibrio raggiunto sono ancora presenti

1,24 moli di CO. Calcolare la Kc e la Kp della reazione.


H2(g) + I2(g) 2HI(g)

Un reattore contenente inizialmente 0,100 moli di H2 e 0,100

moli di I2 è scaldato fino al raggiungimento delle condizioni di

equilibrio alle quali si trova che si sono formate 0,160 moli di

HI. Calcolare la costante di equilibrio di questa reazione.

29) Considerare la seguente reazione:

2NOBr(g) 2NO(g) + Br2(g)

In un reattore di 5,0 dm3 sono poste 9,40x10-2 moli di NOBr. A

equilibrio raggiunto sono ancora presenti 6,2x10-2 moli di

NOBr. Calcolare: (a) le pressioni parziali dei componenti la

miscela di equilibrio sapendo che il processo è condotto a

50°C; (b) la KP e KC del processo in esame.

71


30) Si consideri la reazione:

2 NO2(g) N2O4(g) Kp = 0,71 atm-1 a 25°C

5,0 g di N2O4 sono introdotti in un reattore di 10,0 dm3 a

25°C, contenente già 5,0 g di NO2. Si instaura l’equilibrio

sopra riportato. Calcolare le pressioni parziali delle specie

presenti all’equilibrio.

31) 0,400 moli di diossido di carbonio posti in un reattore di 10,0

dm3 a 2000°C sono dissociate per il 1,0 % secondo la reazione

sotto riportata. Calcolare la Kp della reazione alla temperatura

indicata.

2 CO2(g) 2CO(g) + O2(g)

32) In un reattore di 2,0 dm3 è contenuto NO2(g) alla temperatura

di 140°C e alla pressione di 0,237 atm. Dopo raffreddamento a

25,0°C la pressione totale del sistema è di 0,126 atm anche a

causa dell’instaurarsi dell’equilibrio:

2NO2(g) N2O4(g)

Calcolare: (a) la Kp e la Kc della reazione; (b) le concentrazioni

molari di NO2 e di N2O4 se nel sistema sono aggiunti 2,3x10-3

moli di N2O4.

33) Una miscela di NO2 e N2O4 è termostatata a 100°C,

temperatura alla quale si stabilisce il seguente equilibrio:

N2O4(g) 2NO2(g) Kp = 10,5 atm a 100°C

Calcolare le pressioni parziali delle specie all’equilibrio sapendo

che inizialmente si introducono in un recipiente indeformabile

del volume di 10,0 dm3 4 moli di N2O4 e 12 moli di NO2.

34) 5,0x10-2 moli di I2 e 0,15 moli di HI sono poste in un reattore

e la miscela è scaldata a 600 K, temperatura alla quale si

instaura l’equilibrio:

72


H2(g) + I2(g) 2 HI(g) K = 0,5 a 600 K

Calcolare le moli delle specie presenti all’equilibrio.

35) 7,614 g di I2 sono introdotti in un reattore di 1,0 dm3,

contenente idrogeno alla pressione di 1,223 atm a 25,0°C. La

miscela è scaldata poi a 700 K e si instaura il seguente

equilibrio:

H2(g) + I2(g) 2HI(g) K = 20,0 a 700 K

Calcolare la concentrazione di HI all’equilibrio.

36) Per la reazione:

N2(g) + 2 H2O(g) > 2 NO(g) + 2 H2(g) KP = 1,54x10-3.

All’equilibrio si ha: P (N2) = 0,168 atm, P (NO) = 0,225 atm, e

Ptot = 1,87 atm. Calcolare le pressioni parziali di H2 e H2O

supponendo che inizialmente la miscela di reazione era

formata da N2 e H2O.


4 NH3(g) + 3 O2(g) 2 N2(g) + 6 H2O(l)

H = -1530 kJ.

Discutere quanto saranno influenzate le moli di ammoniaca,

quando a equilibrio raggiunto, si: (a) rimuove O2(g); (b)

aggiunge N2(g); (c) aggiunge acqua; (d) aumenta il volume del

contenitore a pressione costante; (e) aumenta la temperatura.


3BrO- BrO3- + 2Br- KC = 2x1015 25°C

Calcolare la concentrazione dello ione ipobromito all’equilibrio

in una soluzione nella quale a seguito del disproporzionamento

si sono formate 1,2x10-2 moli dm3 di BrO3-.


CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) K = 0,64, 900 K

73


Calcolare le pressioni parziali all’equilibrio di tutte le specie,

con le seguenti condizioni iniziali: (a) P (CO2) = P (H2) = 1,00

atm, P (CO) = P (H2O) = 0; (b) P (CO2) = 2,0 atm, P (H2) =

1,0 atm; P (CO) = P (H2O) = 0


N2O4(g) 2NO2(g)

0,14 moli di N2O4 sono posti in un reattore chiuso di 5,0 dm3 e

scaldati a 50,0°C. A equilibrio raggiunto la pressione totale

della miscela è di 1,0 atm. Calcolare: (a) il grado di

dissociazione di N2O4; (b) la costante di equilibrio del

processo; (c) le concentrazioni delle specie all’equilibrio.



Il grado di dissociazione del pentacloruro di fosforo contenuto

in un reattore di 5,0 dm3 a 250°C è di 0,730 quando la

pressione totale è di 1,56 atm. Calcolare: (a) la costante Kp

della reazione; (b) la massa di PCl5 contenuta nel reattore

prima della dissociazione; (c) le pressioni parziali delle specie

all’equilibrio se la miscela gassosa è compressa a 10,0 atm

(variando il volume).


N2O4(g) 2NO2(g) Kp = 0,140 atm 25°C

Una quantità imprecisata di N2O4 è posta in un reattore chiuso

di 2,5 dm3 alla temperatura di 25°C. Raggiunto l’equilibrio

secondo il processo sopra riportato la pressione totale del

recipiente è 2,37 atm. Calcolare: (a) il grado di dissociazione

di N2O4; (b) le pressioni parziali delle specie all’equilibrio; (c)

la massa di N2O4 introdotta nel recipiente.

74


43) 2,0x10-2 moli di HI sono poste in un reattore di 250 cm3 e

scaldate a 425°C, e si dissocia secondo l’equilibrio sotto

riportato. Calcolare: (a) il grado di dissociazione di HI; (b) le

concentrazioni e le pressioni parziali delle specie all’equilibrio.

2HI(g) H2(g) + I2(g) K = 1,96x10-2 425°C


PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Kp = 1,78 atm a 250°C

2,0x10-2 moli di pentacloruro di fosforo sono introdotte in un

reattore di 250 cm3 e scaldate a 250°C. Calcolare: (a) il grado

di dissociazione di PCl5; (b) le concentrazioni delle specie

all’equilibrio.

45) PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Kp = 3,50 atm a 300°C

0,240 moli di PCl5 sono introdotte in un reattore di 5,0 dm3 e

scaldate a 300°C. Calcolare: (a) il grado di dissociazione di

PCl5; (b) le frazioni molari delle specie all’equilibrio.


COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) Kp = 4,4 atm 800°C

Una quantità imprecisata di COCl2 è introdotta in un reattore

di 500 cm3, scaldata a 800°C. A equilibrio raggiunto la

pressione totale della miscela è 105,6 atm, calcolare: (a) il

grado di dissociazione di COCl2; (b) il grado di dissociazione di

COCl2 in presenza di 0,1 moli di CO supponendo che le moli

iniziali di fosgene siano quelle calcolate al punto (a) e che la

pressione finale sia pari a 1,80 atm.

47) Considerare la seguente reazione:

2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)

Kp = 1,75x104 atm2 a 450°C

0,200 moli di ammoniaca sono scaldate a 450°C in un reattore

75


del volume 1,0 dm3. Ad equilibrio raggiunto, calcolare: il grado

di dissociazione dell’ammoniaca. Discutere il termini qualitativi

come varia il grado di dissociazione dell’ammoniaca se il

reattore all’inizio conteneva già 10,0 moli di H2.


HF + H2O H3O+ + F- Kc = 6,3x10-4

Calcolare il grado di dissociazione di HF di una soluzione: (a)

0,01 M; (b) 0,001 M.

49) Calcolare la costante di equilibrio della reazione (1) utilizzando

le costanti di equilibrio delle reazioni (2) e (3)

CH4(g) + 2 H2O(g) CO2(g) + 4 H2(g) (1)

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) KP2 = 1,435

CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g) KP3 = 25,11



C(s) + 2H2O(g) CO2(g) + 2H2(g) (1)

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) K2 = 1,435

C(s) + CO2(g) 2 CO(g) K3 = 1,62



ClO- + H2O HClO + OH- (1)

HClO + H2O H3O+ + ClO- Ka = 3,4x10-8

2H2O H3O+ + OH- Kw = 1,0x10-14

52) Calcolare: (a) la costante di equilibrio della reazione (3)

conoscendo quelle della (1) e (2); (b) la massa di BiI3 che si

scioglie in 1,0 dm3 di una soluzione 1,0 M di NaI.

BiI3(s) Bi3+(aq)+ 3I-

(aq) Ksp = 8,1x10-19

76


Bi3+(aq) + 4 I-

(aq) [BiI4]-(aq) K2 = 1,0x1015

BiI3(s) + I-(aq) [BiI4]

-(aq) (3)

53) Calcolare: (a) la costante di equilibrio della reazione (1)

utilizzando le costanti di equilibrio delle reazioni (2) e (3); (b)

l’energia di Gibbs della reazione (1)

2NO(g) + O2(g) N2O4(g) (1)

N2O4(g) 2NO2(g) Kp2 = 0,14 atm

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Kp3 = 5,2x1012 atm-1

54) Si utilizzino le costanti di equilibrio delle reazioni (1) e (2) per

calcolare: (a) la costante di equilibrio della reazione (3); (b)

l’energia di Gibbs di questa reazione.

2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Kp1 = 6,8x1024 atm-1

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Kp2 = 5,2x1012 atm-1

SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g) (3)

55) Considerare la reazione di equilibrio:

CH4(g) + 2 H2O(g) CO2(g) + 4 H2(g); Kc = 4,0x103 a 400

K. Calcolare la composizione all’equilibrio quando le

concentrazioni iniziali sono [CH4] = 0,1; [H2O] = 0,4; [CO2] =

4,0.

56) Si consideri la reazione di equilibrio:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) K = 3,0. Determinare: (a) se il

sistema si trova in equilibrio e quale dovrebbe essere

l’eventuale verso spontaneo della reazione quando le

concentrazioni delle varie specie sono [H2] = 8,0, [I2] = 4,0;

[HI] = 2,0; (b) la composizione d’equilibrio.


CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g); K = 16,0 a 400 K.

77


Calcolare la composizione all’equilibrio quando le

concentrazioni iniziali sono [H2 ] = 1,0; [CO2] = 1.

58) Si consideri la reazione di equilibrio:

CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g).

Determinare la Kc sapendo che le concentrazioni iniziali di CH4

e H2O sono rispettivamente 1,0 mole L-1 e 3,0 moli L-1 e che a

equilibrio raggiunto la frazione molare del CO è pari a 0,10.


3 Fe(s) + 4 H2O(g) Fe3O4(s) + 4 H2(g)

K = 256 a 800 K. Calcolare la composizione all’equilibrio se

inizialmente in un pallone del volume di 8,0 L si introducono, a

800 K, 8,0 moli di H2O e una quantità di Fe(s) tale da

permettere al sistema di raggiungere la condizione di

equilibrio. Calcolare inoltre la pressione all’interno del

recipiente sia all’inizio che dopo aver raggiunto l’equilibrio

60) Si consideri la seguente reazione:

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

In un recipiente del volume di 5,0 dm3 sono introdotte: 4 moli

di CO, 6 di H2O, 4 di CO2 e 3 di H2. Stabilire se il sistema si

trova all’equilibrio e in caso contrario quale è il verso

spontaneo della reazione. Calcolare: (a) le moli e le

concentrazioni all’equilibrio, (b) la pressione all’interno del

recipiente di reazione. Alla miscela di equilibrio si aggiungono

6 moli di CO2 e 2 moli di H2, calcolare le moli all’equilibrio. Per

la reazione in esame condotta a 500 K la K = 14,0.

61) Calcolare: (a) la costante di equilibrio a 1200 K espressa in

concentrazioni molari di (1); (b) il calo di massa subito da

80,0 g di CaCO3 riscaldati a 1200 K in un reattore di 10,0 dm3.

78


CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) (1)

KP = 4,5 atm a 1200 K

79


80


1) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni acquose e giustificare

se sono acide o basiche. (a) Soluzione 2,75x10-4 M di OH-; (b)

soluzione contenente 8,34x10-10 moli di ioni H3O+ in 25,0 mL;

(c) soluzione contenente 3,85x10-5 moli di ioni OH- in 1,0 m3.

2) Calcolare il numero di moli di ioni idrogeno e idrossido

contenute in 25,0 mL (a) di una soluzione avente pH = 9,43;

(b) di una soluzione avente pH = 2,88; (c) giustificare se le

due soluzioni sono acide o basiche.

3) Sono noti il pKb della metilammina, CH3NH2 pKb = 3,37, e la

costante di dissociazione dell’acido acetico, CH3COOH, (Ka =

1,75x10-5). Calcolare i valori di Kb (CH3NH2) e di pKa

(CH3COOH).

4) Calcolare le costanti di dissociazione Kb delle basi coniugate

dei seguenti acidi deboli: (a) acido formico (HCOOH) Ka =

1,8x10-4; (b) anione idrogeno fosfato, HPO42-, Ka = 4,8x10-13;

(c) acido ipoiodoso, HIO, Ka = 3,2x10-11; (d) disporre in ordine

crescente i tre acidi e le loro basi coniugate.

5) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: (a) acido perclorico,

HClO4, 1,83x10-2 M; (b) 1,0 cm3 di acido solforico al 40,0 % (d

= 1,303 g cm-3) diluito a 100 cm3 (acido completamente

dissociato); (c) 1,45 mg di Ba(OH)2.8H2O in 25 cm3 di

soluzione; (d) 1,0 cm3 di NaOH 0,100 M diluito a 50,0 cm3.

6) Calcolare quanti mL di HCl al 37,2 % (d = 1,186 g cm-3) sono

necessari per preparare 1,0 dm3 di una soluzione avente pH =

2,50.

7) Calcolare i volumi delle seguenti soluzioni di acidi e basi che

contengono 1,0x10-4 moli di H+: (a) H2SO4 pH = 1,25; (b)

NaOH pH = 10,78.

81


8) Calcolare: (a) quanti grammi di Ba(OH)2.8H2O occorrono per

preparare 250 cm3 di una soluzione avente pH = 12,0; (b) a

quale volume occorre diluire a 10,0 mL di questa soluzione per

prepararne una con pH = 11,0.

9) Calcolare: (a) il grado di dissociazione di CH3COOH (Ka =

1,75x10-5) in una soluzione preparata sciogliendo 0,785 g di

acido in modo da ottenere 500 mL di soluzione; (b) il grado di

dissociazione di NH3 (Kb = 1,78x10-5) in una soluzione

ottenuta diluendo a 250 mL 10 mL di una soluzione 1,50 M di

ammoniaca; (c) il pH delle due soluzioni; (d) le concentrazioni

di tutte le specie presenti all’equilibrio nelle due soluzioni.

10) Calcolare il grado di dissociazione e le costanti di dissociazione

Ka dell’acido benzoico, C6H5COOH, e Kb della base

idrossilammina, H2NOH, conoscendo il pH delle seguenti

soluzioni: (a) 1,378 g di acido benzoico sciolti in acqua fino a

ottenere 1,5 dm3 di soluzione (pH = 3,18); (b) H2NOH 0,100

M (pH = 9,47).

11) Calcolare quanti cm3 di ammoniaca al 18 % (d = 0,9294 g cm-

3) occorrono per preparare 1,0 dm3 di soluzione con pH =

11,17. (Kb = 1,78x10-5).

12) Calcolare a quale volume occorre diluire 10,0 mL di una

soluzione di acido HA nella quale l’acido è dissociato per lo

0,683 %, per ottenere una soluzione nella quale il grado di

dissociazione sia 1,26x10-2.

13) Calcolare: (a) il grado di dissociazione dell’etilammina,

C2H5NH2, (Kb = 5,0x10-4) in soluzione 0,100 M; (b) il grado di

dissociazione dopo l’aggiunta di 0,0100 moli di NaOH in 100

mL di tale soluzione; (c) la concentrazione di C2H5NH3+ nella

82


soluzione risultante; (d) il pH al quale bisogna portare la

soluzione iniziale perché il grado di dissociazione

dell’etilammina sia 0,100.

14) Calcolare: (a) il pH di una soluzione contenente 4,5x10-2 moli

di HCOOH (Ka = 1,77x10-4) e 4,50x10-2 moli di HCN (Ka =

6,2x10-10) in 500 mL; (b) il grado di dissociazione dei due

acidi; (c) le concentrazioni di HCOO- e di CN- all’equilibrio.

15) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 5,0x10-2 M di acido

arsenico, H3AsO4, (Ka1 = 5,5x10-3, Ka2 = 1,75x10-7; Ka3 =

5,1x10-12); (b) le concentrazioni di tutte le specie presenti

all’equilibrio.

16) Calcolare il pH, la concentrazione di ioni idrogeno e il grado di

dissociazione di HCOOH (Ka = 1,70x10-4), in una soluzione

acquosa contenente 1,48 g di acido formico e 2,15 g di

formiato di sodio, HCOONa, in 250 cm3.

17) Calcolare: (a) quanti grammi di cloruro di NH4Cl occorre

sciogliere in 500 cm3 di una soluzione contenente 5,18 g di

NH3 per dm3 (Kb = 1,8x10-5) per avere un pH di 9,28; (b) la

variazione di pH che si verifica se a questa soluzione si

aggiungono 1,00x10-2 moli di HCl; (c) la variazione di pH che

si verifica se alla soluzione iniziale sono aggiunti 1,0x10-2 moli

di NaOH.

18) Calcolare: (a) il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 4,28

g di formiato di sodio, HCOONa, in acqua fino a raggiungere

un volume di 250 cm3; (b) il grado di idrolisi del sale; (c) le

concentrazioni di tutte le specie presenti in soluzione.

(Ka(HCOOH) = 1,77·10-4).

83


19) Il grado di idrolisi dell’azoturo di sodio, NaN3, in una sua

soluzione 0,125 M è 5,6x10-5. Calcolare: (a) il pH della

soluzione; (b) la costante di idrolisi del sale; (c) la costante di

dissociazione Ka dell’acido azotidrico, HN3.

20) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del Na3PO4 di una soluzione

0,100 M; (b) il pH della soluzione; (c) le concentrazioni di

PO43-, HPO4

2- e H2PO4- in soluzione (Ka1 = 6,9x10-3; Ka2 =

6,2x10-8; Ka3 = 4,8x10-13).

21) Calcolare il pH di una soluzione 0,200 M di idrogenofosfato di

sodio, Na2HPO4 (Ka1 = 6,9x10-3; Ka2 = 6,2x10-8; Ka3 = 4,8x10-

13).

22) Lo ione Zn2+ in soluzione acquosa reagisce reversibilmente con

l’acqua con formazione di ZnOH+ e H3O+. Una soluzione 0,200

M di nitrato di zinco esaidrato, Zn(NO3)2.6H2O, ha un pH di

4,85. Calcolare: (a) le concentrazioni di Zn2+ e di ZnOH+

presenti in soluzione; (b) la costante di idrolisi del sale in

questione; (c) il pH che occorre imporre alla soluzione perché

il 99,99% di zinco(II) sia presente in forma non idrolizzata,

Zn2+.

23) Calcolare il pH delle soluzioni preparate come segue:

a. 25,0 mL di CH3COOH 0,100 M mescolati con 10,0 mL di

NaOH 0,100 M;

b. 10,0 mL di NaOH 0,150 M mescolati con 10,0 mL di HCN

0,100 M;

c. 10,0 mL di NaOH 5,00x10-2 M mescolati con 10,0 mL di

HCl 5,0x10-2 M;

84


d. 10,0 mL di NaOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di

H2SO4 5,0x10-2 M. Ka(CH3COOH) = 1,8x10-5; Ka(HCN) =

6,3x10-10.

24) Per titolare 25,0 mL di una soluzione di acido acetico sono

occorsi 23,7 mL di idrossido di NaOH 0,100 M. Calcolare: (a) il

pH al punto di equivalenza; (b) la molarità della soluzione di

CH3COOH; (c) la massa di acido acetico contenuta nella

soluzione iniziale. Ka(CH3COOH) = 1,8x10-5.

25) 0,4370 g di Na2CO3, sono stati sciolti in acqua e titolati con

una soluzione di HCl. Per titolare entrambe le funzioni basiche

dell’anione carbonato (CO32- + 2 H3O

+ H2CO3 + 2 H2O)

sono occorsi 31,8 mL della soluzione di HCl. Calcolare la

molarità di questa soluzione.

26) 1,372 g di una miscela di NaHCO3 e Na2CO3 sono stati sciolti in

50,0 mL di acqua e titolati con una soluzione 0,140 M di HCl.

Per titolare entrambe le funzioni basiche dei due anioni

CO32- + 2 H3O

+ H2CO3 + 2 H2O

HCO3- + H3O

+ H2CO3 + H2O

sono occorsi 152 mL di acido cloridrico. Calcolare la

percentuale di Na2CO3 nella miscela.

27) 1,382 g di una miscela di Na2HPO4 e NaH2PO4 è stata sciolta in

100 mL di acqua e titolata con una soluzione 0,100 M di

idrossido di NaOH usando come indicatore fenolftaleina (pKHind

= 9,5). Il viraggio dell’indicatore è avvenuto dopo l’aggiunta di

36,3 mL della soluzione di idrossido di sodio. Calcolare la

composizione ponderale della miscela.

28) Lo ione Ag+ è complessato dall’anione tiosolfato, S2O32- (eq.

1), e questa proprietà è sfruttata nel processo di fissaggio in

85


fotografia.

Ag+ + 2 S2O32- [Ag(S2O3)2]

3- ßf = = 4,8x1013 (1)

Calcolare: (a) la concentrazione di ioni Ag+ non complessati

presenti in una soluzione 5,0x10-3 M di AgNO3 contenente 35,3

g di Na2S2O3.5H2O per dm3 di soluzione; (b) la concentrazione

di Na2S2O3.5H2O necessaria perché la concentrazione di Ag+

non complessato sia 1,0x10-12 M.

29) Calcolare il pH delle soluzioni che seguono e dire se sono

acide, basiche o neutre: (a) [H3O+] = 3,85x10-10 M; (b)

2,18x10-2 moli di OH- in 150 cm3 di soluzione; (c) 4,87x10-3

mol di H3O+ in 100 mL di soluzione; (d) 2,50x10-9 moli di OH-

in 25,0 cm3 di soluzione.

30) Calcolare la concentrazione di ioni idrogeno e idrossido e il

numero di moli di questi ioni contenuto in 25,0 cm3 delle

soluzioni acquose con i pH che seguono e dire se sono acide o

basiche: (a) pH = 8,13; (b) pH = 2,87.

31) Calcolare: (a) il pKa dell’acido fluoridrico (Ka = 6,3x10-4); (b)

la costante di dissociazione Kb dell’ammoniaca (pKb = 4,75).

32) Scrivere: (a) le basi coniugate degli acidi HClO4, HClO, H2SO4;

(b) gli acidi coniugati delle basi NH3, HSO4-, PO4

3-.

33) Utilizzando i valori di Ka di HF (Ka = 6,3x10-4), di HClO (Ka =

4,0x10-8) e di HCN (Ka = 6,1x10-10) ricavare: (a) i valori delle

costanti di dissociazione delle loro basi coniugate; (b) la

sequenza di forza crescente dei tre acidi e delle rispettive basi

coniugate.

34) Utilizzando i valori delle costanti di dissociazione delle basi NH3

(Kb = 1,8x10-5), piridina, C5H5N (Kb = 1,8x10-9) e anione

idrogenofosfato HPO42- (Kb = 1,6x10-7), calcolare: (a) le

86


costanti di dissociazione dei loro acidi coniugati (NH4+,

C5H5NH+ e H2PO4-), (b) l’ordine crescente della forza delle tre

basi e dei rispettivi acidi coniugati.

35) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni di acidi o di basi forti:

(a) HCl 4,35x10-5 M; (b) HCl 3,48 g dm-3; (c) 83,7 mg di

H2SO4 (supposto totalmente dissociato) in 250 cm3.

36) Calcolare il pH e le concentrazioni di ioni idrogeno e idrossido

delle seguenti soluzioni di acidi forti: (a) 8,25x10-3 moli di

HNO3 in 250 mL di soluzione; (b) 2,00 mL di HClO4 0,100 M

diluiti a 50,0 cm3; (c) 5,00 cm3 di HCl al 37,2% (d = 1,186 g

cm-3) diluiti a 100 cm3.

37) Calcolare: (a) il volume di una soluzione acquosa di HNO3 (pH

2,20) che contiene 1,00x10-3 moli di ioni idrogeno, (b) quante

moli di HNO3 sono contenute in 25,0 mL di questa soluzione.

38) Calcolare quanti grammi dei singoli acidi forti che seguono

sono necessari per preparare 1,00 dm3 di loro soluzioni aventi

il pH posto tra parentesi: (a) HClO4 (pH = 1,48); (b) HBr (pH

= 3,42); (c) H2SO4 (supposto totalmente dissociato; pH =

4,18).

39) Calcolare il pH e la concentrazione di ioni idrossido delle

seguenti soluzioni di basi forti: (a) KOH 3,88x10-2 M; (b)

NaOH allo 0,542% (d = 1,004 g cm-3); (c) 1,450 g di

Ba(OH)2.8H2O in 250 cm3 di soluzione.

40) Calcolare: (a) il pH di una soluzione preparata sciogliendo

1,440 g di NaOH in acqua fino a ottenere un volume di 250

cm3; (b) il volume al quale occorre diluire 10,0 cm3 di tale

soluzione per ottenerne una con un pH di 12,00.

87


41) Calcolare quanta KOH è necessaria per preparare 500 mL di

una soluzione che abbia lo stesso pH di una soluzione 1,45x10-

3 M di Ba(OH)2.8H2O.

42) Calcolare il volume delle seguenti soluzioni che contengono

2,50x10-5 mol di ioni idrogeno: (a) NaOH (pH = 11,78); (b)

H2SO4 (pH = 3,80).

43) Calcolare le concentrazioni molari delle seguenti soluzioni di

acidi o di basi forti: (a) HNO3 (pH = 1,48); (b) H2SO4 (pH =

3,72); (c) NaOH (pH = 13,10); (d) Ca(OH)2 (pH = 11,00).

44) Calcolare quanti grammi degli acidi o delle basi forti che

seguono occorrono per preparare 100 mL di soluzioni aventi il

pH riportato tra parentesi: (a) KOH (pH = 12,48); (b) Ca(OH)2

(pH = 10,38); (c) HNO3 (pH = 1,36); (d) H2SO4 (pH = 3,80).

45) Calcolare il grado di dissociazione degli acidi e delle basi deboli

nelle soluzioni che seguono e il pH di queste ultime:

a. acido nitroso, HNO2, 0,100 M (Ka = 5,6x10-4);

b. acido arsenioso, H3AsO3, 0,0200 M (Ka1 = 5,1x10-10);

c. NH3 0,150 M (Kb = 1,8x10-5);

d. piridina, C5H5N, 0,0100 M (Kb = 1,8x10-9).

46) Calcolare il pH, le concentrazioni di ioni idrogeno e idrossido,

nonché quelle degli acidi e delle basi coniugate presenti

all’equilibrio nelle seguenti soluzioni di acidi o di basi:

a. acido formico, HCOOH, 0,100 M (Ka = 1,8x10-4);

b. 0,247 g di metilammina, CH3NH2 (Kb = 4,3x10-4), in 250

mL di soluzione.

47) Calcolare: (a) la costante di dissociazione di HCN, (b) la

costante di dissociazione della dimetilammina, (CH3)2NH,

sapendo che il grado di dissociazione di HCN in una soluzione

88


1,00x10-2 M è 2,5x10-4 e quello di una soluzione 0,150 M di

dimetilammina è 5,50x10-2.

48) Calcolare: (a) la concentrazione di acido propanoico,

CH3CH2COOH (Ka = 1,4x10-5) in una soluzione il cui pH è 1,93

e quella della piridina, C5H5N (Kb = 1,8x10-9), in una soluzione

il cui pH è 9,10, (b) il grado di dissociazione dell’acido e della

base in queste soluzioni.

49) Sapendo che il grado di dissociazione dell’acido ClCH2COOH in

una soluzione 0,100 M è 0,112, calcolare: (a) il pH della

soluzione; (b) la costante di dissociazione dell’acido.

50) Calcolare: (a) la concentrazione di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5),

alla quale l’acido è dissociato per il 2,0%; (b) a quale volume

occorre diluire 10,0 cm3 di questa soluzione per prepararne

una con un pH di 4,00.

51) Calcolare: (a) la massa di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5)

necessaria per preparare 250 mL di una sua soluzione con pH

2,87; (b) la massa di benzilammina, C6H5CH2NH2 (Kb =

2,1x10-5), necessaria per preparare 500 mL di una sua

soluzione con pH 11,33.

52) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: (a) 10,0 cm3 di NaOH

0,100 M mescolati con 40,0 cm3 di KOH 5,0x10-2 M; (b) 5,00

mL di HNO3 al 5,00% (d = 1,0257 g cm-3) mescolati con 95,0

mL di HCl 0,100 M.

53) Calcolare il grado di dissociazione di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5)

in una soluzione 0,100 M contenente anche 0,0500 moli dm-3

di HCl.

54) Calcolare a quale pH occorre portare una soluzione 0,250 M di

ammoniaca (Kb = 1,8x10-5), mediante l’aggiunta di una base

89


forte, perché il grado di dissociazione di questa base sia

5,0x10-5.

55) Calcolare quante moli di HCl occorre aggiungere a 250 cm3 di

una soluzione 0,100 M di HF (Ka = 6,4x10-4) perché questo

acido sia dissociato per lo 5,0%.

56) Il grado di dissociazione di HCOOH in soluzione 0,125 M è

3,7x10-2. Calcolare: (a) il grado di dissociazione di HCOOH

quando a 250 cm3 della soluzione precedente sono aggiunte

5,00x10-3 moli di HCl; (b) quante moli di HCl sono state

aggiunte a 1,00 dm3 della soluzione iniziale per ridurre a

1,0x10-3 il grado di dissociazione dell’acido formico (si

trascurino variazioni di volume).

57) Calcolare: (a) il pH di una soluzione contenente 0,100 moli

dm-3 di metilammina, CH3NH2 (Kb = 4,3x10-4) e 0,250 mol dm-

3 di piridina, C5H5N (Kb = 1,8x10-9), (b) il grado di

dissociazione delle due basi.

58) Calcolare: (a) il pH di una soluzione contenente 2,00x10-2 moli

di HF (Ka = 6,3x10-4) e 1,75x10-2 moli di HClO (Ka = 4,0x10-8)

in 1,000 L; (b) il grado di dissociazione dei due acidi, (c) le

concentrazioni di F- e di ClO- all’equilibrio.

59) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 0,100 M di acido

solforoso, H2SO3 (Ka1 = 1,4x10-2; Ka2 = 6,3x10-8), (b) le

concentrazioni di HSO3- e di SO3

2- all’equilibrio.

60) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 5,00x10-2 M di idrazina,

N2H4 (base diprotica; Kb1 = 1,3x10-6; Kb2 = 8,6x10-16); (b) le

concentrazioni delle specie all’equilibrio.

61) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 0,200 M di acido fosforico,

H3PO4 (Ka1 = 6,9x10-3; Ka2 = 6,2x10-8; Ka3 = 4,8x10-13), (b) le

90


concentrazioni di H3PO4, H2PO4-, HPO4

2- e di PO43- nella

soluzione all’equilibrio.

62) Calcolare la concentrazione di ioni idrogeno delle seguenti

soluzioni: (a) soluzione contenente 0,250 moli di CH3COOH (Ka

= 1,8x10-5) e 8,0x10-2 moli di acetato di sodio, CH3COONa,

per dm3; (b) soluzione preparata sciogliendo 1,27 g di cloruro

di ammonio, NH4Cl, in 250 cm3 di una soluzione 0,100 M di

NH3 (Kb = 1,8x10-5).

63) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: (a) soluzione

contenente 0,100 moli dm-3 di HCOOH (Ka = 1,8x10-4) e 0,500

moli dm-3 di formiato di sodio, HCOONa; (b) soluzione

preparata sciogliendo 1,38 g di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5) e

2,73 g di acetato di sodio, CH3COONa, in acqua fino a

realizzare un volume di 100 cm3, (c) soluzione ottenuta

mescolando 100 cm3 di una soluzione 5,0x10-2 M di HCN (Ka =

6,2x10-10) con 400 cm3 di una soluzione 2,0x10-2 M di cianuro

di potassio, KCN.

64) Calcolare la variazione di pH che si verifica aggiungendo 1,00

cm3 di una soluzione 1,00 M di HCl a: (a) a 99,0 cm3 di acqua

pura; (b) a 99,0 cm3 di una soluzione contenente 0,100 moli

dm-3 di nitrato di ammonio, NH4NO3, e 0,100 moli dm-3 di NH3

(Kb = 1,8x10-5).

65) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 0,100 M di CH3COOH (Ka

= 1,8x10-5), e il grado di dissociazione di questo; (b) il pH e il

grado di dissociazione dell’acido acetico se la soluzione

contiene anche 5,0x10-2 moli dm-3 di CH3COONa.

66) Calcolare: (a) il grado di dissociazione e il pH di HF (Ka =

6,3x10-4), in soluzione 0,100 M; (b) il grado di dissociazione

91


dell’acido fluoridrico e il pH quando in 250 mL della soluzione

precedente sono sciolti 1,36 g di NaF.

67) Calcolare la variazione di pH che si verifica in una soluzione

contenente 0,250 mol dm-3 di HCOOH (Ka = 1,8x10-4) e 0,100

mol dm-3 di HCOONa, (a) quando sono aggiunte 0,0100 moli

di acido cloridrico, HCl, per dm3 di soluzione; (b) quando sono

aggiunte 0,100 moli di idrossido di NaOH per dm3.

68) Calcolare quanti grammi di CH3COONa occorre sciogliere in

100 mL di una soluzione 0,100 M di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5)

per ottenere una soluzione con un pH di 5,50.

69) Calcolare quante moli di NaOH, occorre sciogliere in 100 cm3

di una soluzione contenente 0,125 moli dm-3 di NH4Cl e 0,150

moli dm-3 di NH3 (Kb = 1,8x10-5) perché si verifichi una

variazione di pH di +0,50.

70) Prevedere quali dei seguenti sali producono soluzioni acide,

basiche o neutre quando sono posti in soluzione: NaCN, Na2S,

(NH4)2S, NH4ClO4, NaClO4, K2CO3, KHSO4.

71) Calcolare le costanti di idrolisi del NaF (Ka (HF) = 6,3x10-4) e

del NH4Cl (Kb (NH3) = 1,8x10-5).

72) Calcolare il pH delle soluzioni 0,100 M dei seguenti sali: (a)

NaNO2 (Ka (HNO2) = 5,6x10-4), (b) cloruro di metilammonio,

CH3NH3Cl (Kb (CH3NH2) = 4,3x10-4).

73) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del NaCN, in una soluzione

preparata sciogliendo 0,343 g di NaCN in acqua fino a

raggiungere un volume di 250 cm3;(b) il pH della soluzione;

(c) le concentrazioni di HCN, CN-, H3O+ e OH- (Ka (HCN) =

6,2x10-10).

92


74) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del cloruro di metilammonio,

CH3NH3Cl, in una soluzione 0,0100 M; (b) le concentrazioni

delle specie all’equilibrio. (Kb (CH3NH2) = 4,3x10-4).

75) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del Na2CO3 in una soluzione

preparata sciogliendo 4,24 g di questo sale in acqua fino a

ottenere un volume di 500 cm3; (b) il pH della soluzione; (c)

le concentrazioni di CO32- e di HCO3

- in soluzione (H2CO3: Ka1 =

4,5x10-7; Ka2 = 4,7x10-11).

76) Conoscendo il grado di idrolisi del NH4Cl ( = 1,50x10-4) e

dell’acetato di sodio, CH3COONa ( = 1,50x10-4) in soluzioni

2,5x10-2 M, calcolare: (a) il pH delle due soluzioni; (b) le

costanti di idrolisi dei due sali; (c) le costanti di dissociazione

Kb di NH3 e Ka di CH3COOH.

77) Noti i pH delle soluzioni 0,0100 M del NaClO (pH = 10,65) e

del C5H5NHCl (pH = 3,63) calcolare: (a) il grado di idrolisi dei

due sali; (b) le loro costanti di idrolisi;(c) le costanti di

dissociazione Ka di HClO e Kb della piridina, C5H5N.

78) In soluzione acquosa lo ione Al3+ reagisce con l’acqua con

formazione di AlOH2+ e H3O+. Una soluzione preparata

sciogliendo 3,210 g di Al(NO3)3.6H2O in acqua fino a ottenere

un volume di 250 cm3, presenta un pH di 3,19. Calcolare: (a)

la costante di idrolisi del sale; (b) le concentrazioni di Al3+ e di

AlOH2+ all’equilibrio.


a. 25,0 mL di HCl 0,100 M mescolati con 25,0 mL di NaOH

8,0x10-2 M;

b. 10,0 mL di HClO4 0,100 M mescolati con 30,0 mL di

NaOH 8,0x10-2 M;

93


c. 5,0 mL di H2SO4 0,200 M mescolati con 20,0 mL di NaOH

8,0x10-2 M;

d. 50,0 mL di HNO3 0,080 M mescolati con 50,0 mL di NaOH

8,0x10-2 M.


a. 10,0 mL di NH3 0,200 M mescolati con 15,0 mL di HCl

0,100 M;

b. 10,0 mL di NH3 0,200 M mescolati con 25,0 mL di HCl

0,100 M;

c. 10,0 mL di NH3 0,200 M mescolati con 20,0 mL di HCl

0,100 M. Kb (NH3) = 1,8x10-5).


a. 50,0 mL di KOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di

CH3COOH 0,150 M;

b. 10,0 mL di KOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di

CH3COOH 0,150 M;

c. 30,0 mL di KOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di

CH3COOH 0,150 M. Ka (CH3COOH) = 1,8x10-5).

82) Per titolare 25,0 cm3 di una soluzione di KOH sono occorsi

24,0 cm3 di HCl 0,15 M. Calcolare: (a) la molarità della

soluzione di KOH; (b) la massa di KOH contenuta nel volume

di soluzione.

83) Calcolare: (a) la molarità di una soluzione di H2SO4 sapendo

che per titolarne 50,0 cm3 sono occorsi 20,0 cm3 di una

soluzione 0,15 M di NaOH; (b) il pH della soluzione iniziale;

(c) la massa di H2SO4 contenuta in 25,0 cm3 di soluzione.

Considerare H2SO4 come acido forte sia per la prima che per la

seconda dissociazione.

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84) Calcolare il volume di acido cloridrico, HCl, 0,130 M necessario

per titolare 25,0 mL di Ba(OH)2, 0,130 M.

85) Per titolare una soluzione preparata diluendo con acqua 1,500

mL di H2SO4, al 40,0% (d = 1,303 g cm-3), sono stati

necessari 38,0 mL di una soluzione acquosa di NaOH.

Calcolare la molarità di questa soluzione.

86) 4,36 g di una miscela di KCl e KOH sono stati sciolti in acqua.

Per neutralizzare l’idrossido di potassio presente sono occorsi

187 mL di H2SO4, 0,100 M. Calcolare: (a) la composizione

ponderale della miscela; (b) la percentuale di KOH nella

miscela.

87) 0,837 g di una miscela di K2CO3 e KHCO3 sono stati sciolti in

acqua. Per titolare entrambi gli anioni sono occorsi 73,8 mL di

HCl 0,140 M. Calcolare la composizione percentuale della

miscela.

88) Calcolare il pH del punto equivalente e il volume utilizzato di

idrossido di sodio 0,12 M in relazione alle titolazioni delle

seguenti soluzioni: (a) 30,0 mL di H2SO4 0,100 M; (b)

soluzione preparata sciogliendo 0,351 g di NH4Cl, in 25,0 mL

di acqua (Kb (NH3) = 1,8x10-5).

89) Calcolare il pH al punto equivalente e il volume di NaOH 0,125

M occorrente nelle titolazioni di 10,0 mL delle seguenti

soluzioni: (a) HCl 0,35 M; (b) CH3COOH, 0,18 M (Ka

(CH3COOH) = 1,8x10-5).

90) Per stabilire la molarità delle soluzioni di NH3 e CH3COONa

25,0 mL di tali soluzioni sono stati titolati con HCl, 0,100 M.

Per titolare la soluzione di NH3 sono occorsi 35,0 mL di HCl,

mentre nel caso dell’acetato di sodio ne sono occorsi 30,0 mL.

95


96

Calcolare: (a) la molarità delle due soluzioni; (b) i pH ai

rispettivi punti equivalenti (Kb (NH3) = 1,8x10-5; Ka

(CH3COOH) = 1,8x10-5).

91) Scegliere tra quelli scritti sotto l’indicatore più adatto per le

titolazioni delle soluzioni 0,10 M che seguono:

a. soluzione di HCl titolata con NaOH 0,10 M;

b. soluzione di CH3COOH titolato con NaOH 0,10 M;

c. soluzione di NH3 titolata con HCl 0,10 M. (Ka (CH3COOH)

= 1,8x10-5; Kb (NH3) = 1,8x10-5). Indicatori: rosso di

metile (pKHInd = 5,0), blu timolo (pKHInd = 9,20),

bromotimolo (pKHInd = 7,30).

92) Scegliere tra quelli elencati l’indicatore più adatto per la

titolazione di una soluzione circa 0,1 M di acetato di sodio con

acido cloridrico, HCl, 0,100 M. Indicatori: blu timolo (pKHInd =

1,65 o 9,20), metilarancio (pKHInd = 3,46), fenolftaleina (pKHInd

= 9,5). Ka (CH3COOH) = 1,8x10-5)

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