Prima parte del programma

Formula minima – Formula molecolare - atomo – isotopi –mole –
rapporti stechiometrici –reagente limitante – resa di reazione –
bilanciamento equazioni chimiche semplici – concentrazione delle
soluzioni - densità
Esercizio 1.1. Calcolare la formula minima e quella molecolare di un composto organico incognito
che, all’analisi elementare, ha fornito i seguenti risultati:
C 73.14 %
H 7.367 %
O 19.49 %
Il suo P.M. è 164 Da.
Su 100 g di composto, avrò:
C 73.14 g / 12,011 g mol-1 = 6.089 mol C
H 7.367 g / 1.008 g mol-1 = 7.309 mol H
O 19.49 g / 15.999 g mol-1 = 1.218 mol O
Divido tutto per 1.281 e ottengo:
C 6.089 / 1.218 = 4.999 ~ 5
H 7.309 / 1.218 = 6.001 ~ 6
O 1.218 / 1.218 = 1
La formula bruta del composto è: C5H6O (PM = 12.011 . 5 + 1.008 . 6 + 15.999 = 82.1) e
corrisponde a metà del peso molecolare. Perciò la formula molecolare sarà: C10H12O2
Esercizio 1.2. Calcolare la massa di ciascun elemento e di H2O contenute in 1.00 g di NiSO4 .
7H2O (solfato di nickel eptaidrato)
P.M. NiSO4 . 7 H2O = 280.9 g mol-1
P.M. H2O = 18.01 g mol-1 NiSO4 . 7 H2O
1.00 g / 280.9 g mol-1 = 0.00356 mol
Ni 0.00356 . 58.7 g mol-1 = 0.209 g
S 0.00356 . 32.1 g mol-1 = 0.114 g
O 0.00356 . 11 . 15.9994 g mol-1 = 0.627 g
H 0.00356 . 14 . 1.008 g mol-1 = 0.0503 g
Σ pesi in g = 1.00 g (controllo)
H2O 0.00356 . 7 . 18,01 = 0.449 g
Esercizio 1.3. Calcolare la % in peso dei singoli elementi e dell’acqua di cristallizzazione nel
composto Na2CO3 . 10 H2O (carbonato di sodio decaidrato)
P.M. Na2CO3 . 10 H2O = 286.2 g mol-1
Ogni mole di carbonato contiene:
2 mol Na = 45.98 g 45.98 g / 286,2 g) . 100 = 16.1 % Na
13 mol O = 207.99 g 207.99 g / 286.2 g) . 100 = 72.7 % O
1 mol C = 12.011 g 12.011 g / 286.2 g) . 100 = 4.20 % C
20 mol H = 20.159 g 20.159 g / 286.2 g) . 100 = 7.04% H
Somma % dei singoli elementi = 100%
10 mol acqua = 180.2 g 180.2 g / 286.2 g) . 100 = 63,0 %
Esercizio 1.4. Bilanciare le seguenti reazioni:
Al(OH)3 + HCl AlCl3 + H2O
AgNO3 + Na2Cr2O7 NaNO3 + Ag2Cr2O7
Fe2(SO4)3 Fe2O3 + SO3
SiO2 + HF SiF4 + H2O
Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O
2 AgNO3 + Na2Cr2O7 2 NaNO3 + Ag2Cr2O7
Fe2(SO4)3 Fe2O3 + 3 SO3
SiO2 + 4 HF SiF4 + 2 H2O
Esercizio 1.5. Calcolare quanto CO e quanta SO2 si possono ottenere dalla combustione di 1 t di
carbone che contiene il 93 % in peso di C e lo 0.99 % in peso di S, se la resa è del 95%.
Determinare inoltre quanti Kg di ossigeno occorrono.
S + O2 → SO2
C + ½ O2 → CO
PM CO = 28.011 g mol-1
PM SO2 = 64.063 g mol-1
1.00 . 106 g carbone contengono:
1.00 . 106 g . (93 /100) = 9.30 . 105 g C = 7.74 . 104 mol C
1.00 . 106 g . (0.99 /100) = 9.90 . 103 g S = 3.09 . 102 mol S
Rapporto C:CO = 1:1
da cui: x = 7.74 . 104 mol CO se la resa fosse del 100% (reazione quantitativa). Ma la resa è del 95%, perciò:
7.74 . 104 mol . (95/100) = 7.35 . 104 mol effettive CO
Rapporto S:SO2 = 1:1
da cui: x = 3.09 . 102 mol SO2 se la resa fosse del 100% (reazione quantitativa). Ma la resa è del 95%, perciò:
3.09 . 102 mol . (95/100) = 2.93 . 102 mol effettive SO2
mol di O2 consumato = (7.74 . 104 mol) / 2 + 3.09 . 102 mol = 3.90 . 104 mol
g di O2 consumato = 3.90 . 104 mol . 31.99 g mol-1 = 1.25 . 106 g O2 = 1.25 . 103 Kg O2
Esercizio 1.6. Calcolare la quantità di Cl2 necessaria per produrre 28.3 g CaCl2, secondo la
reazione: 6 Ca(OH)2 + 6 Cl2 → Ca(ClO3)2 + 5 CaCl2 + 6 H2O
sapendo che la resa della reazione è 78.5%
P.M. CaCl2 = 110.986 g mol-1
P.M. Cl2 = 70.906 g mol-1
mol CaCl2 = 28.3 g / 110.986 g mol-1 = 0.255 mol effettive
moli ipotetiche (considerando che la resa è del 78,5%) = 0.255 . (100 / 78.5) = 0.325 mol CaCl2
da cui si ricava che le moli di Cl2 necessarie sono: 0.325 . 6 / 5 = 0.390 mol ⇒ 27.6 g Cl2
Esercizio 1.7. 10.30 g di acido cloridrico (PM = 36.461 g mol-1) sono sciolti in una quantità di
acqua tale da ottenere 200.5 mL di soluzione. Calcolare la molarità (a) e la molalità (b) della
soluzione, sapendo che la sua densità è 1.021 g mL-1.
(a) 10.30 g / (36.461 g mol-1) = 0.282 mol di HCl
0.282 mol / 0.2005 L = 1.41 mol L-1 = 1.41 M
(a) molalità = moli di soluto (HCl) / massa solvente (H2O)
1.00 L di soluzione = 1000 mL ha massa:
1000 mL . 1.021 g mL-1 = 1021 g che contengono 1.41 mol di HCl
1.41 mol . 36.461 g mol-1 = 51.4 g di HCl
Massa di H2O = 1021 g – 51.4 g = 970 g H2O
1.41 mol di HCl / 0.970 Kg H2O = 1.45 mol HCl / Kg solvente = 1.45 m
Esercizio 1.8. L’acido lattico (che determina il sapore del latte acido) ha massa molecolare 98.08
g mol-1. La sua composizione percentuale è: C = 40.00 %, H = 6.71 % (il resto è ossigeno).
Scrivere (a) la formula minima (o empirica) e (b) la formula molecolare dell’acido lattico,
sistemando i simboli degli atomi in ordine alfabetico.
100 – 40.00 – 6.71 = 53.29 % di O
40.00 g / 12.011 g mol-1 = 3.330 mol C
6.71 g / 1.008 g mol-1 = 6.66 mol H
53.29 g / 15.999 g mol-1 = 3.331 mol O
Formula minima: CH2O
90.08 / 30.026 = 3.00
3.330 / 3.330 = 1
6.66 / 3.330 = 2
3.331 / 3.330 = 1
C1
H2
O1
PM (CH2O) = 12.011 + 2 . 1.008 + 15.999 = 30.026
Formula molecolare: (CH2O) . 3 = C3H6O3
Esercizio 1.9. Dati 15.34 g di dicromato di potassio (PF = 294.189 uma) in 250 mL di soluzione
acquosa, calcolare:
a) il numero di moli di sostanza;
b) il numero di equivalenti di sostanza (riferiti a Cr2O72- + e- + H+ → Cr3+ + H2O, da bilanciare);
c) la molarità; d) la normalità; e) il numero di atomi di ciascun elemento contenuti in 15.34 g di
dicromato di potassio.
R(a) = 0.05214 moli di sostanza; R (b) = 0.319 eq equivalenti di sostanza K2Cr2O7
R(c) = molarità 0.209 M ; R(d) = normalità 1.25 N;
R(e) = atomi di ciascun elemento: 0.6280 . 1023 atomi di K edi Cr; 2.198 . 1023 atomi di O
a) 15,34 g / 294.189 g mol-1 = 0.05214 mol K2Cr2O7
b) Cr2O72- + 6 e- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O
15.34 g / (294.189 / 6) g eq-1 = 0.319 eq K2Cr2O7
c) 0.05214 mol / 0.250 L = 0,209 M
d) 0,3129 eq / 0,250 L = 1,25 N
e) 15.34 g → 0.05214 mol di K2Cr2O7
2 . 0.05214 . 6.022 . 1023 = 0.6280 . 1023 atomi di K e Cr
7 . 0.05214 . 6.022 . 1023 = 2.198 . 1023 atomi di O
Esercizio 1.10. È’ data una soluzione di H2SO4 al 28.3% in peso, la cui densità è 1.212 g mL-1.
41.2 mL di tale soluzione vengono miscelati con 25.3 mL di soluzione di H2SO4 al 50.7% in peso,
la cui densità è 1.405 g mL-1.
Sapendo che la densità della soluzione finale è 1.296 g mL-1 calcolarne la % in peso e la molarità
R = 37.5
R = 4.96 M
% in peso
molarità
41.2 mL . 1.212 g mL-1 . 0.283 = 14.1 g H2SO4 nella prima soluzione
25.3 mL . 1.405 g mL-1 . 0.507 = 18.0 g H2SO4 nella seconda soluzione
14.1 g + 18.0 g = 32.1 g H2SO4 nella soluzione finale
41.2 mL . 1.212 g mL-1 + 25.3 mL . 1.405 g mL-1 = 85.5 g di soluzione finale
85.5 g : 1.296 g mL-1 = 66.0 mL volume soluzione finale
(32.1 g / 85.5 g) . 100 = 37.5 % in peso di H2SO4 nella soluzione finale
(32.1 g / 98.0775 g mol-1 ) : 66.0 . 10-3 L = 4.96 mol L-1 = 4.96 M molarità soluzione
Esercizio 1.11. La coramina, sostanza molto usata in medicina come stimolante cardiaco,
contiene carbonio, idrogeno, ossigeno ed azoto. Un campione purificato di 3.332 g di coramina
contiene 2.23 g di C, 0.267 g di H e 0.535 g di N. Determinare la formula minima della coramina.
Ra = formula minima: C10H14N2O
% C = 2.23 / 3.332 = 0.669%
% H = 0.267 / 3.332 = 0.0801%
% N = 0.535 / 3,332 = 0.160%
% O = [3.332 – (2.23 + 0.267 + 0.535)] / 3.332 = 0.0900%
n moli di C = 0.669 / 12.011 = 0.0557
n moli di H = 0.0801 / 1.008 = 0.0795
n moli di N = 0.160 / 14.006 = 0.0114
n moli di O = 0.0900 / 15.99 = 0.00563
Dividiamo per il numero più piccolo ottenendo:
C = 9.89; H = 14.1; N = 2.02; O = 1
approssimo a 10:14:2:1
Esercizio 1.12.
Uno dei veleni più potenti, la stricnina, ha massa molecolare 334.42u. La sua
composizione percentuale è: 75.42% di C, 6.635% di H e 8.38% di N con il resto ossigeno.
Calcolare la formula minima o empirica (a) e molecolare (b) della stricnina, sistemando i simboli
degli atomi in ordine alfabetico.
R (a)= Formula Minima C21H22N2O2
R (b)= Formula Molecolare= C21H22N2O2
100 - (75.42 + 6.635 + 8.38) = 9.56 % O
75.42 (g) / 12.011 (g mol-1) = 6.28 mol C 6.28 (mol) / 0.598 (mol) = 10,5 . 2 = 21
6.635 (g) /1.008 (g mol-1) = 6.58 mol H 6.58 (mol) / 0.598 (mol) = 11.0 . 2 = 22
8.38 (g) / 14.007 (g mol-1) = 0.598 mol N 0.598 (mol) / 0.598 (mol) = 1,00 . 2 = 2
9.56 (g) / 15.9994 (g mol-1) = 0.598 mol O 0.598 (mol) / 0.598 (mol) = 1,00 . 2 = 2
Formula Minima= C21H22N2O2
PM C21H22N2O2 = 12.011 . 21 + 1.008 . 22 +14.007 . 2 + 15.9994 . 2 = 334.42 uma
Formula Molecolare = C21H22N2O2
Si calcoli la molalità di una soluzione acquosa al 10% in peso di un composto
organico di peso molecolare 113 uma.
Esercizio 1.13.
PM = 113 g mol-1
10 g / 113 g mol-1 = 0,088 mol di composto in 90 g di H2O (solvente)
0.088 mol / 90 . 10-3 Kg = 9.8 . 10-1 m
Esercizio 1.14 Quanti mL di soluzione acquosa di acido cloridrico al 35.4 % in peso (d = 1.18 g mL-1)
è necessario prelevare per avere 6.19 mol di acido cloridrico?
1.18 g . 0.354 = 0.418 g di HCl in 1 mL di soluzione
PM = 36.161 g mol-1
0.418 g / 36.161 g mol-1 = 0.01146 mol di HCl in 1 mL di soluzione
1.146 . 10-2 mol : 1 mL = 6.19 mol : x mL
x mL = 540 mL
Esercizio 1.15. Calcolare: a) quanti grammi e quante moli di acido solforico (PM = 98.072 uma)
sono contenuti in 0.500 dm3 di una soluzione acquosa al 35 % in peso (d = 1.260 g cm-3); b) la
molarità e la normalità della soluzione di acido solforico (come acido diprotico).
1.260 g . 0,35 = 0.441 g
H2SO4 in 1 cm3 di soluzione
0.441 . 500 = 221 g in 0.500 dm3 di soluzione
221 g / 98.072 g mol-1 = 2.25 mol in 0.500 dm3
2.25 mol / 0.5 L = 4.50 M
Acido diprotico 4.50 . 2 = 9.00 N
Esercizio 1.16. Si disciolgono 2.34 g di CaCl2 in 330.0 mL di H2O. Calcolare la concentrazione
delle specie ioniche in soluzione assumendo che il volume non vari in seguito all’addizione del sale
solido. [Ca2+] = 6.39 . 10-2 M; [Cl-] = 1.28 . 10-1 M
Esercizio 1.17. Una soluzione di HNO3 al 27 % in peso ha una densità di 1.16 g mL-1. Calcolare
molarità (M) e molalità (m) della soluzione.
PM HNO3 = 63.02 g mole-1
Molarità = 313 / 63.02 = 4.97 Μ
g HNO3 in 1 L = (1160 . 27) / 100 = 313 g
In 1 L di soluzione (che pesa 1160 g) ci sono: 1160 – 313 = 847 g di H2O
Se ho 313 g (= 4.97 moli) di HNO3 ogni 847 g di acqua, avrò (proporzione):
(4.97 . 1000) / 847 = 5.87 moli di HNO3 in 1000 g di acqua Molalità = 5.87 m
Esercizio 1.18. Calcolare la molalità di una soluzione ottenuta miscelando uguali volumi di
soluzioni di HNO3, rispettivamente 4.60 molale (densità 1.13 g mL-1) e 4.60 molare (densità 1.15 g
mL-1). PM HNO3 = 63 g mol-1.
Indichiamo con V il volume espresso in mL di ognuna delle due soluzioni. La massa di un volume
V della prima soluzione è: 1.13 (g mL-1) . V (mL) = 1.13 V g (massa di HNO3 + H2O)
Poiché tale soluzione è 4.60 molale contiene: 4.60 mol . 63 g mol-1 = 290 g HNO3 per Kg di
solvente
e pesa 290 g(HNO3) + 1000 g(H2O) = 1290 g (massa di HNO3 + H2O)
dalla proporzione: 290 g(HNO3) : 1290 g(HNO3 + H2O) = x g(HNO3) : 1.13 V g(HNO3 + H2O)
si ottiene x = (290 . 1.13 V) / 1290 = 0.254 V g(HNO3) nel volume V
e 1.13 V – 0.254 V = 0.876 V g(H2O) nel volume V
La massa di un volume V della seconda soluzione corrisponde a:
1.15 (g mL-1) . V (mL) = 1.15 . V g (massa di HNO3 + H2O)
Poiché tale soluzione è 4.60 molare contiene: 4.60 mol . 63 g mol-1 = 290 g HNO3 per litro di
soluzione
e 290 (g L-1) / 1000 (mL L-1) = 0.290 g mL-1 g HNO3 per mL di soluzione
Quindi V mL contengono 0.290 (g mL-1) . V (mL) = 0.290 V g(HNO3)
La massa di H2O contenuta nel volume V di questa soluzione è data da:
1.15 . V g(H2O + g HNO3) – 0.290 . V g(HNO3 ) = 0.860 V g(H2O)
dopo mescolamento dei due volumi ho una massa totale di HNO3 pari a:
0.254 V g(HNO3) + 0.290 V g(HNO3) = 0.544 . V g(HNO3)
e una massa di acqua totale pari a:
0.876 V g(H2O) + 0.860 V g(H2O) = 1.736 V g(H2O)
0.544 V (g) . 1000 (g Kg-1)
La molalità della soluzione finale è:
m = ------------------------------------- = 4.96 moli Kg-1
63 (g mole-1) . 1.736 V (g)
Esercizio 1.19. Una soluzione di NaOH è 1.1 M Calcolare il volume di H2O che deve essere
aggiunto a 700 mL di soluzione per ottenere una soluzione 0.35 M.
Moli NaOH = 1.1 mol L-1 . 0.7 L = 0.77 moli
V = 0.77 mol / 0.35 mol L-1 = 2.2 L volume totale
2-2 L – 0.7 L = 1.5 L
Ammettendo che i volumi siano additivi il volume d’H2O da aggiungere è 1.5 L.
Esercizio 1.20. Quale volume di acqua si deve aggiungere a 100 g di una soluzione di KOH al
30% (d = 1.29 g mL-1) per avere una soluzione 1 M ?
100 g / 1.29 g mL-1 = 77.5 mL volume occupato da 100 g di soluzione che contengono 30 g KOH
(soluzione al 30 % in peso)
30 g / 56.109 g mol-1 = 0.535 mol contenute nella soluzione
0.535 mol / 0.0775 L = 6.903 M molarità prima della diluizione
M1V1 = M2V2
V2 (il volume finale) sarà uguale a: 77.5 . 10-3 (L) + x (L) in cui x
(L) è il volume di acqua aggiunta
6.9 . 77.5 . 10-3 = 1 . (77.5 . 10-3 + x)
x = 0.457 L
Esercizio 1.21. Una soluzione è ottenuta sciogliendo 61.9 g di H3PO4 in 500 g di H2O. La densità
della soluzione è 1.16 g mL-1. Calcolare molarità e molalità della soluzione. Calcolare la molarità
della soluzione ottenuta aggiungendo 10 mL della soluzione di partenza a 20 mL di una soluzione
0.5 M di H3PO4.
PM (H3PO4) = 98 g / mole-1 61.9 g / 98 g mol-1 = 0.6316 mol
0.6316 (mol) / 0.5 (Kg H2O) = 1.2632 m molalità della soluzione
61.9 (g) + 500 (g) = 561.9 g
massa complessiva della soluzione
-1
volume della soluzione
561.9 (g) / 1.16 (g mL ) = 484.4 mL
0.6316 (mol) / 0.4844 (L) = 1.3039 mol L-1 molarità della soluzione
0.01 (L) . 1.3039 (mol L-1) = 0.013039
moli in 10 mL della prima soluzione
0.02 (L) . 0.5 (mol L-1) = 0.01
moli in 20 mL della seconda soluzione
10 (mL) + 20 (mL) = 30 mL = 0.030 L
Volume totale
(0.013039 mol + 0.01 mol) / 0.03 L = 0.768 mol L-1
molarità della soluzione finale
Esercizio 1.22. 10 mL (V1) di una soluzione 0.1 M (C1) di HCl vengono aggiunti a 20 mL (V2) di
una soluzione 0.2 M (C2) in HCl, qual’è la concentrazione molare finale in HCl?
Per determinare la molarità della soluzione finale occorre conoscere il numero di moli totali e il volume
totale:
Mfinale = (n1 + n2) / (V1 + V2) = (M1V1 + M2V2) / (V1 + V2) =
= [0.1 (mol L-1) . 0.01 (L) + 0.2 (mol L-1) . 0.02 (L)] / 0.03 L = 0.167 M
Esercizio 1.23. 1.5 g di KCl vengono sciolti in 50 mL d’acqua. Poi vengono aggiunti altri 35 mL
d’acqua. Calcolare la concentrazione molare prima e dopo la diluizione.
PM (KCl) = 74.55 g mole-1 0.0201 mol / 0.05 L = 0.402 M
0.0201 / 0.085 L = 0.236 M
1.5 (g) / 74.55 (g mol-1) = 0.0201 moli di KCl
molarità della soluzione prima della diluizione
molarità della soluzione dopo la diluizione
Esercizio 1.24. 15 mL (V1) di una soluzione di H2SO4 al 19.2 % (C1) in peso (d = 1.132 g mL-1)
sono addizionati a 35 mL (V2) di H2SO4 0.195 M (C2) e si diluisce con H2O fino a 80 mL totali.
Calcolare la molarità della soluzione ottenuta.
PM (H2SO4) = 98.1 g mol-1
Mfinale = (n1 + n2) / Vtot
Vtot = 0.08 L
-1 .
.
0.015 (L) 1132 (g L ) [19.2 g / 100 g] = 3.260 g massa di H2SO4 nella prima soluzione
3.260 (g) / 98.1 (g mol-1) = 0.03323 mol moli di H2SO4 nella prima soluzione (n1)
M2V2 = 0.195 (mol L-1) . 0.035 (L) = 0.00682 moli di H2SO4 nella seconda soluzione (n2)
Mfinale = (n1 + n2) / Vtot = (0.03323 + 0.00682) / 0.08 = 0.5007 M
Esercizio 1.25. Come preparereste 3 L di una soluzione 1.80 M di KOH avendo a disposizione
una soluzione di KOH al 26.1 % in peso (densità = 1.241 g mL-1) e acqua pura?
PM (KOH) = 56
3. 1.80 = 5.4 moli di KOH
5.4 mol . 56 g mol-1 = 302.4 g
302.4 g . (100 / 26.1) = 1159 g di soluzione
1158.6 g / 1.241 g mL-1 = 934 mL di soluzione
Prelevo 934 mL di soluzione e aggiungo 3000 – 934 = 2066 mL di acqua
Esercizio 1.26. 29.4 g di dicromato di potassio sono sciolti in 500.0 g di acqua. (a) Scrivere la
formula del dicromato di potassio; (b) scrivere l’equazione chimica relativa alla dissociazione del
dicromato di potassio in acqua; (c) calcolare la massa percentuale dei componenti in soluzione; (d)
calcolare la molarità della soluzione ottenuta sciogliendo i 29.4 g di dicromato di potassio in 500.0
mL di soluzione (PF dicromato di potassio = 294.19 uma)
(a) K2Cr2O7
(b) K2Cr2O7 2 K+ + Cr2O72(c) 29.4 g di K2Cr2O7 + 500.0 g di H2O = 529.4 g di soluzione
(500.0 g di H2O / 529.4 g di soluzione) . 100 = 94.4 % di solvente
(29.4 g di K2Cr2O7 / 529.4 g di soluzione) . 100 = 5.6 % di soluto
(d) 29.4 g di K2Cr2O7 / 294.19 g / mol) = 0.100 mol di K2Cr2O7 in 0.5 L
0.1 mol / 0.5 L = 0.2 mol L-1 = 0.2 M
Esercizio 1.27. Nella fermentazione alcolica i monosaccaridi tipo glucosio (in presenza
dell’enzima zimasi) si trasformano, attraverso successivi stadi di reazione, in etanolo (o alcol
etilico: C2H5OH, PM = 46.07 uma) e biossido di carbonio. (a) Determinare la quantità di glucosio
(PM = 180.16 uma) necessaria per formare 4.738 g di etanolo secondo l’equazione chimica (da
bilanciare): C6H12O6 C2H5OH + CO2 (b) Determinare il numero di ossidazione dell’atomo di C
nel Glucosio, nell’etanolo e nel biossido di carbonio.
C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2
(a) 4.738 g di C2H5OH / (46.07 g mol-1) = 0.1028 mol di C2H5OH
0.1028 mol C2H5OH . (1 mol C6H12O6 / 2 mol C2H5OH) = 0.0514 mol C6H12O6
0.0514 mol C6H12O6 . 180.16 g mol-1 = 9.260 g C6H12O6
(b) C6H12O6 posto x = NO del carbonio:
x . 6 + 1 . 12 + (-2) . 6 = 0
x=0
C2H5OH posto x = NO del carbonio:
x . 2 + 1 . 6 + (-2) . 1 = 0
x=-2
CO2
posto x = NO del carbonio:
x . 1 + (-2) . 2 = 0
x=+4
Esercizio 1.28. Calcolare il volume di soluzione di acido nitrico al 69,8 % (d = 1.42 g mL-1) e di
acqua che bisogna mescolare per preparare 1.0 L di soluzione 0.200 M di acido.
1.00 L . 0.200 mol L-1 = 0.200 mol di acido nitrico contenute nella soluzione finale.
La molarità di una soluzione di acido nitrico al 69.8% (d = 1.42 g mL-1) si ricava come segue:
1 L di soluzione pesa 1420 g, di cui solo (1420 / 100) . 69.8 = 9.91 . 102 g sono di acido nitrico
Essendo PM HNO3 = 63.0 g mol-1, avrò che 9.91 . 102 g / 63.0 g mol-1 = 15.7 mol contenute in 1
litro di soluzione.
Quindi la soluzione iniziale di HNO3 è 15.7 M.
Ne deriva che il volume di soluzione concentrata che deve essere prelevato è pari a :
0.200 mol / 15.7 mol L-1 = 12.7 . 10-3 L = 12.7 mL di soluzione di acido al 69.8 %
Questo volume deve essere portato ad 1 litro, addizionando (1000 - 12.7) mL = 987.3 mL di
acqua, per ottenere 1 L di soluzione 0.200 M
Esercizio 1.29. Calcolare la molarità di una soluzione di KOH ottenuta miscelando 95.0 mL di
KOH 0.220 M con 35.0 mL di KOH 0.400 M, assumendo che i volumi siano additivi.
mol1 + mol2 = molTOT e quindi M = molTOT / VTOT
mol1 = 0.0950 L . 0.220 mol L-1 = 0.0209 mol
mol2 = 0.0350 L . 0.400 mol L-1 = 0.0140 mol
M = 0.0349 mol / 0.1300 L = 0.268 M
Esercizio 1.30. 850.0 mL di una soluzione di HCl 0.157 M vengono mescolati con 30.0 mL di HCl
al 32.14 % avente densità 1.116 g mL-1. Determinare la concentrazione molare della soluzione
risultante, considerando additivi i volumi.
mol1 + mol2 = molTOT e quindi M = molTOT / VTOT
mol1: 0.850 L . 0.157 mol L-1 = 0.133 mol
mol2: 30 mL di soluzione pesano 30.0 . 1.116 g mL-1 = 33.5 g
sono di HCl puro, pari
a 10.8 g / 36.46 g mol-1 = 0.295 mol HCl
mol totali = 0.295 + 0.133 = 0.428 mol
VTOT = 0.850 + 0.030 l = 0.880 L
[HCl]finale = 0.428 mol / 0.880 L = 0.486 M
di cui (33.5/100) . 32.14 = 10.8 g
Esercizio 1.31. Una soluzione di perossido di idrogeno al 30 % in peso ha d = 1.11 Kg L-1.
Calcolare il volume di soluzione da prelevare per ottenere 40.0 mL di soluzione 0.30 M.
1 L di soluzione di perossido pesa 1110 g e contiene: (1110/100) . 30 = 333 g di perossido
PM H2O2 = 34.01 g mol-1
333 g L-1 / 34.01 g mol-1 = 9.79 M
Poiché V1 . M1 = V2 . M2 avrò che: V2 = (0.040 L . 0.30 mol L-1) / 9.79 mol L-1 = 1.23 . 10-3 L = 1.23 mL
Esercizio 1.32. Calcolare la massa di acqua che occorre aggiungere a 1.00 Kg di una soluzione di
acido nitrico al 56.5 % per averne una al 20 %.
Su 1000 g di soluzione, 565 g sono di acido nitrico. Volendo ottenere una soluzione al 20 % avrò:
565 / (1000 + x) · 100 = 20.0, da cui ricavo x = 1.82 . 103 g di acqua
Esercizio 1.33. Si calcoli il volume di una soluzione di acido solforico 0.100 M che reagisce
esattamente con 5.0 g di Zn metallico, secondo la reazione: Zn + H+ Zn2+ + H2 (da bilanciare)
Zn + 2 H+ Zn2+ + H2
1 mol di Zn reagisce con 1 mol di acido solforico (che libera 2 H+).
mol Zn = 5.0 g / 65.4 g mol-1 = 0.0764 mol
Serviranno altrettante mol di acido, che devono essere prelevate da una soluzione 0.100 M.
Quindi:
0.0764 mol / 0.100 mol L-1 = 0.764 L di soluzione di acido solforico
Esercizio 1.34. Calcolare la molalità e la frazione molare di una soluzione di potassio ossalato
idrato K2C2O4 . H2O 0.306 M avente densità 1.0161 g mL-1.
Su 1 L di soluzione, avrò 0.306 mol di K2C2O4 . H2O, pari a
0.306 mol · 184.23 g mol-1 = 56.37 g ossalato
1 L di soluzione pesa 1016.1 g
Peso del solvente in 1 L di soluzione: (1016.1 - 56.37) g = 959.73 g
molalità = 0.306 mol soluto / 0.9597 Kg solvente = 0.319 m
959.73 g acqua / 18.02 g mol-1 = 53.3 mol acqua
Fraz. molare (χ) ossalato = 0.306 mol / (0.306 + 53.3) mol = 0.00571
Fraz. molare (χ) acqua = 53.3 mol / (0.306 + 53.3) mol = 0.994
La somma delle χ deve essere 1!
Esercizio 1.35. 0.010 L di soluzione di HCl 0.150 M sono aggiunti a 0.400 L di una soluzione di
HCl 2.50 . 10-3 M. Calcolare la concentrazione molare della soluzione risultante.
VTOT = 0.410 L
molTOT = (0.010 L . 0.150 mol L-1) + (0.400 L . 2.50 . 10-3 mol L-1) = 2.50 . 10-3 mol
[HCl] = 2.50 . 10-3 mol / 0.410 L = 6.1 . 10-3 M
Esercizio 1.36. Che volume di una soluzione al 37 % in HCl (d = 1.190 g mL-1) occorre prelevare
per ottenere 2.5 L di una soluzione di HCl 1.00 . 10-2 M.
1.00 . 10-2 mol L-1 . 2.5 L = 0.025 mol (moli di HCl nella soluzione finale)
La soluzione di HCl concentrato ha la seguente conc. molare:
(1190 g / 100) . 37 = 440.3 g HCl in 1 L
440.3 g L-1 / 36.46 g mol-1 = 12.08 M
Quindi devo prelevare: 0.025 mol / 12.08 mol L-1 = 2.07 . 10-3 L = 2.07 mL
Esercizio 1.37. L’acido acetico glaciale (puro) ha una d = 1.059 g mL-1. Calcolare quale volume
occorre prelevare per preparare 250.0 mL di una soluzione 0.100 M.
1 L di acido acetico pesa 1059 g, dei quali il 100% è acido acetico.
1059 g L-1 / 60.05 g mol-1 = 17.6 M (molarità dell’acido acetico glaciale)
Poiché V1 . M1 = V2 . M2 , si avrà:
0.100 M . 0.250 L = 17.6 M . x
da cui x = 1.42 mL
1.42 mL di acido acetico glaciale devono essere portati a 250 mL. Si otterrà una soluzione di acido
acetico 0.100 M.
Esercizio 1.38. La densità di una soluzione di acido solforico al 96.4 % è 1.835 g mL-1. Calcolare il
volume della soluzione che contiene disciolta 1 mol di acido.
1 L di soluzione pesa 1835 g, di cui solo (1835 / 100) . 96.4 = 1769 g sono di acido solforico
Essendo PM H2SO4 = 98.08 g mol-1, avrò che 1769 g L-1 / 98.08 g mol-1 = 18.0 M
Se 1 L contiene 18 mol di acido, 1 mol sarà contenuta in (1 / 18) L = 0.0556 L
Esercizio 1.39. Calcolare la molarità e la molalità di una soluzione di NaOH avente densità d =
1.165 g mL-1 e contenente 43.59 g di NaOH in 250.0 mL di soluzione
mol NaOH = 43.59 g / 40.0 g mol-1 = 1.090 mol
Molarità = 1.090 mol /0.250 L = 4.359 M
Massa soluzione = (1.165 . 250.0) g = 291.2 g
Massa solvente = (291.2 – 43.59) g = 247.7 g
Molalità = 1.090 mol / 0.2477 Kg = 4.40 m
Esercizio 1.40. 16. Per preparare 500 mL di HCl 0.250 M si ha a disposizione una soluzione di
HCl al 34.18% in peso e densità 1.170 g mL-1. Calcolare il volume della soluzione che deve essere
prelevato.
La relazione da tener presente è: V1 . M1 = V2 . M2 cioè: n1 = n2
n1 = 0.500 . 0.250 mol L-1 = 0.125 mol
M1: 1.00 L pesa 1170 g
(1170 g / 100) . 34.18 = 399.9 g HCl in 1 L
399.9 g L-1 / 36.46 g mol-1 = 10.97 M
Quindi V1 = 0.125 mol / 10.97 M = 0.0114 L = 11.4 mL
Esercizio 1.41. Calcolare la molarità, la frazione molare e la molalità di una soluzione di
ammoniaca al 30 % in peso (d = 0.892 g mL-1). Qual è la molarità di una soluzione ottenuta
prelevando 23.5 mL di questa soluzione concentrata e portandola a 250.0 mL?
1 L soluzione pesa 892 g, dei quali solo (892 g / 100) . 30 = 267.6 g sono di NH3.
267.6 g L-1 / 17.03 g mol-1 = 15.7 M (ammoniaca)
1 L di soluzione contiene: (892.0 – 267.6) g = 624.4 g acqua
624.4 g L-1 acqua / 18.02 g mol-1 = 34.6 M
Fraz. molare NH3= 15.7 mol / (15.7 + 34.6) mol = 0.312
Fraz. molare H2O = 34.6 mol / (15.7 + 34.6) mol = 0.688
La somma delle χ deve dare 1!
molalità della soluzione concentrata: 1 L contiene 15.7 mol di ammoniaca e 624.4 g solvente.
Quindi
m = 15.7 mol / 0.6244 Kg = 25.1 m
Esercizio 1.42. Data una soluzione acquosa di idrossido di sodio 0.500 M calcolare la
concentrazione molare di una soluzione acquosa di acido iodidrico, sapendo che 15.0 mL della
soluzione di base reagiscono completamente con 10.0 mL della soluzione dell’acido
NaOH + HI NaI + H2O
0.500 mol L-1 . 0.015 L = 7.50 . 10-3 mol NaOH = mol HI
7.50 . 10-3 mol HI / 0.010 L = 0.750 M
Esercizio 1.43. L’amminoacido cisteina è una sostanza contenente carbonio (29.55 %), idrogeno
(5.73 %), azoto (11.30 %), ossigeno (26.72 %) e zolfo (26.44 %). Determinare la formula minima
della cisteina.
In 100 g di sostanza ci sono:
29.55 g / 12.011 g mol-1 = 2.460 mol di C
5.73 g / 1.008 g mol-1 = 5.684 mol di H
11.30 g / 14.007 g mol-1 = 0.8067 mol di N
26.72 g / 15.999 g mol-1 = 1.670 mol di O
26.44 g / 32.06 g mol-1 = 0.8247 mol di S
La formula minima della cisteina è C3H7NO2S
2.460 / 0.8067 = 3.049 ≅ 3
5.684 / 0.8067 = 7.046 ≅ 7
0.8067 / 0.8067 = 1
1.670 / 0.8067 = 2.070 ≅ 2
0.8247 / 0.8067 = 1.022 ≅ 1
Esercizio 1.44. Sapendo che HCl commerciale è al 37.1 % in peso ed ha densità è 1.18 g mL-1,
calcolarne la molarità e la molalità.
1 litro di soluzione (1000 mL) pesa: 1000 mL . 1.18 g mL-1 = 1180 g e contiene 1180 g . (37.1 / 100)
= 437.8 g di HCl, che corrispondono a 437.8 / 36.46 = 12.01 moli. Quindi la soluzione, contenendo
12.01 moli di HCl in un litro, è 12.01 M.
1 litro di soluzione contiene 1180 - 437.8 = 742.2 g di solvente (acqua). Quindi la molalità (rapporto
fra le moli di soluto e il peso di solvente in Kg) sarà 12.01 / 0.7422 = 16.18 m.
Esercizio 1.45. Un composto contiene C (68.57%), H (2.88%), N (13.33%) e O (15.22%).
Sapendo che il peso molecolare del composto è 210.19, determinare la sua formula molecolare e
calcolare quanti grammi di CO2 e H2O si formano nella reazione di combustione di 1.0 g di
composto.
C
H
N
O
%
68.57
2.88
13.33
15.22
in 100 g di composto
68.57 g
2.88 g
13.33 g
15.22 g
Formula minima: C6H3NO
Formula molecolare C6nH3nNnOn
n = 210.19 / 105.10 = 2.00
moli (=peso/PA)
68.57 / 12.01= 5.71
2.88 / 1.01= 2.85
13.33 / 14.01= 0.95
15.22 / 16.00 = 0.95
rapporti
6.01
3.00
1.00
1.00
PF = 105.10
PM = 210.19
C12H6N2O2
La reazione di combustione è
C12H6N2O2 + O2 12 CO2 + 3 H2O + altri prodotti
1.0 g di composto 1.0 / 210.19 = 0.00476 mol = 4.76 mmol di composto
12 . 4.76 = 57.1 mmol di CO2 0.0571 . PM(CO2) = 0.0571 . 44.01= 2.51 g di CO2
3 . 4.76 = 14.3 mmol di H2O 0.0143 . PM(H2O) = 0.0143 . 18.02 = 0.258 g di H2O
Esercizio 1.46. Un composto è formato da 21.96 g di Mn e 8.52 g di O. Calcolare la formula
minima. (Mn 54.94, O 16.00)
Moli di Mn = 21.96 / 54.94 = 0.3997, moli di O = 8.52 / 16.0 = 0.5325
moli O / moli Mn = 1.332. Quindi moli O = 1.332 . (moli Mn). Il numero intero più piccolo che
consente di
rendere intero il numero di moli di O è 3 (1.332 . 3 = 4). Quindi moli Mn = 3 e moli O = 4, ovvero la
formula minima è Mn3O4.
Bilanciamento di Equazioni chimiche di ossido-riduzione
Esercizio 2.1. Bilanciare le seguenti reazioni:
Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2
Cr3+ + ClO3- Cr2O72- + ClO2- amb. acido
N2H4 + HNO2 HN3
Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O
2 Cr3+ + 6 ClO3- + H2O Cr2O72- + 6 ClO2 + 2 H+
N2H4 + HNO2 HN3 + 2 H2O
Esercizio 2.2. Bilanciare le seguenti reazioni:
MnO2 + NaNO3 + Na2CO3 Na2MnO4 + CO2 + NO
Au3+ + H2O2 Au + O2 amb. basico
FeS2 + Na2Cr2O7 + HClO4 Fe(ClO4)3 + SO2 + Cr(ClO4)3 + NaClO4
N.B.: S in FeS2 ha stato di ossidazione –1!
3 MnO2 + 2 NaNO3 + 2 Na2CO3 3 Na2MnO4 + 2 CO2 + 2 NO
2 Au3+ + 3 H2O2 + 6 OH- 2 Au + 3 O2 + 6 H2O
6 FeS2 + 11 Na2Cr2O7 + 106 HClO4 6 Fe(ClO4)3 + 12 SO2 + 22 Cr(ClO4)3 + 22 NaClO4 + 53
H2O
Esercizio 2.3. Bilanciare le seguenti reazioni:
ClO2- + H2O2 Cl- + O2
BrO3- + MnS Br - + SO2 + MnO2
ClO2- + 2 H2O2 Cl- + 2 O2 + 2 H2O
4 BrO3- + 3 MnS 4 Br- + 3 SO2 + 3 MnO2
Esercizio 2.4. Il primo stadio del processo di estrazione del cromo dal suo minerale cromite,
FeCr2O4, è l’ossidazione con aria del minerale in carbonato fuso, secondo la seguente reazione
(da bilanciare):
FeCr2O4 + Na2CO3 + O2 Na2CrO4 + CO2 + Fe2O3
Calcolare quanti g di cromato di sodio si formano e quanti g di carbonato di sodio occorre utilizzare
per ogni Kg di minerale trattato, sapendo che la resa della reazione è dell’88.0%.
2 FeCr2O4 + 4 Na2CO3 + 7/2 O2 4 Na2CrO4 + 4 CO2 + Fe2O3
P.M. cromite = 223.84 g mol-1
1000 g di cromite = 4.467 mol cromite
Rapporto FeCr2O4 / Na2CO3 = 1 : 2
Servono 4.467 mol . 2 . 106.0 g mol-1 = 947 g Na2CO3
Essendo la resa pari all’88%, si formano:
4.467 . 2 . 0.88 mol cromato di Na = 7.86 moli = 1273 g = 1.27 . 103 g = 1.27 Kg di Na2CrO4
ottenuti
Esercizio 2.5. 12.3 g di Mo vengono fatti reagire con 10.45 mL di HNO3 al 69.5% in peso (d =
1.413 g mL-1) secondo la seguente reazione (da bilanciare):
Mo + HNO3 MoO3 + NO + H2O
Calcolare quanti g di MoO3 si possono ottenere, sapendo che la resa della reazione è del 68.5 % e
specificare qual è il reagente limitante.
Mo + 2 HNO3 MoO3 + 2 NO + H2O
P.M. HNO3 = 63.01 Da
P.A. Mo = 95.94 Da
P.M. MoO3 = 143.9 Da
12.3 g / 95.94 g mol-1 = 0.128 mol Mo
[(10.45 mL . 1.413 g mL-1) . 69.5 / 100] / 63.01 g mol-1 = 0.163 mol HNO3
Rapporto stechiometrico tra Mo e HNO3 1:2
0.128 mol Mo richiedono 0.256 mol di acido per reagire completamente: l’acido è il reagente
limitante.
Se la resa fosse del 100%, si avrebbero: 0.163 / 2 = 0.0815 mol di MoO3
Ma la resa è del 68.5 %, quindi si ottengono: 0.0815 mol . 143.9 g mol-1 . 68.5 / 100 = 8.03 g
MoO3
Esercizio 2.6. Per sbiancare le vernici annerite per invecchiamento, si sfrutta la reazione:
H2O2 + PbS (nero) PbSO4 (bianco) + H2O
Calcolare quanto perossido di idrogeno è necessario per ossidare completamente 2.76 g di solfuro
di Pb(II) e quanto solfato di Pb si ottiene, sapendo che la resa della reazione è dell’85.3 %.
4 H2O2 + PbS (nero) PbSO4 (bianco) + 4 H2O
P.M. PbS = 239.3 g mol-1
P.M. H2O2 = 34.02 g mol-1
P.M. PbSO4= 303.3 g mol-1
2.76 g / 239.3 g mol-1 = 0.01153 mol PbS
Rapporto stechiometrico tra PbS e H2O2 = 1:4
Sono necessari: 4 . 0.01153 mol H2O2 . 34.02 g mol-1 = 1.56 g H2O2
Si ottengono: 0.01153 mol PbSO4 . 303.3 g mol-1 . 85.3 / 100 = 2.98 g PbSO4
Esercizio 2.7. a) Scrivere l’equazione chimica bilanciata, in forma ionica e in forma molecolare,
relativa all’ossidazione del solfato di ferro (II) da parte del permanganato di potassio (in ambiente
acido).
b) Calcolare i grammi di permanganato di potassio (PF =158.03 u) contenuti in 150 cm3 di una
soluzione acquosa 0.010 N in ambiente acido.
R(a) = forma ionica MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+
→
Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
R(a) = forma molecolare 2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4
→ 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O
R(b) = 4,8 10-2 g KMnO4
a)
MnO4-+ 8 H+ + 5 Fe2+
→ Mn2+ + 5 Fe3+ +
4 H2O
(Mn +7 → +2 ; ∆n.o. = +5) x 1 = +5
(Fe +2 → +3 ; ∆n.o. = -1) x 5 = -5
(MnO4-+ 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O) . 1
(Fe2+ → Fe3+ + e-) . 5
_____________________________________
forma ionica: MnO4-+ 8 H+ + 5 e- + 5 Fe2+ → Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+ + 5eforma molecolare [moltiplicare tutto x 2, per evitare di avere un coefficiente non intero per
Fe2(SO4)3, e aggiungere quantità uguali di K+ e SO42- a destra e a sinistra]
2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4 → 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O
b)
0.010 eq L-1 . 0.150 L = 1.5 10-3 eq
1.5 10-3 eq . (158,03 / 5) g eq-1 = 4.8 10-2 g KMnO4 contenuti in 150 cm3 di una soluzione acquosa
0.010 N
Esercizio 2.8. a) Data la seguente reazione in soluzione acquosa:
solfato di manganese (II) + biossido di piombo (IV) + acido solforico + solfato di potassio →
permanganato di potassio + solfato di piombo (II) + acqua
bilanciare l’equazione chimica in forma ionica netta e in forma molecolare (nell’equazione in forma
ionica la specie biossido di piombo va scritta in forma molecolare).
R = 2 MnSO4 + 5 PbO2 + 2 H2SO4 + K2SO4 → 2 KMnO4 + 5 PbSO4 + 2 H2O
R = 2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 H+ → 2 MnO4- + 5 Pb2+ + 2 H2O
(Mn: +2 → +7 ; ∆no = -5) x 2 = -10 e(Pb: +4 → +2 ; ∆no = +2) x 5 = +10 e-
(Mn2+ + 4 H2O → MnO4- + 5 e- + 8 H+ ) . 2 semireazione di oxid
(PbO2 + 2 e- + 4 H+ → Pb2+ + 2 H2O ) . 5 semireazione di riduzione
-----------------------------------------------------------------------------------------------------2 Mn2++ 8 H2O + 5 PbO2 + 10 e- + 20 H+ → 2 MnO4- + 10 e- + 16 H+ + 5 Pb2+ + 10 H2O
2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 H+ → 2 MnO4- + 5 Pb2+ + 2 H2O
2 MnSO4 + 5 PbO2 + 2 H2SO4 + K2SO4 → 2 KMnO4 + 5 PbSO4 + 2 H2O
b) calcolare la quantità in grammi di solfato di manganese (II) necessaria per ridurre
completamente a solfato di piombo (II) 53.9 g di biossido di piombo (IV). La massa molare del
solfato di manganese (II) è 151.00 g mol-1, quella del biossido di piombo (IV) è 239.19 g mol-1.
Eseguire il calcolo anche facendo uso della definizione di equivalente.
R = 13,6 g MnSO4
53.9 g PbO2 / 239.19 g mol-1 = 0.225 mol PbO2
mol MnSO4 = 0.225 . 2 / 5 = 0.0900 mol
0.0900 mol . 151.00 g mol-1 = 13.6 g MnSO4
PE PbO2 = PM / 2 = 239.19 g mol-1 : 2 eq mol-1 = 119.60 g eq-1
53.9 g PbO2 : 119.60 g eq-1 = 0.451 eq di PbO2
PE MnSO4 = (151.00 g mol-1 : 5 eq mol-1) = 30.20 g eq-1
0.451 eq MnSO4 . 30.20 g eq-1 = 13.6 g MnSO4
Esercizio 2.9. Si sciolgono in acqua 196.14 g di dicromato di potassio [PF = 294.19 uma].
Calcolare quanti cm3 di idrossido di potassio al 8.04 % in peso sono necessari per trasformare il
dicromato di potassio in cromato di potassio [Cr2O72- + OH- → CrO42-, da bilanciare]. La densità
della soluzione di idrossido di potassio è d = 1.072 g cm-3.
R = 867 cm3
Cr2O72- + 2 OH- → 2 CrO42- + H2O
Cr2O72- + 2 OH- → 2 CrO42 - + H2O (non è una redox, lo stato di ox di Cr rimane uguale a +VI)
moli di dicromato = 196.14 g / 294.19 g mol-1 = 0.66671 mol
una mole di dicromato reagisce con due moli di idrossido, quindi le moli di idrossido da aggiungere
sono: n moli di dicromato . 2 = 1.3334 moli di idrossido di potassio
g KOH = n moli . PF = 1.3334 mol . 56.100 g mol-1 = 74,804 g
La soluzione contiene 8.04 g di KOH ogni 100 grammi di soluzione, quindi per avere 74.804 g
devo prelevare: (74.804 . 100) / 8.04 = 930 g
Il volume da prelevare è M / d ovvero 930 g / 1.072 g cm-3 = 867 cm3
Esercizio 2.10.
Bilanciare (a) in forma ionica e (b) in forma molecolare la seguente reazione
in soluzione acquosa: acido solfidrico (acq) + permanganato di potassio (acq) + acido cloridrico (acq) →
→ zolfo elementare + cloruro di potassio (acq) + cloruro di manganese(II) (acq) + acqua (l)
R(a) = 2 KMnO4 + 5 H2S + 6 HCl → 5 S + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O
R(b) = 2 MnO4 - + 5 H2S + 6 H+ → 5 S + 2 Mn2+ + 8 H2O
-II
+VII
0
+II
H2S + MnO4- + H+ → S + Mn2+ + H2O
(S: -2 → 0 si ossida (è riducente); Δn.ox. = +2) . 5 = +10 e(Mn: +7 → +2 si riduce (è ossidante); Δn.ox. = - 5) . 2 = -10 e(H2S → S + 2H+ + 2e- ) . 5
(MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O ) . 2
---------------------------------------------------------------2 MnO4- + 5 H2S + 6 H+ → 5 S + 2 Mn2+ + 8 H2O
Aggiungo 2 K+ e 6 Cl- a destra e a sinistra e scrivo in forma molecolare
2 KMnO4 + 5 H2S + 6 HCl → 5 S + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O
Esercizio 2.11.
Bilanciare la reazione H2S + KMnO4 + HCl S + KCl + MnCl2 + H2O
Forma ionica H2S + MnO4- + H+ S + Mn 2+ + H2O
S: -2 0
si ossida
si riduce
Mn: +7 +2
Semireazione OX:
H2S S + 2 eH2S S + 2 H+ + 2 eSemireazione Rid:
MnO4- + 5 e- Mn2+
MnO4- + 8 H+ + 5e- Mn 2+ + 4 H2O
(H2S S + 2 H+ + 2e- ) . 5
(MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn 2+ + 4 H2O) . 2
2 MnO4- + 5 H2S + 6 H+ 5 S + 2 Mn 2+ + 8 H2O
2K MnO4 + 5 H2S + 6 HCl 5 S + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O
Esercizio 2.12.
Bilanciare la reazione FeS + HNO3 Fe(NO3)3 + NO + S + H2O
Forma ionica: FeS + H+ + NO3- Fe3+ + NO + S + H2O
Fe: +2 +3 si ossida
S: -2 0
si ossida
N: +5 +2 si riduce
Semireazione OX:
Fe2+ Fe3+ + 1e S 2- S + 2 e FeS Fe3+ + S + 3 e –
Semireazione Rid:
NO3 - + 3 e - NO
4 H+ + NO3 - + 3 e - NO + 2 H2O
(FeS Fe3+ + S + 3 e - ) . 1
(NO3 - + 4 H+ + 3 e - NO + 2 H2O) . 1
FeS + NO3 - + 4 H+ Fe3+ + S +NO + 2 H2O
FeS + 4 HNO3 Fe(NO3)3 + S + NO + 2 H2O
Esercizio 2.13.
Cl: 0 -1
Cl: 0 +1
Bilanciare la reazione Cl2 + NaOH NaCl + NaClO + H2O
si riduce
si ossida
(Cl2 + 2 e - 2 Cl - ) . 1
(Cl2 + 4 OH - 2 ClO - + 2 e - + 2 H2O) . 1
Cl2 + 2 OH - Cl - + 2 ClO - + H2O
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaClO + H2O
Esercizio 2.14. Scrivere l’equazione chimica bilanciata, in forma ionica e in forma molecolare,
relativa all’ossidazione del solfato di ferro (II) da parte del permanganato di potassio (in ambiente
acido). Calcolare i grammi di permanganato di potassio (in ambiente acido ) contenuti in 150 cm3 di
una soluzione acquosa 0.010 N.
MnO4 - + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
(Mn: +7 +2 ; ∆no = +5) . 2 = +10
(Fe: +2 +3 ; ∆no = -1) . 10 = -10
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O
0.010 N = 0.010 eq L-1
0.010 eq L-1 . 0.150 L = 1.5 . 10-3 eq
1.5 . 10-3 eq . PE (158.036 / 5) g eq-1 = 4.8 . 10-2 g
Calcolare quanti mL di una soluzione di 23.5 g di K2Cr2O7 per L ossidano 2.8 g
di FeSO4 in ambiente acido. La reazione (da bilanciare) è: Cr2O72- + Fe2+ + H+ → Fe3+ + Cr3+ + H2O
Esercizio 2.15.
Bilanciamento con il metodo delle semireazioni:
(Cr2O72- + 6 e- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O) . 1
(Fe2+ → Fe3+ + 1 e-) . 6
_____________________________________________
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14H+ → 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
(PM FeSO4 = 151.91 g mole-1; PM K2Cr2O7 = 294.2 g mole-1):
2.8 (g) / 151.91 (g mol-1) = di FeSO4 in 2.8 g
dalla stechiometria della reazione una mole di K2Cr2O7 ossida 6 moli di FeSO4 quindi per ossidarne
0.01843 moli servono:
1 : 6 = x : 0.01843 x = 0.01843 / 6 = 3.072 .10-3 moli di K2Cr2O7
La concentrazione della soluzione di K2Cr2O7 è:
23.5 (g L-1) / 294.2 (g mol-1) = 0.08 (moli L-1)
quindi devo prelevare:
0.08 (mol L-1) . V (L) = 3.072 .10-3 moli
V = 3.072 .10-3 (moli) / 0.08 (mol L-1) = 0.0384 L = 38.4 mL
500 mL di una soluzione contengono 15.8 g di KMnO4. L’aggiunta di 20 mL
di tale soluzione a 10 mL di una soluzione di SnCl2 fa avvenire la seguente reazione (da bilanciare):
MnO4- + Sn2+ + H+ → Mn2+ + Sn4+ +H2O
Calcolare la concentrazione Sn2+ di nella soluzione, ammettendo che lo stagno presente sia stato
tutto ossidato.
Esercizio 2.16.
(MnO4- + 8 H+ +5e- → Mn2+ + 4 H2O) . 2
(Sn2+ → Sn4+ + 2 e-) . 5
_________________________________________
2 MnO4- + 5 Sn2+ + 16 H+ → 2 Mn2+ + 5 Sn4+ + 8 H2O
PM KMnO4 = 158 g mole-1
[MnO4-] = [15.8 (g) / 158 (g mol-1)] / 0.5 (L) = 0.2
20 mL della soluzione di KMnO4 contengono: 0.2 (mol L-1) . 0.02 (L) = 0.004 moli
2 moli di MnO4- ossidano 5 moli di Sn2+
0.004 .(5 / 2) = 0.01 moli di Sn2+ formate
0.01 moli / 0.01 L = 1 M (concentrazione di Sn2+ nei 10 mL di soluzione di SnCl2)
Data la reazione (da bilanciare): Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO ↑ + H2O
a) Se 4 moli di Cu vengono poste a reagire con 16 moli di HNO3, quante moli di HNO3 restano
a fine reazione e quante moli di prodotti si ottengono?
a) Se 24 g di Cu vengono messi a reagire con 12 g di HNO3, quale reattivo e quanti g di esso
restano?
Esercizio 2.17.
(Cu → Cu2+ + 2 e-) . 3
(NO3- + 3 e- + 4 H+ → NO + 2 H2O) . 2
______________________________________
Per completare il bilanciamento della reazione devo aggiungere 6 NO3-, che vanno a formare il
Cu(NO3)2. Per cui:
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO ↑ + 4 H2O
4 moli di Cu richiedono: 4 . (8 / 3) = 10.67 moli di HNO3
restano 16 – 10.67 = 5.33 moli di HNO3
si ottengono: 4 moli di Cu(NO3)2; 4 . (2 / 3) = 2.667 moli di NO; e 4 . (4 / 3) = 5.333 mol H2O
24 g di Cu contengono: 24 / 63.5 = 0.378 moli (che richiederebbero: 0.378 . (8 / 3) = 1.008 moli di HNO3)
12 g di HNO3 contengono: 12 / 63 = 0.19 moli (che richiederebbero 0.19 . (3 / 8) = 0.07125 moli di Cu)
Cu è in eccesso e HNO3 è il reagente limitante che reagisce tutto
Rimangono 0.378 – 0.0712 = 0.3068 moli di Cu, cioè: 0.3068 . 63.5 = 19.48 g di Cu
Fe2+ + MnO4- +H+ → Fe3+ + Mn2+ + H2O
Calcolare quanti grammi di FeSO4 sono necessari per la riduzione di una quantità di KMnO4
tale da contenere 0.25 g di Mn.
Esercizio 2.18. Bilanciare la reazione:
Bilancio con il metodo delle semireazioni:
(Fe2+ → Fe3+ + 1 e-) . 5
(MnO4- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O) . 1
___________________________________
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
0.25 / 55 = 0.00455 moli di Mn in 0.25 g
Poiché in una mole di KMnO4 è contenuta una mole di Mn, devo ridurre 0.00455 moli di KMnO4
Mi servono 0.00455 . 5 = 0.02275 moli di FeSO4
Che corrispondono a : 0.02275 (mol) . 151.91 (g mol-1) = 3.45 g di FeSO4
Esercizio 2.19. 20.0 mL di soluzione acida contenente 0.121 mol L-1 di Fe(II) sono titolati con 23.5
mL di una soluzione di permanganato di potassio. Calcolare la molarità della soluzione di
permanganato.
Fe2+ + MnO4- + H+ Fe3+ + Mn2+ + H2O (da bilanciare)
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
mol Fe2+ = 0.0200 L . 0.121 mol L-1 = 2.42 . 10-3 mol
Rapporto stechiometrico Fe / KMO4 = 5:1
Quindi sono necessarie: 2.42 . 10-3 / 5 = 4.84 . 10-4 mol di permanganato per reagire
completamente. La molarità della soluzione sarà:
4.84 . 10-4 mol / 0.0235 L = 0.0206 M
Esercizio 2.20. Data la seguente reazione di ossido-riduzione: permanganato di potassio +
idrossido di potassio + ossalato di potassio (K2C2O4) biossido di manganese + acqua +
carbonato di potassio
(a) scrivere le formule chimiche dei reagenti e dei prodotti di reazione
(b) bilanciare la reazione
(c) quanti grammi di permanganato di potassio (PF = 158.04 uma) sono necessari per far
reagire 3.00 g di ossalato di potassio?
(a) KMnO4 + K2C2O4 + KOH MnO2 + K2CO3 + H2
(b) Mn si riduce (da +VII a +IV)
C si ossida (da +III a +IV)
Semireazione di riduzione: (MnO4- + 3 e- + 2 H2O MnO2 + 4 OH-) . 2
Semireazione di ossidazione: (C2O42- + 4 OH- 2 CO32- + 2 e- + 2 H2O) . 3
Reazione bilanciata in forma ionica: 2 MnO4- + 3 C2O42- + 4 OH- 2 MnO2 + 6 CO32- + 2 H2O
Reazione bilanciata in forma molecolare (aggiungo 12 K+ a destra e a sinistra):
2 KMnO4 + 3 K2C2O4 + 4 KOH 2 MnO2 + 6 K2CO3 + 2 H2O
(c) 3.00 g / 166.2 g mol-1 = 0.0180 mol di K2C2O4
0.0180 mol K2C2O4 . (2 mol KMnO4 / 3 mol K2C2O4) = 0.0120 mol KMnO4
0.0120 mol . 158.04 g mol-1 = 1.90 g di KMnO4
Esercizio 2.21. Data la reazione: idrossido di sodio + acido carbonico idrogeno carbonato di
sodio + acqua:
(a) bilanciare l’equazione chimica
(b) determinare quanti grammi di idrogeno carbonato di sodio (PF = 84.005 uma) si formano
da 5.00 g di idrossido di sodio (PF = 39.996 uma) + 5.00 g di acido carbonico (PM = 62.024
uma)
(c) verificare la legge di conservazione di massa.
(a) NaOH + H2CO3 NaHCO3 + H2O
(b) mol (NaOH) = 5.00 g / 39.996 g mol-1 = 0.125 mol
mol (H2CO3) = 5.00 g / 62.024 g mol-1 = 0.0806 mol
le moli di NaOH sono in eccesso (rapporto stechiometrico 1:1), H2CO3 è il reagente
limitante
si formano 0.0806 mol . 84.005 g mol-1 = 6.77 g di NaHCO3
(c) si formano 0.0806 mol . 18.015 g mol-1 = 1.45 g di H2O
massa reagenti = massa prodotti
6.77 + 1.45 = 8.22 g
massa prodotti
0.125 – 0.0806 = 0.0444 moli di NaOH non reagite
0.0444 mol . 39.996 = 1.78 g NaOH che non hanno reagito
5.00 – 1.78 = 3.22 g di NaOH che hanno reagito
3.22 + 5.00 = 8.22 g
massa reagenti
Esercizio 2.22. Il biossido di piombo trattato a caldo con una soluzione acquosa di acido cloridrico
dà origine a cloruro di piombo(II) (PF = 278.10 uma), acqua (PM = 18.02 uma) e ossigeno
elementare (PM = 32.00 uma):
(a) scrivere l’equazione chimica bilanciata relativa alla reazione
(b) calcolare la quantità in grammi dei prodotti formati a partire da 1.00 g di biossido di piombo
(PM = 239.2 uma) e 1.00 g di acido cloridrico (PM = 36.461 uma)
(c) calcolare la concentrazione molare di una soluzione acquosa contenente 1.00 g di acido
cloridrico in 1.00 dm3 di soluzione
(a) 2 PbO2 + 4 HCl 2 PbCl2 + O2 + 2 H2O
(b) 1.00 g / 239.2 g mol-1 = 0.00418 mol PbO2
1.00 g / 36.461 g mol-1 = 0.0274 mol HCl
0.00418 mol PbO2 richiedono 0.00418 . 2 = 0.00836 mol HCl
HCl è in eccesso e PbO2 è il reagente limitante
0.00418 mol PbO2 = moli di PbCl2 che si formano = moli di H2O che si formano
0.00418 mol PbCl2 . 278.10 g mol-1 = 1.162 g di PbCl2 formati
0.00418 mol PbO2 . (1 mol O2 / 2 mol PbO2) = 0.00209 mol O2
0.00209 mol O2 . 32.00 g mol-1 = 0.0669 g O2 formati
0.00418 mol H2O . 18.02 g mol-1 = 0.0753 g H2O formati
(c) 1.00 g / 36.141 g mol-1 = 0.0274 M
Esercizio 2.23. Una soluzione di KMnO4 viene preparata aggiungendo 250 mL di acqua pura a 45
mL di una soluzione di KMnO4 (0.75 M). 10.5 mL della soluzione risultante sono utilizzati per
ossidare Fe+2 a Fe+3 secondo la seguente reazione (da bilanciare). Determinare le moli di Fe+2
presenti in soluzione. Sapendo che la soluzione di Fe+2 è stata ottenuta sciogliendo 1.34 g di
FeSO4 · x H2O in acqua, determinare il contenuto di acqua del solfato ferroso.
Fe+2 (aq) + MnO4– (aq) + H+ (aq) Fe+3 (aq) + Mn+2 (aq) + H2O (l)
La reazione bilanciata è:
5 Fe+2 (aq) + 1 MnO4– (aq) + 8 H+ (aq) 5 Fe+3 (aq) + 1 Mn+2 (aq) + 4 H2O (l)
La concentrazione della soluzione di KMnO4 ottenuta dalla soluzione commerciale è calcolabile come
segue c0 . V0 = cf . (V0 + Vagg) ® cf = c0 . V0 / (V0 + Vagg) = 0.75 . 0.045 / (0.045 + 0.250) = 0.114 M
10.5 mL di questa soluzione contengono 0.114 . 0.0105 = 0.00120 mol = 1.20 mmol di MnO4– e queste
moli reagiscono con 5 . 1.20 = 6.00 mmol di Fe+2 (mmol di Fe+2 in soluzione). Le moli di Fe+2 in soluzione
sono anche 1.34 / PMFeSO4 · x H2O = 1.34 / (151.91 + x . 18.02), da cui 6.00 . 10-3 = 1.34 / (151.91 + x .
18.02) x = 3.96
Esercizio 2.24. Bilanciare la seguente reazione con il metodo delle semireazioni, indicando
ossidante e riducente:
SO32- (aq) + MnO4- (aq) SO42- (aq) + Mn2+ (aq) (ambiente acido)
ossidazione: SO32-(aq) + H2O SO42-(aq) + 2 e- + 2 H+
riduzione: MnO4-(aq) + 5e- + 8 H+ Mn2+(aq) + 4 H2O
Moltiplicando x 5 la prima equaz e x 2 la seconda, e sommando si ottiene:
5 SO32- (aq) + 2 MnO4- (aq) + 6 H+ 5 SO42- (aq) + 2 Mn2+ (aq) + 3 H2O
Ossidante: MnO4- Riducente: SO32-.
Esercizio 2.25. Calcolare (a) quanto Fe si dovrebbe ottenere dalla reazione quantitativa di 120.0 g
di Fe2O3 con 28.0 g di CO, secondo l’equazione (che va bilanciata, è una redox):
Fe2O3 + CO → Fe + CO2. (b) Calcolare inoltre la quantità di Fe2O3 necessaria per preparare 50 g
di Fe se la resa fosse del 75%.
(Fe 55.8, C 12.0, O 16.0)
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
a) Moli Fe2O3 = 120.0 / 159.6 = 0.7519; Moli CO = 28.0 / 28.0 = 1.00
Moli CO / moli Fe2O3 = 1.00 / 0.7519 = 1.33. Questo rapporto è minore del rapporto dei coefficienti
stechiometrici (3 / 1), quindi CO è il reagente limitante. Moli Fe = moli CO . (2 / 3) = 0.667. Massa
Fe = 0.667 . 55.8 = 37.2 g.
b) Moli Fe da preparare = 50 / 55.8 = 0.896. Queste moli rappresentano la quantità effettivamente
ottenuta, che è il 75% di quella che avrei ottenuto se la resa fosse stata quantitativa, ovvero
(quantità effettiva) / (quantità teorica) = 0.75, quindi quantità teorica = 0.896 / 0.75 = 1.19. Le moli
di Fe2O3 necessarie sono : moli di Fe . 1/2 = 0.597, che corrispondono a 95 g.
Nomenclatura
Esercizio 3.1. Indicare la formula dei composti 1– 4 ed il nome dei composti 5 – 8.
1. Ossido di titanio (II), 2 .Cloruro di nichel (II), 3. Solfato di ferro(III), 4. Carbonato di sodio
Co2O3, 6. PtBr4, 7. Ru(HSO3)2, 8. Cu(NO3)2
1. Ossido di titanio (II): TiO
2 .Cloruro di nichel (II): NiCl2
3. Solfato di ferro(III): Fe2(SO4)3
4. Carbonato di sodio: Na2CO3
5.
5. Co2O3: ossido di cobalto(III)
6. PtBr4: bromuro di platino(IV)
7. Ru(HSO3)2: idrogenosolfito di rutenio(II)
8. Cu(NO3)2: nitrato di rame(II)
Esercizio 3.2. Indicare la formula dei composti 1-4 ed il nome dei composti 5-8.
1. Ossido di zirconio (III); 2. bromuro di palladio (II); 3. solfito di ferro(II); 4. idrogenocarbonato di
calcio Zr2O3; 5. MnO2; 6. CuCl2; 7. Cr(HSO4)2; 8. Al(NO2)3
1. Ossido di zirconio (III) Zr2O3
2. bromuro di palladio (II) PdCl2
3. solfito di ferro(II) FeSO3
4. idrogenocarbonato di calcio Ca(HCO3)2
5. MnO2 ossido di manganese(IV)
6. CuCl2 cloruro di rame (II)
7. Cr(HSO4)2 idrogenosolfato di cromo(II)
8. Al(NO2)3 nitrito di alluminio
Esercizio 3.3. Indicare la formula dei composti 1-4 ed il nome dei composti 5-8.
1. Ossido di afnio (IV); 2. ioduro di platino(II); 3. idrogenosolfato di rame (II); 4. nitrato di alluminio;
5. Ag2O; 6. AuCl3; 7. Hg2(HPO4); 8. K2CO3
1. Ossido di afnio (IV): HfO2
2. ioduro di platino(II): PtI2
3. idrogenosolfato di rame (II): Cu(HSO4)2
4. nitrato di alluminio: Al(NO3)3
5. Ag2O: ossido di argento(I)
6. AuCl3: cloruro di oro(III)
7. Hg2(HPO4): idrogenofosfato di mercurio(I)
8. K2CO3: carbonato di potassio
Esercizio 3.4. Indicare la formula dei composti 1-4 ed il nome dei composti 5-8.
1. Ossido di vanadio (III); 2. cloruro di rutenio(II); 3. idrogenosolfito di cobalto(II); 4. nitrito di
magnesio; 5. CrO3; 6. AuI; 7. Mn(NO3)2; 8. Al(HCO3)3
1. Ossido di vanadio (III): V2O3
2. cloruro di rutenio(II): RuCl2
3. idrogenosolfito di cobalto (II): Co(HSO3)2
4. nitrito di magnesio: Mg(NO2)2
5. CrO3: ossido di cromo(VI)
6. AuI: ioduro di rame(I)
7. Mn(NO3)2: nitrato di manganese(II)
8. Al(HCO3)3: idrogenocarbonato di alluminio
Esercizio 3.5. Indicare la formula dei composti 1-4 ed il nome dei composti 5-8.
1. Ossido di niobio(IV); 2. bromuro di ferro(II); 3. fosfato di rame(II); 4. idrogenosolfuro di potassio;
5. HfO2; 6. AgCl; 7. Zn3(PO3)2; 8. KClO4
1. Ossido di niobio(IV): NbO2
2. bromuro di ferro(II): FeBr2
3. fosfato di rame(II): Cu3(PO4)2
4. idrogenosolfuro di potassio: KHS
5. HfO2: ossido di afnio (IV)
6. AgCl: cloruro di argento (I)
7. Zn3(PO3)2: fosfito di zinco (II)
8. KClO4: perclorato di potassio
Esercizio 3.6. Indicare la formula dei composti 1-4 ed il nome dei composti 5-8.
1. Ossido di tantalio (V); 2. ioduro di cromo (II); 3. idrogenofosfito di oro (I); 4. solfuro di bario BaS;
5. HgO; 6. RuCl3; 7. CdSO4; Mg(BrO3)2
1. Ossido di tantalio (V) Ta2O5
2. ioduro di cromo (II) CrI2
3. idrogenofosfito di oro (I) Au2(HPO3)
4. solfuro di bario BaS
5. HgO ossido di mercurio (II)
6. RuCl3 cloruro di rutenio (III)
7. CdSO4 solfato di cadmio
8. Mg(BrO3)2 bromato di magnesio
Esercizio 3.7. Indicare la formula dei composti 1-4 ed il nome dei composti 5-8.
1. Ossido di titanio (II); 2. bromuro di palladio (II); 3. solfito di ferro(II); 4. nitrito di magnesio; 5.
Co2O3; 6. CuCl2; Cr(HSO4)2; 8. Al(HCO3)3
1. Ossido di titanio (II) TiO
2. bromuro di palladio (II) PdBr2
3. solfito di ferro(II) FeSO3
4. nitrito di magnesio Mg(NO2)2
5. Co2O3 ossido di cobalto (III)
6. CuCl2 cloruro di rame (II)
7. Cr(HSO4)2 idrogenosolfato di cromo (II)
8. Al(HCO3)3 idrogenocarbonato di alluminio
Esercizio 3.8. a) Scrivere il nome delle seguenti specie CuS, (NH4)2CO3, SO32-. b) Scrivere la
formula delle seguenti specie: ossido di cromo(III), fosfato di rame(II), ione clorato.
-
a) solfuro di rame(II), carbonato d’ammonio, ione solfito; b) Cr2O3, Cu3(PO4)2, ClO3
Esercizio 3.9. a) Scrivere il nome delle seguenti specie BaO, Co(NO3)2, SCl2; b) scrivere la formula
delle seguenti specie: idrogenocarbonato di magnesio, fosfato di rame(II), triioduro di arsenico:
a) ossido di bario, nitrato di cobalto(II), dicloruro di zolfo; b) Mg(HCO3)2, Cu3(PO4)2, AsI3
Esercizio 3.10. 1) a) Scrivere il nome delle seguenti specie: Mn(HPO4)2, PCl3 , ClO4-; b) scrivere
la formula delle seguenti specie: nitrato di ammonio, solfuro di sodio, ossido di diazoto:
a) monoidrogenofostato di manganese(IV), tricloruro di fosforo, ione perclorato. b) NH4NO3, Na2S,
N2O.
Esercizio 3.10. a) Scrivere il nome delle seguenti specie: CaSO4, H2PO4-, AsF3; b) scrivere la
formula delle seguenti specie: permanganato di sodio, ,triossido di dicloro, ossido di argento(I):
a) solfato di calcio, ione diidrogenofosfato, trifluoruro di arsenico; b) NaMnO4, Cl2O3, Ag2O.
Esercizio 3.11. a) Scrivere le formule delle seguenti sostanze: nitrato di cobalto(II),
idrogenosolfato di potassio, ossido di titanio(IV). b) Scrivere il nome delle seguenti sostanze: MnS,
Ba(OH)2, HClO
a) Co(NO3)2, KHSO4, TiO2. b) solfuro di manganese(II); idrossido di bario, acido ipocloroso.
Esercizio 3.12. a) Scrivere le formule delle seguenti sostanze: solfuro di argento(I), nitrito di
magnesio, perclorato di ammonio. b) Scrivere il nome delle seguenti sostanze: SF6, (NH4)2HPO4,
Fe2(SO4)3
a) Ag2S, Mg(NO2)2, NH4ClO4. b) esafluoruro di zolfo, monoidrogenofosfato di ammonio, solfato di
ferro(III)
Esercizio 3.13. a) Scrivere le formule delle seguenti sostanze: idrogenosolfito di calcio, tricloruro
di fosforo, nitrato di manganese(II). b) Scrivere il nome delle seguenti sostanze: NiCO3, Bi2S3,
Al(OH)3
a) Ca(HSO3)2, PCl3, Mn(NO3)2. b) carbonato di nichel(II), solfuro di bismuto(III), idrossido di Al.
Esercizio 3.14. a) Scrivere le formule delle seguenti sostanze: ossido di ferro(III), solfuro di
mercurio(II), idrogenocarbonato di calcio. b) Scrivere il nome delle seguenti sostanze: Mg(NO3)2,
K2SO3, (NH4)H2PO4
a) Fe2O3, HgS, Ca(HCO3)2. b) nitrato di magnesio, solfito di potassio, diidrogenofosfato di
ammonio
Esercizio 3.15. a) Scrivere il nome delle seguenti specie: NH4NO3; NaH2PO4, HClO4, HClO, ZnS,
HClO3, NH4NO2, CuSO4, PbO2, NH4ClO2 b) Scrivere la formula delle seguenti sostanze: solfito di
potassio, solfuro di piombo(II), fluoruro di magnesio, idrogenocarbonato di calcio, idrossido di
alluminio
a) nitrato di ammonio, diidrogenofosfato di sodio, acido perclorico, acido ipocloroso, solfuro di
zinco, acido clorico, nitrito di ammonio, solfato di rame(II), ossido di piombo(IV), clorito di
ammonio. b) K2SO3, PbS, MgF2, Ca(HCO3)2, Al(OH)3
.