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A.A. 2007/2008 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non redox, formule minime e molecolari, % in peso, reagente limitante - - - - 1 mole contiene 6.022 x 1023 molecole o atomi Consente il passaggio dalla scala molecolare a quella macroscopica (e quindi dalla teoria alla pratica di laboratorio) Gli elementi ed i composti reagiscono fra loro secondo rapporti ‘stechiometrici’, cioè quantitativi, ben precisi. Gli elementi si combinano a formare composti, all’interno dei quali essi sono presenti in rapporti ‘stechiometrici’ ben precisi: essi sono espressi nelle formule molecolari e nelle formule minime (per i composti non molecolari). Unità di massa per atomi e molecole: unità di massa atomica (u.m.a.) = 1/12 atomo di 12C = 1,66054 x 10-24 g per quantità macroscopiche: grammo (g) % in peso di un elemento in un composto = g dell’elemento/100 g di composto Le reazioni si possono scrivere in forma molecolare o ionica Quando si bilancia una reazione, il n° di atomi di ciascun elemento e la carica netta che sono indicati a sinistra della freccia devono eguagliare il n° di atomi di ciascun elemento e la carica netta indicati a destra della freccia (bilancio di carica e di massa), per il principio di conservazione della carica e della massa I coefficienti stechiometrici di una reazione bilanciata rappresentano, in scala macroscopica, il n° di moli di reagenti e prodotti coinvolti nella reazione. Resa di reazione = Quantità di prodotto effettivamente ottenuta/Quantità di prodotto teorica x 100 Reazione quantitativa = reazione completamente spostata a destra. comporta il completo consumo dei reagenti e la loro conversione nei prodotti. Resa di reazione = 100% Reazione non quantitativa = reazione non completamente spostata a destra. Comporta un parziale consumo dei reagenti. Resa di reazione <100% 1 ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non redox, formule minime e molecolari, % in peso, reagente limitante ESEMPI 1. Quale dei 3 campioni seguenti contiene il maggior numero di atomi? 5 g Li 5 g Pb 5 g Co 2. Pesano di più 0,05 mol di N2, 0,05 mol di W o 0,05 mol di CO? 3. In quale delle seguenti quantità è presente il maggior numero di atomi? 5 g He 50 g Pb 4. Calcolare la massa media in g di un atomo di Cr 5. L’analisi elementare di un composto ha fornito i seguenti risultati: K 26,57 % Cr 35,36 % O 38,07 % Determinare la formula bruta del composto 6. Calcolare la formula minima e quella molecolare di un composto organico incognito che, all’analisi elementare ha fornito i seguenti risultati: C 73,14 % H 7,367 % O 19,49 % Il suo P.M. è 164 Da. 7. Calcolare la massa di ciascun elemento e di H2O contenute in 1,00 g di NiSO47H2O (solfato di nickel eptaidrato) 8. Calcolare la % in peso degli elementi del composto KNO3 (nitrato di potassio) 9. Calcolare la % in peso dei singoli elementi e dell’acqua di cristallizzazione nel composto Na2CO310 H2O (carbonato di sodio decaidrato) 10. Bilanciare le seguenti reazioni: Al (OH)3 + HCl o AlCl3 + H2O AgNO3 + Na2Cr2O7 o NaNO3 + Ag2Cr2O7 11. Bilanciare la seguente reazione: Fe2 (SO4)3 o Fe2O3 + SO3 12. Bilanciare la seguente reazione: SiO2 + HF o SIF4 + H2O 13. Un campione di 7,34 g NaClO dà origine a 3,24 g NaCl e a NaClO3. Determinare la resa di reazione. 3 NaClO o NaClO3 + 2 NaCl 14. La reazione della termite serve a scaldare le rotaie ferroviarie, ad accendere i motori dei razzi a combustibile solido, ecc. 2 Al + Fe2O3 o Al2O3 + 2 Fe + calore Quale massa in g di ossido ferrico e Al deve essere usata per produrre 15,0 g di Fe? Quale massa di ossido di Al si ottiene? 15. H3PO4 ed i suoi composti vengono usati come fertilizzanti Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 o 3 CaSO4 + 2 H3PO4 Quale massa di acido solforico deve essere usata per reagire con 100,0 g di fosfato di calcio? 16. Data la reazione: Ba(OH)2 8 H2O + 2 NH4SCN o Ba(SCN)2 + 10 H2O + 2 NH3 Quale massa di NH4SCN deve essere usata se deve reagire completamente con 6,5 g di idrossido di bario? Quali masse di prodotti si ottengono? 17. Considerata la reazione: 4 Al + 3 O2 o 2 Al2O3 identificare il reagente limitante in ciascuna delle seguenti miscele: a) 1 mol Al e 1 mol O2 b) 0,50 mol Al e 0,75 mol O2 c) 75,89 g Al e 112,25 g O2 18. Calcolare quanta CO e quanta SO2 si possono ottenere dalla combustione di 1 t di carbone che contiene il 93% w/w C e lo 0,99% w/w S, se il rendimento è del 95%. Determinare inoltre quanti Kg di ossigeno occorrono. 19. La reazione di sintesi dell’ammoniaca è la seguente: N2 + 3 H2 o 2 NH3 Quale massa di NH3 si ottiene da una miscela di 1000,0 g di azoto e 500,0 g idrogeno? Quale reagente rimane in parte inalterato e in quale entità? Qual è il reagente limitante? 20. Calcolare la quantità di Cl2 necessaria per produrre 28,3 g CaCl2, sapendo che la resa % della reazione è 78,5%. 2 ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non redox, formule minime e molecolari, % in peso, reagente limitante 6 Ca(OH)2 + 6 Cl2 o Ca(ClO3)2 + 5 CaCl2 + 6 H2O 21. Considerata la reazione: 4 Al + 3 O2 o 2 Al2O3 identificare il reagente limitante in ciascuna delle seguenti miscele: a) 2 mol Al e 4 mol O2 b) 64,75 g Al e 115,21 g O2 SOLUZIONI 1. A parità di peso, il campione che contiene il maggior numero di atomi sarà quello dell’elemento più leggero, cioè il Li. Questo può essere facilmente verificato tramite il calcolo: 5,00 g Li/ 6,94 g/mol = 0,720 mol Li 5,00 g Pb/ 207,2 g/mol = 0,0241 mol Pb 5,00 g Co/ 58,9 g/mol = 0,0848 mol Co 2. Peseranno di più 0,05 mol dell’elemento o del composto più pesante, cioè del W. La verifica dei calcoli mostra che: P.M. N2 = 28,01 g/mol 0,05 mol x 28,01 g/mol = 1,400 g N2 P.A. W = 183,85 g/mol 0,05 mol x 183,85 g/mol = 9,192 g W P.M. CO = 28,01 g/mol 0,05 mol x 28,01 g/mol = 1,400 g CO 3. P.A. He = 4,0026 g/mol 5,00 g/4,0026 g/mol = 1,25 mol He P.A. Pb = 280,9 g/mol 50,0 g/ 280,9 g/mol = 0,241 mol Pb 5 g di he contengono più atomi che 50 g di Pb 4. P.A. Cr = 51,996 g/mol 51,996 g/mol/6,022 x 1023 atomi/mol = 8,63 x 10-23 g/atomo di Cr 5. Su 100 g di composto, avrò: K 26,57 g Cr 35,36 g O 38,07 g da cui ricavo che: 26,57 g/39,102 g/mol = 0,6795 mol K 35,36 g/51,9996 g/mol = 0,6801 mol Cr 38,07 g/15,9994 g/mol = 2,379 mol O Il rapporto tra n° mol corrisponde al rapporto fra gli atomi di ogni elemento nella molecola. Potremmo scrivere: K0.6800Cr0,6801O2,379 ma è più pratico utilizzare numeri interi. Quindi cerchiamo il massimo comun divisore: K 0,6795/0,6795 = 1,00 2 Cr 0,6801/0,6795 = 1,00 e moltiplicando per due ottengo 2 O 2,379/0,6795 =3,499 7 Quindi la formula bruta del composto è: K2Cr2O7 dicromato di potassio (ossidante forte) 6. Su 100 g di composto, avrò: C 73,14 g/12,01115 g/mol = 6.089 mol C H 7,367 g/1,008 g/mol= 7,309 mol H O 19,49 g/ 15,9994 g/mol = 1,218 mol O Divido per 1,281 e ottengo: C 6.089/1,218 = 4,999 a 5 H 7,309/1,218 = 6,001 a 6 O 1,218/1,218 = 1 La formula bruta del composto è: C5H6O e corrisponde a metà del peso molecolare. Perciò la formula molecolare sarà: C10H12O2 7. P.M. NiSO47H2O = 280,9 g/mol P.M. H2O = 18,01 g/mol NiSO47H2O 1,00g /280,9 = 0,00356 mol Ni 0,00356 x 58,7 g/mol = 0,209 g S 0,00356 x 32,1 g/mol = 0,114 g O 0,00356 x 11 x 15,9994 g/mol = 0,627 g H 0,00356 x 14 x 1,00797 g/mol = 0,0503 g 6 pesi in g = 1,00 g (controllo) H2O 0,00356 x 7 x 18,01 = 0,449 g 3 ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non redox, formule minime e molecolari, % in peso, reagente limitante 8. P.M. KNO3 = 101,1 g/mol Su 1 mol di nitrato avrò: 1 mol K = 39,098 g 39,098 g/ 101,1 g x 100 = 38,7 % 1 mol N = 14,0067 g 14,0067 g/ 101,1 g x 100 = 13,8 % 3 mol O = 3 x 15,9994 g = 47,998 g 47,998 g/ 101,1 g x 100 = 47,5 % 9. P.M. Na2CO3 x10H2O = 286,2 g/mol Ogni mole di carbonato contiene: 2 mol Na = 45,98 g o 45,98 g/286,2 g x 100 = 16,1 % Na 13 mol O = 207,99 g o 207,99 g/286,2 g x 100 = 72,7 % O 1 mol C = 12,0115 g o 12,0115 g/286,2 g x 100 = 4,20% C 20 mol H = 20,159 g o 20,159 g/286,2 g x 100 = 7,04% H 6 % dei singoli elementi = 100% 10 mol acqua = 180,2 g o 180,2 g/286,2 g x 100 = 63,0 % l’acqua non rientra nella %!! 10. Al (OH)3 + 3 HCl o AlCl3 + 3 H2O 2 AgNO3 + Na2Cr2O7 o 2 NaNO3 + Ag2Cr2O7 11. Fe2(SO4)3 o Fe2O3 + 3 SO3 12. SiO2 + 4 HF o SIF4 + 2 H2O 13. P.M. NaClO = 74,442 g/mol P.M. NaCl = 58,443 g/mol mol NaClO = 7,34 g/74,442 g/mol = 9,86 x 10-2 mol mol NaCl che si otterrebbero se la resa fosse quantitativa: 9,86 x 10-2 mol x 2/3 =6,57 x 10-2 mol g NaCl che si otterrebbero se la resa fosse quantitativa: 6,57 x 10-2 mol x 58,443 g/mol = 3,84 g NaCl (teorici) Tuttavia si ottengono solamente 3,24 g di NaCl, quindi la resa della reazione è: 3,24/3,84 x 100 = 84,4 % 14. P.A. Fe = 55,847 g/mol P.A. Al = 26,9016 g/mol P.M. Fe2O3 = 159,7 g/mol P.M. Al2O3 = 101,96 g/mol 15,0 g Fe/55,847 g/mol = 0,269 mol Fe, le quali derivano da: 0,269 mol Al = 7,24 g (rapporto stechiometrico Fe:Al = 1:1) 0,269 mol/2 Fe2O3 = 21,5 g (rapporto stechiometrico Fe: Fe2O3 = 2:1) Ottengo: 0,269 mol/2 Al2O3 =13,7 g Al2O3 (rapporto stechiometrico Fe: Al2O3 = 2:1) 15. P.M. Ca3(PO4)2 = 310,98 g/mol P.M. H2SO4 = 98,08 g/mol 100 g di fosfato = 0,321 mol che reagiscono con: (0,321 x 3) mol H2SO4 = 0,964 mol H2SO4 = 94,62 g H2SO4 16. P.M. Ba(OH)2 8 H2O = 315,43 g/mol P.M. NH4SCN = 76,120 g/mol P.M. Ba(SCN)2 = 253,50 g/mol P.M. H2O = 18,01 g/mol P.M. NH3= 17,03 g/mol 6,5 g di Ba(OH)2 8 H2O = 2,1 x 10-2 mol da cui: NH4SCN = 2,1 x 10-2 mol x 2 = 4,2 x 10-2 mol = 3,1 g Ba(SCN)2 = 2,1 x 10-2 mol x 1 = 5,3 g H2O = 2,1 x 10-2 mol x 10 = 2,1 x 10-1 mol = 3,8 g NH3= 2,1 x 10-2 mol x 2 = 4,2 x 10-2 mol = 0,71 g 17. P.A. Al = 26,9016 g/mol e P.M. O2 = 31,9988 g/mol Si avrà: a) Al (perché il rapporto Al:O2 = 1:3/4) b) Al c) Al 18. S + O2 o SO2 C + ½ O2 o CO PM CO = 28,0111 g/mol PM SO2 = 64,063 g/mol 1,00 x 106 g carbone contengono: 9,30 x 105 g C = 7,74 x 104 mol C 9,90 x 103 g S = 3,09 x 102 mol S Rapporto C:CO = 1:1 4 ARGOMENTO 1: mole, bilanciamento di equazioni chimiche non redox, formule minime e molecolari, % in peso, reagente limitante da cui: x = 7,74 x 104 mol CO se la resa fosse del 100% (reazione quantitativa). Ma la resa è del 95%, perciò: 7,74 x 104 mol /100 x 95 = 7,35 x 104 mol effettive CO Rapporto S:SO2 = 1:1 da cui: x = 3,09 x 102 mol SO2 se la resa fosse del 100% (reazione quantitativa). Ma la resa è del 95%, perciò: 3,09 x 102 mol /100 x 95 = 2,93 x 102 mol effettive SO2 mol di O2 consumato = (7,74 x 104)/2 mol + (3,09 x 102)/2 mol = 3,90 x 104 mol g di O2 consumato = 3,90 x 104 mol x 31,99 g/mol = 1,25 x 106 g O2 = 1,25 x 103 Kg O2 19. P.M. N2 = 28,01 g/mol P.M. H2 = 2,0159 g/mol 1000,0 g N2 = 35,70 mol N2 500,0 g H2 = 248,0 mol H2 Il reagente limitante è N2. Si formano 2x 35,70 mol NH3 Restano inalterate: [248,0 – (35,70x3)] mol H2 = 140,9 mol H2 = 284,0 g H2 20. P.M. CaCl2 = 110,986 g/mol P.M. Cl2 = 70,906 g/mol mol CaCl2 = 28,3 g/110,986 g/mol = 0,255 mol effettive moli ipotetiche (considerando che la resa è del 78,5%) = 0,255 /78,5 x 100 = 0,325 mol CaCl2 da cui si ricava che le moli di Cl2 necessarie sono: 0,325 x 6/5 = 0,390 mol 27,6 g Cl2 21. P.A. Al = 26,9016 g/mol e P.M. O2 = 31,9988 g/mol Si avrà: a) Al (perché il rapporto Al:O2 = 1:3/4) b) Al 5 Esercizi su mole, massa molecolare, analisi elementare, rapporti di reazione. 1) A quante moli di atomi di ossigeno corrisponde un insieme costituito da 2.0901022 atomi di questo elemento? Quale è la sua massa? 2) Quante moli di atomi e quanti atomi di sodio sono contenuti in 55.085 mg di questo elemento? 3) Calcolare quanti atomi di Pb sono contenuti in un campione di massa uguale a quella di un campione di Au contenente 3.2011022 atomi. 4) Quanto molibdeno si deve pesare per avere un numero di atomi uguale a quello presente in 5.0253 Kg di Zn? 5) Calcolare la formula minima di un composto contenente 43.2% di ossigeno, 2.721% di idrogeno e costituito per la parte rimanente da calcio. 6) Calcolare la percentuale di cloro in una sostanza sapendo che da un campione di 0.209 g di sostanza sono precipitati 0.480 g di AgCl 7) Calcolare quante moli di PbO2 sono contenute in 0.061413 g di composto. 8) Calcolare quante moli di atomi di Br sono contenute in 188.73 g di HgBr2 9) Calcolare la massa di calcio contenuta in 26.348 g di idrossido di calcio. 10) Calcolare la massa di un campione di solfato di rame pentaidrato, CuSO45H2O, contenete 97.1 g di idrogeno. 11) Calcolare la percentuale di ossigeno nell’alcool metilico, CH3OH. 12) Un campione di 7.89 g di un idrossido di formula X(OH)2 subisce per decomposizione termica una perdita in peso pari a 1.430 g. Di quale idrossido si tratta? 13) Un campione di 59.75 g di un solfato di formula XSO4 viene trasformato quantitativamente in 54.79 g del corrispondente cloruro. Di quale solfato si tratta? 14) 5.91 g di un composto organico bruciano totalmente in presenza di un eccesso di ossigeno producendo 11.10 g di CO2 e 4.09 g di H2O. Quale è la formula minima del composto? 15) Calcolare quanto Br è contenuto in 9.481 g di una miscela di bromuro di argento e cloruro di argento al 77.9% del secondo. 16) Un campione di 42.90 g di una miscela di cloruro di potassio e cloruro di sodio contiene 7.893 g di sodio. Calcolare le quantità dei due composti nel campione 17) Calcolare quanto argento è contenuto in 59.11 g di una miscela di cloruro di argento e solfato di argento al 76.04% del secondo. 18) Un campione di 22.8 g di una miscela di bicarbonato di zinco e carbonato di zinco contiene 8.92 g di Zn. Calcolare la composizione del campione. 19) Calcolare la quantità di Pb3O4 necessaria per reagire con 4.8329 g di HCl secondo l’equazione: Pb3O4 + HCl oPbCl2 + Cl2+ H2O 20) Calcolare la quantità di Al necessaria per ottenere 9.3960 g di Cu secondo l’equazione: CuCl2 + Al oAlCl3 + Cu 21) Determinare il reagente in difetto se 150 g di NaClO, 187.15 g di Cr(OH)3 e 208.30 g di NaOH reagiscono secondo l’equazione NaClO + Cr(OH)3 + NaOH oNaCl +Na2CrO4+ H2O 22) Calcolare la quantità di ciascun prodotto ottenibile da 154.6 g di ZnS, 43.103 g di HNO3 e 127.30 g di HCl secondo l’equazione: ZnS + HNO3 + HCl o ZnCl2 + NO + S + H2O 23) Calcolare le quantità di PbO e di SO2 ottenibili da 245.4 g di PbS e 28.1 g di O2 secondo l’equazione PbS + O2 o PbO + SO2 24) Calcolare la quantità di N2 necessaria per ottenere 7.00 g di N2O secondo l’equazione: N2 + O2 o N2O Soluzioni esercizi su mole, massa molecolare, analisi elementare, rapporti di reazione. 1) 2.090 1022 atomi / 6.022 1023 atomi/mol = 3.471 10-2 mol 3.471 10-2 mol x 15.9994 g/mol = 5.553 10-1 g 2) 55.085 10-3 g / 22.98977 g/mol = 2.3961 10-3 mol 2.3961 10-3 mol x 6.022 1023 atomi/mol = 1.4429 1021 atomi 3) 3.201 1022 atomi / 6.022 1023 atomi/mol = 5.315 10-2 mol Au 5.315 10-2 mol x 196.9665 g/mol = 10.47 g Au 10.47 g / 207.2 g/mol = 5.053 10-2 mol Pb 5.053 10-2 mol x 6.022 1023 atomi/mol = 3.043 1022 atomi Pb 4) 5.0253 103 g / 65.38 g/mol = 76.863 mol Zn 76.863 mol x 95.94 g/mol = 7.3742 103 g 5) 100 – (43.2+2.721) = 54.079% Ca Considerando un campione di 100g : 43.2 g / 15.9994 g/mol = 2.70 mol O / 1.35 mol = 2 2.721 g / 1.00797 g/mol = 2.70 mol H / 1.35 mol = 2 54.079 g / 40.08 g/mol = 1.35 mol Ca / 1.35 mol = 1 Ca(OH)2 6) 0.480 g / 143.323 g/mol = 3.35 10-3 mol AgCl = mol Cl 3.35 10-3 mol x 35.453 g/mol = 0.119 g Cl (0.119 g / 0.209 g) x 100 = 56.8% Cl 7) 2.5676 10-4 mol 8) 1.0473 mol atomi di Br 9) 14.252 g Ca 10) 97.1 g / 1.00797 g/mol = 96.332 mol H 1molCuSO 4 5H 2 O 96.332 mol x = 9.6332 mol CuSO45H2O 10molH 9.6332 mol x 249.7 g/mol = 2.40 104 g il risultato va espresso con 3 cifre significative! 11) 49.9% 12) X(OH)2 o XO + H2O 1.430 g / 18.0153 g/mol = 7.9377 10-2 mol H2O = mol X(OH)2 MM X(OH)2 = (x + 34.01474) g/mol 7.89 g / (x + 34.01474) g/mol = 1.430 g / 18.0153 g/mol = 7.9377 10-2 mol 7.89 = 7.9377 10-2x + 2.70 7.89 - 2.70 = 7.9377 10-2x x = 5.19 / 7.9377 10-2 = 65.38 g/mol { Zn 13) XSO4 o XCl2 Dalla stechiometria di reazione da 1 mole di XSO4 si ottiene 1 mole di XCl2 dunque: 59.75 g xg / mol 54.79 g yg / mol Chiamando z la massa atomica dell’elemento incognito: x = (z + 96.0576) g/mol y = (z + 70.906) g/mol da cui: 59.75 g 54.79 g ( z 96.0576) g / mol ( z 70.906) g / mol tralasciando le unità di misura: 59.75 (z + 70.906) = 54.79 (z + 96.0576) 59.75 z + 4236.6 = 54.79z + 5263.0 4.96z = 1026.4 z = 207.0 g/mol il solfato incognito è dunque PbSO4 14) X + O2 o CO2 + H2O 11.10 g / 44.01 g/mol = 0.2522 mol CO2 { mol C 4.09 g / 18.0153 g/mol = 0.2272 mol H2O 2molH = 0.4544 mol H 0.2272 mol H2O x 1molH 2 O 0.4544 mol x 1.00797 g/mol = 0.458 g H 0.2522 mol x 12.0111 g/mol = 3.029 g C 5.91g – (0.458g + 3.029g) = 2.423 g O 2.423 g / 15.9994 g/mol = 0.1514 mol O 0.1514 mol O / 0.1514 mol = 1 x 3 = 3 0.4544 mol H / 0.1514 mol = 3 x3 = 9 0.2522 mol C / 0.1514 mol = 1.67 x 3 =5 Formula minima : C5H9O3 15) 22.1g = 2.095 g AgBr 100 g 2.095 g / 187.7722 g/mol = 1.1159 10-2 mol AgBr = mol Br 1.1159 10-2 mol x 79.904 g/mol = 0.892 g Br 9.481 g x 16) 7.893 g / 22.98977 g/mol = 0.3433 mol Na = mol NaCl 0.3433 mol x 58.4407 g/mol = 20.06 g NaCl 42.90g – 20.06 g = 22.84 g KCl 17) 76.04 g = 44.95 g Ag2SO4 100 g 59.11 g – 44.95 g= 14.16 g AgCl 14.16 g / 143.3212 g/mol = 0.098799 mol AgCl = mol Ag 44.95 g / 311794 g/mol = 0.144166 mol Ag2SO4 2molAg 0.144166 mol x = 0.2883 mol Ag 1molAg 2SO 4 59.11 g x (0.098799 mol + 0.28833 mol) = 0.38713 mol Ag tot. 0.38713 mol x 107.8682 g/mol = 41.76 g 18) M.M. Zn(HCO3)2 = 187.41 g/mol M.M. ZnCO3 = 125.389 g/mol 8.92 g / 65.38 g/mol = 0.1364 mol Zn xg yg a) 0.1364mol 187.41g / mol 125.389 g / mol b) x+y = 22.8 g x=22.8-y sostituendo nella a): yg (22.8 y ) g 187.41g / mol 125.389 g / mol 0.1364mol (22.8 y )125.389 187.41 y 0.1364 2.3499 104 2.859 103 + 62.021y = 3.206 103 y = 5.59 g ZnCO3 x = 22.8 g - 5.59 g = 17.2 g Zn(HCO3)2 19) Pb3O4 + HCl oPbCl2 + Cl2+ H2O 'n (Pb) = 2/3 p 'n (Pb3O4) = 2/3 x 3 = 2 p coeff. stechiometrico 1 'n (Cl) = 1 n 'n (HCl) = 1 x 1 = 1 n coeff. stechiometrico 2 Pb3O4 + 8HCl o3PbCl2 + Cl2+ 4H2O Attenzione: poiché parte del Cl derivante da HCl non varia il suo numero di ossidazione, il bilancio di massa impone di variare i coefficienti stechiometrici ricavati sulla base del bilanciamento degli elettroni scambiati nel processo redox. 4.8329 g / 36.46097 g/mol = 0.13255 mol HCl 1molPb3O 4 0.13255 mol HCl x = 0.0165687 mol Pb3O4 8molHCl 0.0165687 mol x 685.5977 g/mol = 11.359 g 20) 3CuCl2 + 2Al o2AlCl3 + 3Cu 9.3960 g / 63.546 g/mol = 0.14786 mol Cu 2molAl = 0.0985743 mol Al 0.14786 mol Cu x 3molCu 0.0985743 mol x 26.98154 g/mol = 2.6597 g 21) NaClO + Cr(OH)3 + NaOH oNaCl +Na2CrO4+ H2O 'n (Cl) = 2 p 'n (NaClO) = 2 x 1 = 2 p coeff. stechiometrico 3 'n (Cr) = 3 n 'n (Cr(OH)3) = 3 x 1 = 3 n coeff. stechiometrico 2 3NaClO + 2Cr(OH)3 + 4NaOH o3NaCl +2Na2CrO4+ 5H2O 150g / 74.44217 g/mol = 2.015 mol NaClO 187.15 g / 103.01811 g/mol = 1.81667 mol Cr(OH)3 208.5 g / 39.99714 g/mol = 5.2078 mol NaOH Per far reagire tutto NaClO occorrono: 2molCr(OH)3 a) 2.015 mol NaClO x = 1.3433 mol Cr(OH)3 3molNaClO 4molNaOH b) 2.015 mol NaClO x = 2.6867 mol NaOH 3molNaClO Per far reagire tutto Cr(OH)3 occorrono: 3molNaClO = 2.725 mol NaClO a) 1.81667 mol Cr(OH)3 x 2molCr(OH)3 4molNaOH b) 1.81667 mol Cr(OH)3 x = 3.633 mol NaOH 2molCr(OH)3 Per far reagire tutto NaOH occorrono: 3molNaClO a) 5.2078 mol NaOH x = 3.906 mol NaClO 4molNaOH b) 5.2078 mol NaOH x 2molCr(OH)3 = 2.604 mol Cr(OH)3 4molNaOH NaClO è il reagente limitante nella reazione 22) ZnS + HNO3 + HCl o ZnCl2 + NO + S + H2O 'n (S) = 2 n 'n (ZnS) = 2 x 1 = 2 p coeff. stechiometrico 3 'n (N) = 3 p 'n (HNO3) = 3 x 1 = 3 n coeff. stechiometrico 2 3ZnS + 2HNO3 + 6HCl o 3ZnCl2 + 2NO + 3S + 4H2O 154 .6 g / 97.434 g/mol = 1.587 mol ZnS 43.103 g / 63.0129 g/mol = 0.6840 mol HNO3 127.30 g / 36.461 g/mol = 3.491 mol HCl Per far reagire tutto ZnS occorrono: 2molHNO3 a) 1.587 mol ZnS x = 1.058 mol HNO3 3molZnS 6molHCl b) 1.587 mol ZnS x = 3.174 mol HCl 3molZnS Per far reagire tutto HNO3 occorrono: 3molZnS a) 0.6840 mol HNO3 x = 1.026 mol ZnS 2molHNO3 6molHCl = 2.052 mol HCl b) 0.6840 mol HNO3 x 2molHNO3 Per far reagire tutto HCl occorrono: 3molZnS a) 3.491 mol HCl x = 1.745 mol ZnS 6molHCl 2molHNO3 b) 3.491 mol HCl x = 1.164 mol HNO3 6molHCl HNO3 è il reagente limitante nella reazione, dunque: 0.6840 mol HNO3 x 3molZnCl2 = 1.026 mol ZnCl2 2molHNO3 1.026 mol x 136.276 g/mol = 139.8 g ZnCl2 3molS = 1.026 mol S 2molHNO3 1.026 mol x 32.064 g/mol = 32.90 g S 0.6840 mol HNO3 x 0.6840 mol HNO3 x 2molNO = 0.6840 mol NO 2molHNO3 0.6840 mol x 30.0061 g/mol = 20.52 g NO 4molH 2 O = 1.368 mol H2O 2molHNO3 1.368 mol x 18.015 g/mol = 24.64 g H2O 0.6840 mol HNO3 x 23) La reazione bilanciata è: 2PbS +3 O2 o 2PbO + 2SO2 245.4 g / 239.254 g/mol = 1.026 mol PbS 28.1 g / 31.9988 g/mol = 0.8782 mol O2 Per far reagire tutto PbS occorrono: 1.026 mol PbS x 3molO 2 = 1.54 mol O2 2molPbS Le moli di ossigeno disponibili sono però solo 0.878 mol, dunque l’ossigeno è il reagente limitante. 2molPbO = 0.585 mol PbO { mol SO2 3molO 2 0.585 mol x 223.189 g/mol = 130g PbO 0.585 mol x 64.063 g/mol = 37.5 g SO2 0.8782 mol O2 x 24) 2N2 + O2 o 2N2O 7.00 g / 44.013 g/mol = 0.159 mol N2O { mol N2 0.159 mol x 28.013 g/mol = 4.45 g N2 A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h) Numero di ossidazione - Lo stato di ossidazione di un elemento allo stato elementare è zero - Lo stato di ossidazione è legato al numero di elettroni acquisiti o ceduti da un elemento, quando passa dallo stato elementare a quello combinato, cioè quando reagisce con altri elementi a formare un composto - I metalli assumono stati di ossidazione positivi - I non metalli possono assumere stati di ossidazione negativi (perché sono più elettronegativi dei metalli) - Molti elementi possono esistere in più stati di ossidazione differenti - Un elementi non può esistere in uno stato di ossidazione superiore al numero che contraddistingue il proprio gruppo (cioè, il n° di ossidazione è correlato alla configurazione elettronica di un elemento!) - L’assegnazione del n° di ossidazione del C negli idrocarburi (composti organici) è puramente formale Ossidazione = cessione di elettroni Riduzione = acquisizione di elettroni Reazione di ossidoriduzione = processo chimico che comporta una variazione del n° di ossidazione di alcuni degli elementi che reagiscono Tale variazione è associata ad un trasferimento di elettroni dalla specie (o le specie) che si ossida a quella (o quelle) che si riduce Ossidante = specie capace di acquisire elettroni, cioè di ridursi, e quindi di ossidare un’altra specie Riducente = specie capace di cedere elettroni, cioè di ossidarsi, e quindi di ridurre un’altra specie Bilanciamento delle redox Bisogna tenere conto di un fattore supplementare rispetto alle reazioni non redox: il bilancio degli elettroni scambiati dagli elementi che si ossidano e si riducono. Quindi bisogna curare il: - Bilancio elettronico - Bilancio di massa - Bilancio di carica Equivalente ossidante = quantità in g di ossidante capace di acquisire un n° di Avogadro di elettroni Equivalente riducente = quantità in g di riducente capace di cedere un n° di Avogadro di elettroni Peso equivalente = Peso molecolare / n dove n = n° di elettroni scambiati 1 ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h) ESEMPI 1. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti: I2 Ca(OH)2 H4 SiO4 Cr2 O3 2. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti: NaClO NO3 H2 O2 Hg 2 Cl2 3. Stabilire lo stato di ossidazione degli elementi nei seguenti composti: AgNO3 C2 H6 O FeO SiO2 4. Bilanciare le seguenti reazioni: CuSO4 + SO2 Cu + H2 SO4 → Cr3+ + ClO3 → Cr 2 O7 2- + ClO2 amb. acido N2 H4 + HNO2 → HN3 5. Bilanciare le seguenti reazioni: MnO2 + NaNO3 + Na 2 CO3 → Na 2 MnO4 + CO2 + NO Au 3+ + H2 O2 → Au + O2 amb. basico FeS2 + Na 2 Cr2 O7 + HClO4 → Fe(ClO4 )3 + SO2 + Cr(ClO4 )3 + NaClO4 6. Bilanciare le seguenti reazioni: ClO2 - + H2 O2 → Cl- + O2 BrO3 - + MnS → Br- + SO2 + MnO2 7. Calcolare la massa di un equivalente di KNO3 quando lo ione nitrito si riduce ad ammoniaca 8. Il permanganato di potassio in amb. acido ossida l’acido ossalico a CO2 . Calcolare: a) quale dei reagenti è in eccesso e l’entità di tale eccesso b) i g di CO2 e le moli di solfato di Mn(II) che si ottengono facendo reagire 1,42 g di permanganato di potassio con 0,90 g di acido ossalico in amb. acido per acido solforico. 9. Calcolare la quantità di in g di acido fosforico necessaria per reagire completamente con 3,85 g Fe(OH)2 secondo la reazione: H3 PO4 + Fe(OH)2 → FeHPO4 + 2 H2 O 10. Calcolare la quantità in g di bicromato di potassio necessari per ossidare 10,8 g di Fe(II) nella reazione seguente: Cr2 O7 2- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ 11. Il primo stadio del processo di estrazione del cromo dal suo minerale cromite, FeCr2 O4 , è l’ossidazione con aria del minerale in carbonato fuso, secondo la seguente reazione (da bilanciare): FeCr2 O4 + Na 2 CO3 + O2 → Na 2 CrO4 + CO2 + Fe2 O3 Calcolare quanti g di cromato di sodio si formano e quanti g di carbonato di sodio occorre utilizzare per ogni Kg di minerale trattato, sapendo che la resa della reazione è dell’88,0%. 12. 12,3 g di Mo vengono fatti reagire con 10,45 ml di HNO3 al 69,5% w/w (d =1,413 g/ml) secondo la seguente reazione (da bilanciare): Mo + HNO3 → MoO3 + NO + H2 O Calcolare quanti g di MoO3 si possono ottenere, sapendo che la resa della reazione è del 68,5% e specificare qual è il reagente limitante. 13. Per sbiancare le vernici annerite per invecchiamento, si sfrutta la reazione: H2 O2 + PbS (nero) → PbSO4 (bianco) + H2 O Calcolare quanto perossido di idrogeno è necessario per ossidare completamente 2,76 g di solfuro di Pb(II) e quanto solfato di Pb si ottiene, sapendo che la resa della reazione è dell’85,3%. SOLUZIONI 1. Stato di ossidazione I2 0 Ca(OH)2 Ca (+2) O (-2) H (+1) H4 SiO4 H (+1) Si (+4) O (-2) 2 ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h) Cr2 O3 Cr (+3) O (-2) 2. Stato di ossidazione NaClO Na(+1) Cl (+1) O (-2) NO3 N(+5) O (-2) H2 O2 H(+1) O (-1) Hg 2 Cl2 Hg(+1) Cl (-1) 3. Stato di ossidazione AgNO3 Ag(+1) N (+5) O (-2) C2 H6 O C(-2) H (+1) O (-2) FeO Fe (+2) O (-2) SiO2 Si(+4) O (-2) 4. Cu + 2 H2 SO4 → CuSO4 + SO2 ∆ n (Cu) = 2↑ x 1 ∆ n (S) = - 2↓ x 1 + 2 H2 O 2 Cr3+ + 6 ClO3 + H2 O → Cr2 O2-7 + 6 ClO2 + 2 H+ ∆ n (Cr) = 3↑ x 2 = 6 x 1 ∆ n (Cl) = 1↓ x 1 = 1 N2 H4 + HNO2 → HN3 + 2 H2 O ∆ n (N) = 5/3↑ x 2 = 10/3 ∆ n (N) = 10/3↓ x 1 = 10/3 5. 3 MnO2 + 2 NaNO3 + 2 Na 2 CO3 → 3 Na 2 MnO4 + 2 CO2 + ∆ n (Mn) = 2↑ x 1 = 2 x3 ∆ n (N) = 3↓ x 1 = 3 x2 2 Au 3+ + 3 H2 O2 ∆ n (Au) = 3↓ x 1=3 ∆ n (O) = 1↑ x 2 = 2 + 6 OH- → x2 x3 2 Au + 3 O2 6 FeS2 + 11 Na 2 Cr2 O7 + 106 HClO4 → N.B. Lo S in FeS2 ha stato di ossidazione –1! ∆ n (Fe) = 1↑ x 1 = 1 x6 ∆ n (S) = 5↑ x 2 = 10 2 NO + 6 H2 O 6 Fe(ClO4 )3 + 12 SO2 + 22 Cr(ClO4 )3 + 22 NaClO4 + 53 H2 O ∆ n (Cr) = 3↓ x 2 = 6 x11 6. ClO2 - + 2 H2 O2 → Cl- + 2 O2 + 2 H2 O ∆ n (Cl) = 4↓ x 1=4 x1 ∆ n (O) = 1↑ x 2 = 2 x2 4 BrO3 - + 3 MnS → ∆ n (Mn) = 2↑ x 1 = 2 x3 ∆ n (S) = 6↑ x 1 = 6 4 Br- + 3 SO2 + 3 MnO2 ∆ n (Br) = 6↓ x 1 = 6 x4 7. Calcolare la massa di un equivalente di KNO3 quando lo ione nitrito si riduce ad ammoniaca ∆ n (N) = 8↓ P.E. KNO3 = (P.M. KNO3 )/8 8. H2 C2 O4 → CO2 ∆ n (C) = 1↑ x 2 = 2 P.E. H2 C2 O4 = (P.M. H2 C2 O4 )/2 = 90,04/2 g/eq = 45,02 g/eq KMnO4 → Mn 2+ ∆ n (Mn) = 5↓ x 1 = 5 P.E. KMnO4 = (P.M. KMnO4 )/5 = 141,93/5 g/eq = 28,39 g/eq 1,42 g/28,39 g/eq = 0,050 eq di KMnO4 3 ARGOMENTO 2: N° ossidazione, bilanciamento di equazioni chimiche redox, equivalenti di riducenti e ossidanti (2 h) 0,9 g / 45,02 g/eq = 0,020 eq H2 C2 O4 (acido ossalico) ⇒ reagente in difetto Si ottengono: 0,020 eq di MnSO4 e di CO2 g MnSO4 = (0,020 eq /5 eq/mol) x 151,0 g/mol = 0,604 g g CO2 = 0,020 eq x 44,01 g/eq = 0,88 g CO2 (perché ∆ n (C) = 1) 9. H3 PO4 + Fe(OH)2 → FeHPO4 + 2 H2 O Eq Fe(OH)2 = 3,85 g /(89,815/2 g/eq) = 0,0857 eq g H3 PO4 = 0,0857 eq x P.E. = 0,0857 eq x 97,995/2 = 4,20 g acido fosforico 10. Cr2 O7 2- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ P.E. Fe = P.M. P.E. dicromato = P.M. /6 eq Fe = 10,8 g / (55,847 g/eq) = 0,193 eq Fe = 0,193 eq. dicromato g dicromato = 0,193 eq x 294,192/6 g/eq = 9,48 g dicromato 11. 2 FeCr2 O4 + 4 Na 2 CO3 + 7/2 O2 → 4 Na 2 CrO4 + 4 CO2 + Fe2 O3 P.M. cromite = 223.84 g/mol 1000 g di cromite = 4,467 mol cromite Rapporto FeCr2 O4 /Na 2 CO3 = 1:2 Servono 4,467 mol x 2 x 106,0 g/mol = 947 g Na 2 CO3 (3 c.s.) Essendo la resa pari all’88%, si formano: 4,467 x 2 x 0,88 mol cromato di Na = 7,86 moli = 1273 g di Na 2 CrO4 ottenuti = 1,27 x 103 g (3 c.s.) 12. Mo + 2 HNO3 → MoO3 + 2 NO + H2 O P.M. HNO3 = 63,01 Da P.A. Mo = 95,94 Da P.M. MoO3 = 143,9 Da 12,3 g/95,94 g/mol = 0,128 mol Mo [(10,45 ml x 1,413 g/ml)x 69,5/100]/ 63,01 g/mol = 0,163 mol HNO3 Rapporto stechiometrico tra Mo e HNO3 1:2 0,128 mol Mo richiedono 0,256 mol di acido per reagire completamente: l’acido è il reagente limitante. Se la resa fosse del 100%, si avrebbero: 0,163/2 = 0,0815 mol di MoO3 Ma la resa è del 68,5%, quindi si ottengono: 0,0815 mol x 143,9 g/mol x 68,5/100 = 8,03 g MoO3 13. 4 H2 O2 + PbS (nero) → PbSO4 (bianco) + 4 H2 O P.M. PbS = 239,3 g/mol P.M. H2 O2 = 34,02 g/mol P.M. PbSO4 = 303,3 g/mol 2,76 g/239,3 g/mol = 0,01153 mol PbS Rapporto stechiometrico tra PbS e H2 O2 = 1:4 Sono necessari: 4 x 0,01153 mol H2 O2 x 34,02 g/mol = 1,56 g H2 O2 (3 c.s.) Si ottengono: 0,01153 mol PbSO4 x 303,3 g/mol x 85,3/100 = 2,98 g PbSO4 (3 c.s.) 4 A.A. 2007/2008 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 3: Leggi dei gas - Unità di misura della pressione 1 atm = 760 mm Hg = 760 Torr = 101325 Pascal (Pa) 1 bar = 105 Pascal = 0,987 atm - Condizioni normali o standard (TPS) per i gas T = 273,15 K P = 1 atm - Temperatura (T), Pressione (P) e Volume (V) di un gas ideale sono correlati tra loro dalla Legge dei Gas Perfetti PV=nRT dove n = n° di moli del gas R = costante dei gas = 0,08206 (latm)/(molK) = 8,314 J/(molK) = 8,314 Pa x m3/mol K - Temperatura (T), Pressione (P) e Volume (V) di un gas reale sono correlati tra loro dalla Legge di Van der Waals (P + n2 a/V2) (V – n b) = n R T dove n = n° di moli del gas a, b = costanti caratteristiche del gas - Pressione Parziale = pressione che eserciterebbe ogni singolo componente di una miscela gassosa se occupasse, da solo, il volume occupato dall’intera miscela - Volume parziale = volume che occuperebbe ogni singolo componente di una miscela gassosa se esercitasse, da solo, la pressione esercitata dall’intera miscela - Legge di Dalton = la pressione totale di una miscela di gas ideali non reattivi è pari alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti - Una miscela di gas ideali, non reattivi, segue la legge dei gas perfetti: PTOT VTOT = nTOT R T dove: PTOT = 6 Pi = 6Pparziali di ogni singolo componente i VTOT = 6 Vi = 6Vparziali di ogni singolo componente i nTOT = 6 ni = 6 moli di ogni singolo componente i Pi = PTOT Fi Vi = VTOT Fi - dove Fi = frazione molare del componente i della miscela gassosa dove Fi = frazione molare del componente i della miscela gassosa Legge di Avogadro = volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di T e P, contengono lo stesso n° di molecole (e quindi, di moli) 1 mole di gas ideale a T e P standard (condizioni normali o TPS) occupa un volume pari a 22,414 l 1 ARGOMENTO 3: Leggi dei gas ESEMPI 1. A quale pressione si deve sottoporre 1,00 l di idrogeno affinché occupi un volume pari a 0,125 l se da 0°C e 1,50 atm vengono portati a 350°C? 2. 5,00 g di Al sono completamente attaccati da una soluzione diluita di acido solforico, secondo la reazione: Al + H+ o Al3+ + H2 Si calcoli il volume di idrogeno (misurato a 298 K e alla P di 1,00 bar) che è svolto dalla reazione. 1,00 bar = 105 Pa 1 atm = 101325 Pa 3. Calcolare la P totale di una miscela gassosa costituita da 5,08 x 1023 molecole di biossido di carbonio, 7,83 g di ossigeno molecolare e 0,830 mol di azoto molecolare in un volume di 26,4 l a T = 23,0 °C. Calcolare le pressioni parziali. 4. Calcolare il volume di H2 che può reagire con 5,00 dm3 di N2 ad una certa T e P ed il volume di ammoniaca che si può formare. N2 + 3H2 o 2 NH3 5. 1,50 g di H2 sono introdotti in un recipiente di 1,00 dm3 contenente He a T=100°C alla P= 560 Torr. Calcolare la P totale del recipiente mantenuto alla stessa temperatura. 6. Un volume di etano, quando è bruciato con aria, forma 10,0 l di CO2. Un volume diverso di metano (alla stessa T e P) forma 20,0 l di anidride carbonica. In quale rapporto stanno i volumi dei due gas? 7. 20,0 g di NH4NO3 solido vengono scaldati a 200°C in un recipiente inizialmente vuoto di 10,0 dm3 di volume. Si sono formati N2O e H2O che esercitano una P=1,50 bar a 200°C. Calcolare quanto reagente rimane indecomposto in queste condizioni. 8. Trovare la max quantità in g di CO2 che si ottiene dall’equazione (da bilanciare): C2H5OH + O2 o CO2 + H2O quando si hanno 6,50 g etanolo, 8,50 l O2 a 580 Torr e 25°C SOLUZIONI 1. Poiché n = costante (il gas subisce solo una variazione di T e P), da: n= PV/RT ricavo che P1V1/T1 = P2V2/T2 , da cui P2 = P1V1/T1 x T2/V2 Quindi: P2 = (1,50 atm x 623,15 K x 1,00 l)/(273,15 K x 0,125 l) = 27,4 atm. 2. R= 0,08206 latm/mol K = 8,314 J/mol K = 8,314 Pa x m3/mol K mol Al = 5,00 g /26,05 g/mol = 0,192 mol Al 2Al + 6 H+ o 2 Al3+ + 3 H2 Dalla stechiometria della reazione si ricava che: 0,192 mol Al x (3mol H2 / 2mol Al) = 0,288 mol H2 sviluppato V= nRT/P = (0,288 mol x 8,314 Pa x m3/mol K x 298 K)/105 Pa = 7,13 x 10-3 m3 = 7,13 dm3 3. mol CO2 = 5,08 x 1023 molecole / 6,022 x 1023 molecole/mol = 0,843 mol mol O2 = 7,83 g /31,9998 g/mol = 0,254 mol mol N2 = 0,830 mol nTOT = (0,843 + 0,254 + 0,830) mol = 1,917 mol p = nTOT RT/V = (1,917 mol x 0,08206 latm/mol K x 296,15 K)/26,4 l = 1,765 atm Le P parziali risultano da : pCO2 = nCO2 RT/V = 0,776 atm pCO2 = nO2 RT/V = 0,225 atm pN2 = nN2 RT/V = 0,764 atm 4. N2 + 3H2 o 2 NH3 Nei gas, il volume è proporzionale al numero di moli; dai rapporti stechiometrici si deduce che: Volume H2 = 3 x 5 dm3 = 15,00 dm3 Volume NH3 = 2 x 5 dm3 = 10,00 dm3 5. 560 Torr/760 Torr/atm = 0,737 atm moli He = PV/RT = (0,737 atm x 1,00 l)/(0,08206 latm/mol K x 373 K) = 0,0241 mol mol H2 = 1,50 g/2,016 g/mol = 0,744 mol totali = 0,768 mol PTOT = nTOTRT/V = (0,768 mol x 0,08206 latm/mol K x 373 K)/1,00 l = 23,5 atm 6. C2H6 + 7/2 O2 o 2 CO2 + 3 H2O 2 CH4 + 2 O2 o CO2 + 2 H2O Volume etano = ½ Volume CO2 = 5,00 l Volume metano = volume CO2 = 20,0 l Il rapporto fra i due gas è 5:20 = 1:4 7. La reazione è: NH4NO3 o N2O(g) + 2 H2O(g) nTOT = P TOT V TOT /RT = (1,50 x 105 Pa x 10,010-3 m3)/( 8,314 Pa x m3/mol K x 473 K) = 0,381 mol Dai coefficienti stechiometrici: n NH4NO3 = 1/3 mol totali = 0,381/3 mol = 0,127 mol M.M. NH4NO3 = 80,1 g/mol Quantità di reagente indecomposto: 20,0 g – (0,127 mol x 80,1 g/mol) = 9,81 g 8. C2H5OH + 3 O2 o 2 CO2 + 3 H2O 580 Torr/760 Torr/atm = 0,763 atm mol C2H5OH : 6,50 g/ 46,07 g/mol = 0,141 mol mol O2 = PV/RT = (0,763 atm x 8,50 l)/(0,08206 latm/mol K x 298 K) = 0,265 mol Rapporto stechiometrico C2H5OH/ O2 = 1/3 L’ossigeno è in difetto. Sulla base della stechiometria di reazione: 0,265 mol O2 x (2 mol CO2 / 3 mol O2) = 0,177 mol CO2 g CO2= 0,177 mol x 44,01 g/mol = 7,78 g CO2 3 A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 4: Espressione della concentrazione e della composizione delle soluzioni (1 h) - Quando si diluisce una soluzione, la massa della soluzione finale (cioè del risultato della diluizione) è uguale alla somma delle masse miscelate. Tuttavia, la massa di soluto contenuta nella soluzione iniziale è la stessa che è presente in quella finale, mentre la massa di solvente nelle due soluzioni (iniziale e finale) è diversa. Anche i volumi dei componenti della miscela vengono considerati additivi: questa è un’approssimazione, in quanto le interazioni soluto-solvente (che sono anche responsabili delle deviazioni dalla legge di Raoult e di Henry) possono influenzare il volume. - I problemi sulle diluizioni si basano sull’equivalenza: C1 x V1 = C2 x V2 dove: C1 e C2 sono le concentrazioni molari della soluzione diluita e di quella concentrata V1 e V2 sono i volumi della soluzione diluita e di quella concentrata - Ciò deriva dal fatto che il n° di moli in gioco è fisso, ma può variare il volume nel quale esse sono contenute. Ciò fa variare la molarità. - Concentrazione di una soluzione : esprime la quantità relativa di soluto rispetto al solvente. Si può esprimere in modi diversi Molarità (M) moli di soluto/litri di soluzione Normalità (N) equivalenti di soluto/litri di soluzione Molalità (m) moli di soluto/Kg di solvente Frazione molare (0<χ i <1) n° moli del componente i / somma delle moli di tutti i componenti = ni /nTOT % w/w (percentuale in peso) (massa di soluto/massa totale della soluzione) x 100 % v/v (percentuale in volume) (volume di soluto/volume totale della soluzione) x 100 % peso/volume (w/v) massa di soluto (g)/100 ml di soluzione ppm (parti per milione) mg soluto/Kg soluzione 1 ARGOMENTO 4: Espressione della concentrazione e della composizione delle soluzioni (1 h) ESEMPI : 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. Calcolare quanti g di acqua e NaCl occorrono per preparare 1000 g di una soluzione al 13% del sale. Calcolare il volume di soluzione di acido nitrico al 69,8% (d=1,42 g/ml) e di acqua che bisogna mescolare per preparare 1,0 l di soluzione 0,200 M di acido. 20,0 ml di soluzione acida contenente 0,121 mol/l di Fe(II) sono titolati con 23,5 ml di una soluzione di permanganato di potassio. Calcolare la molarità della soluzione di permanganato. Fe2+ + MnO4 - + H+ → Fe3+ + Mn 2+ + H2 O Calcolare la molarità di una soluzione di KOH ottenuta miscelando 95,0 ml KOH 0,220 M con 35,0 ml KOH 0,400 M, assumendo che i volumi siano additivi. 850,0 ml di una soluzione di HCl 0,157 M vengono mescolati con 30,0 ml di HCl al 32,14% avente densità 1,116 g/ml. Determinare la concentrazione molare della soluzione risultante, considerando additivi i volumi. Una soluzione di perossido di idrogeno al 30% w/w ha d=1,11 Kg/l. Calcolare il volume di soluzione da prelevare per ottenere 40,0 ml di soluzione 0,30 M. 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%. Si calcoli il volume di una soluzione di acido solforico 0,100 M che reagisce esattamente con 5,0 g di Zn metallico. Calcolare la molalità e la frazione molare di una soluzione di potassio ossalato idrato K2 C2 O4 H2 O 0,306 M avente densità 1,0161 g/ml. 0,010 l di soluzione di HCl 0,150 M sono aggiunti a 0,400 l di una soluzione di HCl 2,50 x 10-3 M. Calcolare la concentrazione molare della soluzione risultante. Che volume di una soluzione al 37% in HCl (d=1,190 g/ml) occorre prelevare per ottenere 2,5 l di una soluzione di HCl 1,00 x 10-2 M. Una soluzione di acido acetico glaciale ha una d=1,059 g/ml. calcolare quale volume di soluzione occorre prelevare per avere 250,0 ml di una soluzione 0,100 M. Calcolare la frazione molare della soluzione iniziale. La densità di una soluzione di acido solforico al 96,4% è 1,835 g/ml. Calcolare il volume della soluzione che contiene disciolta 1 mol di acido. Calcolare quanti g di NaOH sono necessari per preparare 1,00 l soluzione 0,100 M di NaOH. Calcolare la molarità e la molalità di una soluzione di NaOH avente densità d=1,165 g/ml e contenente 43,59 g di NaOH in 250,0 ml di soluzione Per preparare 500 ml HCl 0,250 M si ha a disposizione una soluzione di HCl al 34,18% in peso e densità 1,170 g/ml . Calcolare il volume della soluzione che deve essere prelevato. Calcolare la molarità, la frazione molare e la molalità di una soluzione di ammoniaca al 30% w/w (d=0,892 g/ml). Qual è la molarità di una soluzione ottenuta prelevando 23,5 ml di questa soluzione concentrata e portandola a 250,0 ml. SOLUZIONI 1. (x g NaCl/1000 g ) x 100 = 13 da cui x= 130 g NaCl 2. 1,00 l x 0,200 mol/l = 0,200 mol acido nitrico contenute nella soluzione finale. La molarità di una soluzione di acido nitrico al 69,8% (d = 1,42 g/ml) si ricava come segue: 1 l di soluzione pesa 1420 g, di cui solo 1420/100 x 69,8 = 9,91 x 102 g sono di acido nitrico Essendo P.M. HNO3 = 63,0 g/mol, avrò che 9,91 x 102 g/63,0 g/mol = 15,7 mol contenute in 1 litro di soluzione. Quindi la soluzione iniziale di HNO3 è 15,7 M. Ne deriva che il volume di soluzione concentrata che deve essere prelevato è pari a : 0,200 mol/15,7 mol/l = 12,7 x 10-3 l = 12,7 ml di soluzione di acido al 69,8 % Questo volume deve essere portato ad 1 litro, addizionando (1000-12,7) ml = 987,3 ml di acqua, per ottenere 1 l di soluzione 0,200 M 3. 5 Fe2+ + MnO4 - + 8 H+ → 5 Fe3+ + Mn 2+ + 4 H2 O mol Fe2+ = 0,0200 l x 0,121 mol/l = 2,42 x 10-3 mol Rapporto stechiometrico Fe/KMO4 = 5:1 Quindi sono necessarie: 2,42 x 10-3 /5 = 4,84 x 10-4 mol di permanganato per reagire completamente. La molarità della soluzione sarà: 4,84 x 10-4 mol/0,0235 l = 0,0206 M 4. mol1 + mol2 = molTOT e quindi M = molTOT / VTOT mol1 = 0,0950 l x 0,220 mol/l = 0,0209 mol mol2 = 0,0350 l x 0,400 mol/ l = 0,0140 mol M = 0,0349 mol /0,1300 l = 0,268 M 5. mol1 + mol2 = molTOT e quindi M = molTOT / VTOT mol1 : 0,850 l x 0,157 mol/l = 0,133 mol 2 ARGOMENTO 4: Espressione della concentrazione e della composizione delle soluzioni (1 h) mol2 : 30 ml di soluzione pesano 30,0 x 1,116 g/ml = 33,5 g di cui 33,5/100 x 32,14 = 10,8 g sono di HCl puro, pari a 10,8 g/36,46 g/mol = 0,295 mol HCl mol totali = 0,295 + 0,133 = 0,428 mol V totale = 0,850 + 0,030 l = 0,880 l [HCl] finale = 0,428 mol/ 0,880 l = 0,486 M 6. 1 l di soluzione di perossido pesa 1110 g e contiene : 1110/100 x 30 = 333 g di perossido P.M. H2 O2 = 34,01 g/mol 333 g/l /34,01 g/mol = 9,79 M Poiché V1 x C1 = V2 x C2 avrò che: V2 = (0,040 l x 0,30 mol/l)/9,79 mol/l = 1,22 x 10-3 l = 1,22 ml 7. Su 1000 g di soluzione, 565 g sono di acido nitrico. Volendo ottenere una soluzione al 20% avrò: 565/(1000 + x) · 100 = 20,0, da cui ricavo x=1,82 x 103 g di acqua + 2+ 8. Zn + 2 H → Zn + H2 1 mol di Zn reagisce con 1 mol di acido solforico (che libera 2 H+). mol Zn = 5,0 g/65,4 g/mol = 0,0764 mol Serviranno altrettante mol di acido, che devono essere prelevate da una soluzione 0,100 M. Quindi: 0,0764 mol/0,100 mol/l = 0,76 l di soluzione di acido solforico 9. Su 1 l di soluzione, avrò 0,306 mol di K2 C2 O4 H2 O, pari a 0,306 mol x 184,23 g/mol = 56,37 g ossalato 1 l di soluzione pesa 1016,1 g Peso del solvente in 1 l di soluzione: (1016,1 – 56,37)g= 959,73 g molalità = 0,306 mol soluto/0,9597 Kg solvente = 0,318 m 959,73 g acqua/18,02 g/mol = 53,2 mol acqua Fraz. molare (χ) ossalato = 0,306 mol /(0,306 + 53,2)mol = 0,00572 Fraz. molare (χ) acqua = 53,2 mol /(0,306 + 53,2) mol = 0,994 La somma delle χ deve essere 1! 10. VTOT = 0,410 l molTOT = (0,010 l x 0,150 mol/l) + (0,400 l x 2,50 x 10-3 mol/l)= 2,50 x 10-3 mol [HCl] = 2,50 x 10-3 mol/0,410 l = 6,1 x 10-3 M 11. La relazione da tener presente è ancora una volta: V1 x C1 = V2 x C2 1,00 x 10-2 mol/l x 2,5 l = 0,025 mol La soluzione di HCl concentrato ha la seguente conc. molare: 1190 g/100 x 37 = 440,3 g HCl in 1 l 440,3 g/l /36,46 g/mol = 12,08 M Quindi: 0,025 mol/12,08 M = 2,07 x 10-3 l = 2,07 ml 12. 1 l di acido acetico pesa 1059 g, dei quali il 100% è acido acetico. 1059 g/l / 60,05 g/mol = 17,6 M (molarità della soluzione di acido acetico glaciale) Poiché V1 x C1 = V2 x C2 , si avrà: 0,100 M x 0,250 l = 17,6 M x X da cui X=1,42 ml 1,42 ml di acido acetico glaciale devono essere portati a 250 ml. Si otterrà una soluzione di acido acetico 0,100 M. 13. 1 l di soluzione pesa 1835 g, di cui solo 1835/100 x 96,4 = 1769 g sono di acido solforico Essendo P.M. H2 SO4 = 98,08 g/mol, avrò che 1769 g/l /98,08 g/mol = 18,0 M Se 1 l contiene 18 mol di acido, 1 mol sarà contenuta in 1/18 l = 0,0556 l 14. 0,100 mol/l x 1,00 l = 0,100 mol P.M. NaOH = 40,0 g/mol 0,100 mol x 40,0 g/mol = 4,00 g 15. mol NaOH = 43,59 g/40,0 g/mol = 1,090 mol Molarità = 1,090 mol/0,250 l = 4,359 M Massa soluzione = (1,165 x 250,0) g = 291,2 g Massa solvente = (291,2 – 43,59) g = 247,7 g Molalità = 1,090 mol/0,2477 Kg = 4,400 m 16. La relazione da tener presente è: V1 x C1 = V2 x C2 cioè : n 1 = n 2 n 1 = 0,500 x 0,250 mol/l = 0,125 mol C1 → 1,00 l pesa 1170 g 1170 g/100 x 34,18 = 399,9 g HCl in 1 l 399,9 g/l /36,46 g/mol = 10,97 M Quindi V1 = 0,125 mol/10,97 M = 0,0114 l = 11,4 ml 17. 1 l soluzione pesa 892 g, dei quali solo 892 g/100 x 30 = 267,6 g sono di NH3 . 267,6 g/l / 17,03 g/mol = 15,7 M (ammoniaca) 1 l di soluzione contiene: (892,0 – 267,6) g = 624,4 g acqua 624,4 g/l acqua/ 18,02 g/mol = 34,6 M Fraz. molare NH3 = 15,7 mol / (15,7 + 34,6) mol = 0,312 3 ARGOMENTO 4: Espressio ne della concentrazione e della composizione delle soluzioni (1 h) Fraz. molare H2 O = 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 4 A.A. 2007/2008 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 5: Equilibri in fase gassosa – Kc e Kp - La costante di equilibrio (K) nel caso di reazioni che coinvolgono specie gassose, può essere espressa sia in termini di concentrazioni molari (Kc) che di pressioni (Kp), in quanto la pressione esercitata da un gas è correlata alla sua massa ed al volume che esso occupa. aA+bB cC + d D - Costante espressa attraverso le concentrazioni molari Kc [C ]c [ D]d [ A]a [ B]b N.B. Si tratta di concentrazioni all’equilibrio! - Costante espressa attraverso le pressioni: Kp [ p C ]c [ p D ] d [ p A ] a [ p B ]b N.B. Si tratta di pressioni all’equilibrio! piV = niRT , ni/V = Concentrazione molare = pi/RT si ha che: Poiché: c [ PC ]c § nC · c ¨ ¸ RT ©V ¹ [C ]c RT c d d [ PD ] § nD · d ¨ ¸ RT V © ¹ [ D ]d RT d a [ PA ] § nA · a ¨ ¸ RT V © ¹ [ PB ]b § nB · b ¨ ¸ RT ©V ¹ a [ A]a RT a b da cui: Kp [ B ]b RT b [ pC ]c [ pD ]d [ p A ]a [ pB ]b [C ]c [ D]d RT ( c d a b ) a b [ A] [ B ] K c RT ( c d a b ) Quando (c+d-a-b)=0 Kp=Kc 1 ARGOMENTO 5: Equilibri in fase gassosa – Kc e Kp (2 h) ESEMPI 1. 10,0 g PCl5 sono inizialmente posti in un recipiente di 1,00 dm3 e la T=573 K. Quando si è raggiunto l’equilibrio, si sono formati nel recipiente 4,55 g PCl3. Calcolare Kc. PCl5 (g) ' PCl3 (g) + Cl2 (g) 2. In un recipente vuoto di 10,0 dm3 di volume, sono poste 1,0 mol PCl3 e 2,0 mol Cl2 e la miscela è portata ad una temperatura alla quale tutti i componenti che prendono parte alla reazione: PCl3 (g) + Cl2 (g) ' PCl5 (g) sono in fase gassosa. Calcolare quante mol di PCl5 si sono formate all’equilibrio, sapendo che Kc = 5,5 dm3/mol. Calcolare inoltre quante moli di PCl5 si formano se altre 4 mol di PCl3 sono aggiunte nello stesso recipiente alla stessa T. 3. 10,0 g di CO e 10,0 g di Cl2 sono posti in un recipiente di 1,00 dm3 che già contiene 10,0 g COCl2. La miscela è scaldata ad una temperatura alla quale la reazione: CO (g) + Cl2 (g) ' COCl2 (g) ha Kc=5,50 e tutte le specie sono in fase gassosa. Calcolare la massa di tutte le specie all’equilibrio. 4. Una certa quantità di gas NO2 è introdotta in un recipiente chiuso che, successivamente, viene scaldato fino alla temperatura T. Avviene la seguente reazione: 2 NO2 ' 2 NO + O2 A questa temperatura, la pressione totale nel recipiente è pari a 1,68 atm e la pressione parziale dell’NO è pari a alla P = 0,575 atm. Calcolare Kp. 5. Il nitrato d’ammonio si decompone per riscaldamento, secondo la reazione: NH4NO3 (s) ' N2O (g) + 2 H2O (g) 20,0 g di sale sono posti in un recipiente di 10,0 dm3, inizialmente vuoto, e quando la reazione ha raggiunto l’equilibrio a 500 K, la P nel recipiente è 1,50 bar. Calcolare la Kp della reazione. (1 atm = 1,01 bar) 6. Un reattore di 5,0 l, nel quale è stato fatto il vuoto, viene caricato con 0,0600 mol di azoto molecolare e 0,0600 mol di ossigeno molecolare e portato a 2400°C. Sapendo che, a questa temperatura Kp = 3,46 x 10-3, calcolare la Pparziale delle specie all’equilibrio. N2 (g) + O2 (g) ' 2 NO(g) SOLUZIONI 1. PCl5 (g) ' PCl3 (g) + Cl2 (g) 4,55 g /137,3 g/mol = 0,0331 mol PCl3 (g) in 1,00 dm3= 1,0 l [PCl3] = 0,0331 M Poiché i rapporti stechiometrici sono i seguenti: PCl5: PCl3:Cl2 = 1:1:1 All’equilibrio avrò: 0,0331 mol Cl2 in 1,00 litri [PCl5] = ([10,0g/(208,2 g/mol)]/1,00 l ) - 0,0331 M = 0,0149 M Kc = ( [PCl3] [Cl2])/[PCl5] = (0,0331)2/0,0149 = 7,35 x 10-2 2. Conc. iniziale di PCl3 = 1,0 mol / 10,0 l = 0,10 M Conc. iniziale di Cl2 = 2,0 mol / 10,0 l = 0,20 M + Cl2 (g) 0.20 ' I PCl3 (g) 0.10 PCl5 (g) - V -x -x x E 0.10-x 0.20-x x 5,5 = [PCl5]/( [PCl3] [Cl2]) = x / (0,1-x)(0,2-x) da cui ricaviamo: x = 0,0459 = [PCl5] [PCl3] = 0.10-0,0459 = 0,0541 M [Cl2] = 0.20-0,0459 = 0,1541 M mol PCl5 = 0,0459 M x 10,0 l = 0,459 mol Se aggiungo 4 mol di PCl3 avrò: [PCl3] = 0,5 –x perche (1+4)mol/10,0 l = 0,5 M, da cui ricavo analogamente: mol PCl5 = 1,34 L’equilibrio si è spostato a destra 3. CO (g) + Cl2 (g) ' COCl2 (g) mol CO = 10,0 g/ 28,0 g/mol = 0,357 mol CO contenute in 1,0 l . Quindi [CO] = 0,357 M mol Cl2 = 10,0 g/ 70,9 g/mol = 0,141 mol CO contenute in 1,0 l . Quindi [Cl2] = 0,141 M mol COCl2 = 10,0 g/98,90 g/mol = 0,101 mol CO contenute in 1,0 l . Quindi [COCl2] = 0,101 M 2 CO (g) + Cl2 (g) ' 0,375-x 0,141-x COCl2 (g) 0,101+x all’equilibrio 5,50 = (0,101+x)/(0,375-x)(0,141-x) da cui si ricava x = 0,0509 M Quindi, all’equilibrio: g CO = 28,0 g/mol x 0,324 mol = 9,00 g g Cl2 = 70,9 g/mol x 0,0901 = 6,20 g g COCl2 = 98,90 g/mol x 0,1546 = 15,3 g 4. n° moli e Pparziali sono proporzionali! Se, all’equilibrio, la PNO = 0,575 atm, sulla base della stechiometria di reazione dovrà essere: PO2 = 1/2 PNO = 0,575/2 atm = 0,2875 atm PNO2 = Ptot - (PO2 + PNO) = [1,68 - (0,575 + 0,2875)] atm = 0,8175 atm Da cui : Kp = [NO]2 x [O2] / [NO2]2 = 0,142 atm 5. NH4NO3 (s) ' N2O(g) + 2 H2O(g) Kp = P N2O x P2H2O Il rapporto molare tra N2O(g) e H2O(g) = 1:2. Quindi le Pparziali staranno negli stessi rapporti. PTOT = 1,50 bar = 2x + x dove x = P N2O Si ricava che: P N2O = 0,500 bar e PH2O = 1,00 bar Sapendo che 1 atm = 1,01 bar: Kp = (1,00/1,01)2 x (0,500/1,01) = 0,485 atm3 6. Inizialmente: pN2 = pO2 = nRT/V = (0,0600 x 0,08206 x 2673)/5,0 = 2,632 atm Kp = pNO2 / (pN2 x pO2) = 4x2 /(2,632 – x)2 = 3,46 x 10-3 da cui: x = 0,0752 atm pNO = 2x = 0,1504 atm pN2 = pO2 = (2,632 – 0,0752) atm = 2,556 atm 3 A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h) Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente (l’equilibrio di dissociazione è completamente spostato verso destra) Elettrolita debole = specie chimica che in soluzione si dissocia parzialmente (si definisce una K di dissociazione, il cui valore sarà tanto maggiore quanto più l’equilibrio è spostato verso destra) Acidi forti: HCl, HBr, HNO3 , HClO 4 , H2 SO4 (1a dissociazione) Acidi deboli: H2 CO3 , H2 SO3 , H3 PO4 , H3 PO3 , H2 S, HF, HCN, HNO2 , HClO, H3 BO3 , acido acetico (CH3 COOH), acido formico (HCOOH), acido ossalico (H2 C2 O4 ) e tutti gli acidi carbossilici (RCOOH) Basi forti: NaOH, KOH, Ba(OH)2 Basi deboli: NH3 , amine, piridina (C 5 H5 N), Ca(OH)2 , le basi coniugate degli acidi deboli sopra elencati (HCO3 -, CO3 2-, HSO3 -, SO32-, H2 PO4 -, HPO42-, PO43-, H2 PO3-, HPO32-, PO3 3-, HS-, S2-, F-, CN-, NO 2-, ClO -, H2 BO3-, HBO 3 2-, BO 33-, ione acetato (CH3 COO-), ione formiato (HCOO-), ione ossalato (C 2 O42-) e tutti i carbossilati (RCOO-) Acido monoprotico: 1 sola dissociazione Acido poliprotico: più dissociazioni L’acqua è una molecola anfotera : si comporta sia da acido che da base, in quanto può cedere o acquisire protoni. H2 O H+ + OH- Kw = [H+ ] [OH-] = 10-14 - La forza di un acido o di una base dipende dal solvente - Normalmente, quando si parla di acidità o basicità, si sottintende “in ambiente acquoso”. Se si fà riferimento a solventi diversi dall’acqua, occorre specificarlo pH = - log10 [H+] pOH = - log10 [OH-] pH + pOH = 14 - Variazione di 1 unità di pH = variazione di 1 ordine di grandezza della [H+ ] !!!! Dissociazione di un acido debole: HA + H2 O H+ + A- Ka = [H+] [A-]/[HA] Dissociazione di una base debole: B + H2 O BH+ + OH- Kb = [BH +] [OH-]/[B] Acido debole Base coniugata (debole) Base debole Acido coniugato (debole) 1 Acidi e basi deboli sono specie il cui equilibrio di dissociazione non è completamente spostato verso destra. Tuttavia, a seconda dell’entità della Keq (cioè di Ka o Kb ), si possono avere acidi e basi deboli di forza medio-alta, media, deboli oppure debolissimi. Esempi: Acido debole HSO4 H3 PO4 HF CH3 COOH HClO HCN Ka 2,0 ⋅10-2 7,5 ⋅10-3 7,1 ⋅10-4 1,8 ⋅10-5 3,2 ⋅10-8 4,0 ⋅10-10 pKa 1,70 2,12 3,15 4,74 7,49 9,40 Forza dell’acido debole Medio-alta Medio-alta Media Media Debole Debolissimo Base debole Ca(OH)2 CO32NH3 HSpiridina SO42- Kb 3,74 ⋅10-3 (I) 2,1 ⋅10-4 1,79 ⋅10-5 1,0 ⋅10-7 1,7 ⋅10-9 5,0 ⋅10-13 pKb 2,43 3,68 4,74 7,0 8,77 12,3 Forza della base debole Medio-alta Medio-alta Media Media Debole Debolissima Idrolisi dei sali Un sale ionico posto in soluzione acquosa si dissocia, generando degli ioni. Questi perturbano l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua (e quindi il pH) in misura tanto maggiore quanto maggiore è la loro forza acida o basica. Esempi KCl → K+ + Cl- K+ è l’acido coniugato della base forte KOH. E’ un acido debolissimo e non influenza il pH Cl- è la base coniugata dell’acido forte HCl. E’ una base debolissima e non influenza il pH Quindi il pH delle soluzioni acquose di KCl è neutro + K + H2 O X Cl- + H2 O X Na+ è l’acido coniugato della base forte NaOH. E’ un acido Na2 CO3 → 2 Na+ + CO3 2debolissimo e non influenza il pH CO32- è la base coniugata dell’acido debole HCO3 -. E’ una base di media forza (pKa = 10,3) e tende ad alzare il pH. Quindi il pH delle soluzioni acquose di BaCO3 è basico CO32- + H2 O HCO3 - + OHCH3 COONH4 → NH4 + + NH4 + è l’acido coniugato della base debole NH3 . E’ un acido CH3 COO - piuttosto debole e tende ad abbassare il pH CH3 COO - è la base coniugata dell’acido debole CH3 COOH. E’ una base di media forza e tende ad alzare il pH Quindi il pH delle soluzioni acquose di CH3 COONH4 dipende dai valori di Ka e Kb e non è facilmente prevedibile. CH3 COO + H2O CH3 COOH + OHNH4 + + H2 O NH3 + H3 O+ 2 NH4 Cl → NH4 + + Cl- NH4 + è l’acido coniugato della base debole NH3 . E’ un acido piuttosto debole e tende ad abbassare il pH Cl- è la base coniugata dell’acido forte HCl. E’ una base debolissima e non influenza il pH Quindi il pH delle soluzioni acquose di NH4 Cl è debolmente acido NH4 + + H2 O NH3 + H3 O+ Soluzioni tampone - Soluzione costituita da un acido debole (o una base debole) e dalla sua base coniugata (o acido coniugato) - Consente di mantenere il pH stabile in seguito all’aggiunta di piccole quantità di acido o base - Il funzionamento della soluzione tampone si basa sullo spostamento dell’equilibrio del sistema acido-base in esso presente HA + H2 O H+ + AL’aggiunta di acido provoca uno spostamento dell’equilibrio verso sinistra, per controbilanciare l’aumento di ioni H+ L’aggiunta di base provoca uno spostamento dell’equilibrio verso destra, per controbilanciare il consumo di ioni H+ - Il potere tampone dipende dalla concentrazione della soluzione ed è tanto più elevato quanto maggiore è la concentrazione della soluzione. Inoltre esso è massimo quando pH = pKa dell’equilibrio acido/base presente nel tampone - La concentrazione del tampone è data dalla somma delle concentrazioni molari dell’acido e della sua base coniugata - Ogni soluzioni tampone è efficace in un intervallo di pH ben definito, che è centrato intorno al valore della pKa dell’equilibrio acido/base presente nel tampone Esempio: Coppia acido/base CH3 COOH / CH3 COONH3 / NH4 + HCO3 - / CO32HCOOH/HCOO- pKa 4,74 9,26 10,3 3,68 Intervallo di utilizzo del tampone 4,74 ± 1,0 9,26 ± 1,0 10,3 ± 1,0 3,68 ± 1,0 - Il pH di una soluzione tampone dipende da due fattori: pKa il rapporto tra le concentrazioni molari di base e di acido [A-]/[HA] - Si calcola applicando l’equazione di Henderson/Hasselbach, che è un modo alternativo di scrivere l’espressione della keq pH = pKa + log [A-]/[HA] - Se [A-] > [HA] - Se [A-] < [HA] ⇒ ⇒ pH > pKa perché in soluzione prevale la base pH < pKa perché in soluzione prevale l’acido 3 ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h) ESEMPI 1. Calcolare il pH di una soluzione di acido nitrico 3.85 x 10-1 M e la concentrazione delle specie ioniche. 2. Calcolare il pH di una soluzione di KOH 1,00 x 10-7 M e la concentrazione delle specie ioniche. 3. La ka dell’acido cianidrico è 4,93 x 10-10 . Calcolare la concentrazione dell’acido affinchè il pH sia 5,10. 4. Calcolare la concentrazione delle specie all’equilibrio in una soluzione di acido ortofosforico 0,0800 M tamponata a pH=1,00. k1 = 7,52 x 10-3 k2 = 6,23 x 10-8 k3 = 2,2 x 10-13 5. Calcolare quale deve essere il pH di una soluzione di solfuro di idrogeno 0,100 M affinchè sia : [S2-]=1,0 x 10-15 k1 = 1,1 x 10-7 k2 = 1,0 x 10-14 6. Calcolare il pH di una soluzione di cloruro di ammonio 0,380 M, sapendo che Kb = 1,79 x 10-5 7. Calcolare il pH di una soluzione di cianuro di sodio 0,100 M, sapendo che Ka HCN = 4,93 x 10-10 8. Calcolare il pH di una soluzione di formiato di potassio KCOOH 0,350 M, sapendo che la Ka dell’acido formico è 1,78 x 10-4 9. 3,64 g di ipoclorito di sodio vengono sciolti in 250,0 ml di acqua. Calcolare il pH della soluzione sapendo che la costante di dissociazione dell’acido ipocloroso è 3,2·10-8 10. Ordinare secondo pH crescente: KNO3 NaNO2 NaOH HNO2 11. Ordinare secondo pH crescente: CH3 COONa KCl NH3 HClO4 12. Quale pH vi aspettate di ottenere sciogliendo ciascuno dei seguenti sali in acqua? Giustificare la risposta NaCN MgCl2 NH4 NO3 13. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tampone: a) Na 2 CO3 / NaHCO3 b) CH3 COONa/ CH3 COOH c) NH4 Cl/ HCl 14. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tampone: a) Na 2 HPO3 / NaH2 PO3 b) NaOH/ CH3 COOH c) NH4 Cl/ NH3 15. Calcolare il pH di una soluzione tampone ottenuta mescolando 100,0 ml di HCOONa al 7.50 % in peso (d=1.04 g/ml) con 750 ml di HCOOH 0,200 M. La costante di dissociazione dell’acido formico Ka = 1,78 x10-4 16. Calcolare il pH di un tampone ammoniacale ottenuto prelevando 4,60 ml di NH3 al 30% w/w (d = 0,892 g/ml), portando il volume a 500 ml con acqua e sciogliendo nella medesima soluzione 5,982 g d i NH4 Cl. Kb = 1,79 x 10-5 17. 8,97 g di CH3 COONa sono sciolti in 0,4324 l di una soluzione di acido acetico all’8,00% in peso (d = 0,998 g/ml). Calcolare il pH della soluzione prima e dopo l’aggiunta dell’acetato. Ka = 1,76 x 10-5 18. 100,0 ml di una soluzione tampone NH3 /NH4 Cl vengono preparati mescolando 6,80 ml di una soluzione di ammoniaca al 30% in peso (d=0,892 g/ml) con 5,20 g di cloruro di ammonio e portando a volume con acqua. Calcolare il pH, sapendo che la costante di dissociazione basica dell’ammoniaca è Kb = 1,79 x 10-5 19. Calcolare il pH di una soluzione tampone ottenuta sciogliendo 24,6 g di Na 2 CO3 e 20,1 g di NaHCO3 in 500 ml. Le costanti di dissociazione dell’acido carbonico sono k1 = 4,16 x 10-7 e k2 = 4,84 x 10-11 20. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tampone: a) K2 HPO3 / KH2 PO3 b) HCOONa/ HCOOH c) NH4 Cl/ HCl 21. Calcolare il pH di una soluzione tampone ottenuta sciogliendo 36,5 g di Na 2 HPO4 e 30,26 g di NaH2 PO4 in 950,0 ml. Qual è la molarità del tampone? Le costanti di dissociazione dell’acido fosforico sono: k1 = 7,5 x 10-3 k2 = 6,2 x 10-8 k3 = 4,4 x 10-13 4 ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h) SOLUZIONI 1. HNO3 + H2 O NO-3 + H3 O+ acido forte (completamente dissociato) + [H3 O ] = 0,385 M ⇒ pH = -log [H3 O+ ] = 0,415 [NO3 -] = 0,385 M 2. KOH → OH- + K+ base forte (completamente dissociata) A causa della bassa concentrazione della base (1,0x10-7 M), l’equilibrio di dissociazione dell’acqua non è trascurabile. 2 H2 O = OH- + H3 O+ -7 1,0 x 10 + X X all’equilibrio Kw = 1,00 x10-14 = X (1,0 x10-7 +X) Da cui ricavo che x = [H3 O+] = 6,18x 10-8 M e quindi pH = 7,21 (lievemente basico) 3. pH 5,10 ⇒[H 3 O+] = 7,94x10-6 M HCN + H2 O = CN- + H3 O+ -6 -6 x-7,96⋅1 0 7,96⋅10 7,96⋅1 0-6 all’equilibrio -10 -6 2 4,93⋅⋅1 0 = (7,96 ×10 ) /( x-7,96x10-6 ) da cui x=0,128 M 4. Poiché la soluzione è tamponata a pH=1,00, la concentrazione di idrogenioni è fissa: [H3 O+] = 1,00 ⋅10-1 M 7,52⋅10-3 = 1,00x10-1 [H 2 PO4 -]/[H3 PO4 ] ⇒ [H2 PO4-]= 7,52x 10-2 x [H3 PO4 ] -8 + 26,23⋅10 = [H 3 O ] [HPO4 ]/[H2 PO4 ] ⇒ [HPO 4 2-]= 4,68x 10-8 x [H3 PO4 ] -13 + 322,2⋅10 = [H 3 O ] [PO4 ]/[HPO4 ] ⇒ [PO 4 3-]= 1,03x10-19 x [H 3 PO4 ] Conc. analitica dell’acido = CA = [H3 PO4 ] + [H2 PO4 -] + [HPO4 2-]+[PO4 3-] 0,080 = [H3 PO4 ] + 7,52 x10-2 x [H3 PO4 ] + 4,68 x10-8 x [H3 PO4 ] + 1,03x 10-19 x [H3 PO4 ] = 1,0752 x[H3 PO4 ] Da cui si ricava che : [H3 PO4 ] = 7,44 x 10-2 M [H2 PO4 -] = 5,59 x 10-3 M [HPO4 2-] = 3,48 x10-9 M [PO4 3-] = 7,66 x 10-21 M 5. Bisogna considerare i due equilibri in contemporanea: H2 S + H2 O = HS- + H3 O+ 2HS + H2 O = S + H3 O+ 2H2 S + 2 H2 O = S + 2H3 O+ -15 -15 0,100-1,0 x10 1,0 x10 x +1,0x10-15 6. 7. 8. 9. k1 k2 = [H3 O+]2 [S2-]/[H2 S] = 1,1 x 10-21 = (x +1,0 x10-15 )2 (1,0 x10-15 )/ (0,100 - 1,0 x10-15 ) x= 3,3 x10-4 = [H3 O+] ⇒ pH = 3,48 NH4 + + H2 O = NH3 + H3 O+ 0,380 – x x x all’equilibrio ka = Kw /Kb = 1,0 x10-14 /1,79x10-5 = 5,59 x10-10 = x2 / (0,380– x) Da cui ricavo che x= 1,46 x 10-5 =[H3 O+] e quindi pH = 4,84 (acido!) CN+ H2 O = HCN + OH0,100 -x x x all’equilibrio La K di idrolisi è pari a Kh = Kw /Ka = 1,00×10-14 /4,93⋅10-10 = 2,03⋅10-5 2,03⋅1 0-5 = x2 /(0,100- x) da cui x = 1,41⋅10-3 = [OH-] = [HCN] pOH = 2,85 ⇒ pH = 11,95 (basico!) HCOO- + H2 O = HCOOH + OHAll’equilibrio: [HCOO-] = 0,350 – x [HCOOH] = [OH-] = x Kb = Kw /Ka = 1,00 x 10-14 /1,78 ⋅10-4 = 5,62 x 10-11 x = √ Kb x Cb = 4,43 x 10-6 pOH = 5,35 pH = 8,65 P.A. NaClO = 74,44 g/mol [3,64 g/74,44 g/mol]/0,250 l = 0,1956 M ClO- + H2 O = HClO + OHAll’equilibrio: [ClO-] = 0,1956 – x [HClO-] = [OH-] = x Kb = Kw /Ka = 1,00 x 10-14 /3,2·10-8 = 3,12 x 10-7 5 ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h) x = 2,47 x 10-4 pOH = 3,61 pH = 10,4 10. pH crescente: HNO2 debolmente acido KNO3 neutro NaNO2 debolmente basico NaOH basico 11. pH crescente: HClO4 fortemente acido KCl neutro CH3 COONa debolmente basico NH3 fortemente basico 12. NaCN – basico, perché CN- + H2 O = HCN + OHMgCl2 – neutro, perché né Mg2+ né Cl- perturbano l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua NH4 NO3 – acido, perché NH4 ++ H2 O = NH3 + H3 O+ 13. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tampone: Na 2 CO3 / NaHCO3 SI, perché sono presenti l’acido debole HCO3 - e la sua base coniugata CO3 2CH3 COONa/ CH3 COOH SI, perché sono presenti l’acido debole CH3 COOH e la sua base coniugata CH3 COONH4 Cl/ HCl NO, perché c’è l’acido debole NH4 + ma non la sua base coniugata 14. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tampone: Na 2 HPO3 / NaH2 PO3 SI, perché sono presenti l’acido debole H2 PO3 - e la sua base coniugata HPO3 2NaOH/ CH3 COOH SI, perché la base induce la formazione di una certa quantità di acetato (base coniugata dell’acido acetico) NaOH + CH3 COOH = CH3 COONa + H2 O NH4 Cl/ NH3 SI, perché sono presenti la base debole NH3 ed il suo acido coniugato NH4 + 15. Vtot = (0,1 + 0,750) l = 0,850 l [HCOOH] = (0,200 mol/l x 0,750 l)/ 0,850 l = 0,1765 M 100 ml di soluzione di HCOONa pesano (100 ml x 1,04 g/ml) = 104 g di cui il 7,5% sono di formiato. Quindi (104 g /100) x 7,5 = 7,8 g [HCOO-] = (7,8 g / 68,02 g/mol)/0,850 l = 0,1349 M HCOOH + H2 O = HCOO- + H3 O+ 0,1765 –x 0,1349 + x x Ka = 1,78 ⋅10-4 = [(0,1349 + x) x]/(0,1765 - x) da cui vedo che x è trascurabile rispetto alle conc. di acido formico e formiato Il pH del tampone è dunque: pH = pKa - log ([HCOOH]/ [HCOO-] = 3,749 - log 1,3084 = 3,62 (acido!) 16. mol NH3 = [(4,60 ml x 0,892 g/ml) x 30/100]/ 17,03 g/mol = 0,0723 mol [NH3 ] = 0,0723 mol /0,500 l = 0,145 M [NH4 Cl] = (5,982 g/53,49 g/mol)/0,500 l = 0,224 M NH3 + H2 O = NH4+ + OHKb = [NH4 +] x [OH-]/[NH3 ] da cui: [OH-] = Kb x [NH3 ] / [NH4 +] pOH = pKb – log ([NH3 ] / [NH4 +]) = 4,74 – log (0,145/0,224) = 4,93 pH = 9,07 (basico!) 17. 432,4 ml x 0,998 g/ml x 0,080 = 34,523 g acido acetico = 0,575 mol acido P.M. acido acetico = 60,02 g/mol [CH3 COOH] = 0,575 mol/ 0,4324 l = 1,32 M [H+] = √ CaKa = 0,00483 pH = 2,31 prima dell’aggiunta di acetato (3 c.s.) P.M. Na acetato = 82,04 g/mol (8.97 g/ 82,04 g/mol)/0,4324 l = 0,253 M in acetato Per il calcolo del pH del tampone: x = trascurabile Il pH del tampone è dunque: pH = pKa - log ([CH3 COOH]/ [CH3 COO -] = 4,754 - log 5,22 = 4,04 (3 c.s.) 18. V tot = 100,0 ml 6,80 ml di ammoniaca pesano 6,80 x 0,892 g/ml = 6,066 g (6,066 g /100) x 30 = 1,819 g di ammoniaca 6 ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h) [NH3 ] = (1,819 g / 17,03 g/mol)/ 0,100 l = 1,068 M [NH4 Cl] = (5,2g/53,49 g/mol)/0,100 l = 0,972 M NH3 + H2 O = NH4+ + OH-5 Kb = 1,79 ⋅10 = [(0,972 + x) x]/(1,068 - x) da cui x = 0 Il pH del tampone è dunque: pOH = pKb - log ([NH3 ]/ [NH4 +] = 4,747 - log 1,0987 = 4,747 - 0,04090 = 4,706 pH = 14 - pOH = 9,29 19. HCO3 - + H2 O = CO32- + H3 O+ P.M. NaHCO3 = 84,01 g/mol P.M. Na 2 CO3 = 106,0 g/mol Molarità HCO3 - = (20,1 g/ 84,01 g/mol)/0,5 l = 0,478 M Molarità CO3 2- = (24,6 g/ 106 g/mol)/ 0,5 l = 0,464 M pH = pk2 – log [HCO3 -]/[ CO3 2-] = 10,30 20. Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tamp one: a) K2 HPO3 / KH2 PO3 SI b) HCOONa/ HCOOH SI c) NH4 Cl/ HCl NO 21. P.M. Na 2 HPO4 = 142 g/mol P.M. NaH2 PO4 = 120 g/mol [36,5 g/ 142 g/mol]/0,950 l = 0,271 M in Na 2 HPO4 [30,26 g/ 120 g/mol]/0,950 l = 0,265 M in NaH2 PO4 Per il calcolo del pH del tampone: x = trascurabile Il pH del tampone è dunque: pH = pK2 - log ([H2 PO4 -]/ [HPO4 2-] = 7,21 - log 0,978 = 7,22 (3 c.s.) La molarità del tampone è data dalla somma delle molarità dei due sali: 0,271 M + 0,265 M = 0,536 M 7 A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) Equilibrio di solubilità di un sale Aa Bb (s) a Ab+ + b Ba- La costante di equilibrio è detta prodotto di solubilità Kps = [Ab+]a [B a-]b Il Kps è una costante termodinamica e quindi dipende dalla T Solubilità di un sale = concentrazione della soluzione satura (soluzione in equilibrio con il corpo di fondo). Si esprime in mol/l o mg/l - Non è una costante! - Dipende dalla T, dalla presenza di ioni comuni, dal pH (qualora la dissociazione del sale generi specie che si comportano da acidi o basi deboli) A T costante, Kps e solubilità molare (S) sono correlati fra loro: Kps = [aS]a [bS]b - Si definiscono poco solubili i sali caratterizzati da Kps < 10-5 Tipicamente, sono sali poco solubili: - carbonati - solfuri dei metalli pesanti - cloruri di alcuni metalli (Ag+. Hg+, Pb2+, ecc.) - alcuni solfati (Ba 2+, Pb2+,ecc.) - molti fosfati (Ca2+, ecc.) - molti idrossidi (Fe3+, Fe2+, Mg2+, Mn2+, ecc.) - Alcuni esempi di sali solubili: - nitrati - alogenuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi - solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi - solfati dei metalli alcalini - La solubilità degli idrossidi e di tutti i sali che contengono anioni provenienti dalla dissociazione di acidi o basi deboli (es. carbonati, solfuri, sali di ammonio, fosfati, solfati, fosfiti, solfiti, nitriti, ecc.) è influenzata dal pH Es. consideriamo il solfuro di cadmio Equilibrio di solubilità CdS(s) Devo tener conto dell’equilibrio di idrolisi dello ione solfuro: Equilibrio di idrolisi S 2- + H2 O - - Cd 2+ + S2HS - + OH- Se acidifico la soluzione, sottraggo ioni solfuro e sposto l’equilibrio di solubilità verso dest ra: la solubilità aumenta Se basifico la soluzione, sposto l’equilibrio di solubilità verso sinistra : la solubilità diminuisce Un sale precipita quando il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni che lo compongono, elevate ai corrispettivi coefficienti stechiometrici è > Kps 1 ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) ESEMPI 1. Il solfato di Sr solido è sbattuto in una sospensione in acqua di solfato di calcio. calcolare la concentrazione degli ioni Ca 2+, Sr2+, SO4 2- in soluzione. KpsCaSO4 = 7,10 ⋅1 0-5 e KpsSrSO4 = 2,80 ⋅10-7 2. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 100 ml HCl a pH 0,30 con 100 ml di TlNO3 0,020 M Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4 3. Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di: Hg 2 Cl2 in acqua e HCl pH 3,0 sapendo che Kps = 1,45⋅1 0-18 4. Alla T di 292 K, Kps SrSO4 =3,8 ⋅10-7 e KpsSrF2 = 2,8 ⋅10-9 . Quale dei due sali è più solubile? 5. Calcolare il pH a cui inizia la precipitazione di Fe(OH)3 da una soluzione 0,025 M di sale ferrico, sapendo che il Kps dell’idrossido ferrico è 2,64 ⋅1 0-39 6. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 500 ml di nitrato di Pb(II) 0,010 M con 500 ml HCl 0,01 M KpsPbCl2 = 1,17 ⋅10-5 7. Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di: Bromato d’argento in acqua e in una soluzione di bromato di sodio 1,0 ⋅10-2 M 8. Il cloruro di Pb(II) si scioglie poco in acqua, dando luogo ad una reazione esotermica; indicare l’effetto sulla sua solubilità di: a) un’aggiunta alla soluzione di nitrato di Pb(II) b) una diminuzione del pH della soluzione fino a 2,5 c) il riscaldamento della soluzione satura da 20°C a 60°C 9. Calcolare la solubilità (in mg/l) del fluoruro di magnesio, in acqua e in una soluzione 0,50 M di fluoruro di sodio sapendo che il suo Kps = 7,42×10-11 10. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 500 ml di nitrato di Pb(II) 0,10 M con 900 ml HCl 0,50 M KpsPbCl2 = 1,17 ⋅10-5 11. Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di: Idrossido di cromo(III) in acqua e in una soluzione tamponata a pH 4,74 sapendo che Kps = 1,0 ×10-30 12. Calcolare le concentrazioni di ioni presenti in una soluzione satura contemporaneamente in AgCl, TlCl e Hg 2 Cl2 sapendo che i rispettivi Kps sono: Kps AgCl = 1,77×10-10 Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4 KpsHg2Cl2 = 1,45 ⋅10-18 SOLUZIONI 1. In soluzione sono presenti i seguenti equilibri, che hanno uno ione comune (il solfato): SrSO4(s) = Sr2+(aq) + SO4 2-(aq) CaSO4(s) = Ca2+(aq) + SO4 2-(aq) La condizione di equilibrio deve essere soddis fatta contemporaneamente per entrambi. Se definiamo: [Ca 2+] = x e [Sr2+]= y, ne consegue che [SO4 2-] = x+y e quindi 7,10 ⋅10-5 = x(x+y) 2,80 ⋅10-7 = y(x+y) Da questo sistema, dividendo la prima equazione per la seconda, ottengo: x/y = 2,54 ×102 e, per sostituzione, avrò: [Ca 2+] = 8,42 ⋅10-3 [Sr2+] = 3,31 ⋅10-5 [SO4 2-] = 8,45 ⋅1 0-3 Il sale più solubile tra i due è il solfato di calcio: le conc. di calcio in soluzione sono di due ordini di grandezza più elevate che quelle di stronzio 2. TlNO3 + HCl → TlCl↓ + H+ + NO- 3 + [Tl ] = (0,1 l x 0,02 mol/l)/ 0,2 l = 0,010 M Dal pH ricavo che [Cl-]i = [H+]i = 10-0,3 = 0,50 M e quindi, dopo la miscelazione [Cl- ] = [H+] = 0,50 mol/l x 0,1 l/0,2 l = 0,25 M [Tl+ ] x [Cl-] = 2,50 ⋅10-3 > Kps di TlCl, quindi il sale precipita 3. Hg 2 Cl2(s) = Hg2+ 2 (aq) + 2 Cl (aq) -18 In acqua: Kps = 1,45×10 = S (2S)2 = 4S3 da cui S = 7,13×10-7 M P.M. Hg 2 Cl2 = 472,08 g/mol da cui si ricava la solubilità in mg/l: S = 7,13×10-7 mol/l x 472,08 g/mol = 3,36 ×10-4 g/l = 0,336 mg/l In HCl pH 3: [Cl- ] = [H+] = 1,00×10-3 M 2 ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) Kps = 1,45⋅10-18 = S (2S + 1,00⋅10-3 )2 da cui S = 1,45⋅10-12 M E, come sopra: S = 1,45⋅10-12 mol/l x 472,08 g/mol = 6,84 ⋅1 0-10 g/l = 6,84 ⋅10-7 mg/l La solubilità in acqua è più elevata che in presenza di uno ione comune. 4. Per confrontare la solubilità di due sali, se questi hanno la stessa stechiometria (es SrSO4 e CaSO4 , vedi es.1) basta confrontare i rispettivi Kps. Sarà più solubile quello caratterizzato dal Kps maggiore (perchè il suo equilibrio di solubilità sarà più spostato a destra) Se invece la stechiometria dei due sali è diversa, come in questo caso, occorre calcolare la solubilità: SrF2(s) = Sr2+(aq) + 2 F-(aq) SrSO4(s) = Sr2+(aq) + SO42-(aq) Kps SrF2 = 2,8 ⋅10-9 = [Sr2+][F-]2 = S (2S)2 = 4S3 da cui S = 8,9 ⋅1 0-4 M Kps SrSO4 = 3,8 ⋅10-7 = [Sr2+][SO4 2-] = S2 da cui S = 6,2 ⋅1 0-4 M Il fluoruro di Sr è più solubile del solfato, nonostante il Kps di quest’ultimo sia inferiore. In generale, i fluoruri sono sali molto più solubili dei solfati. 5. Fe(OH)3(s) = Fe3+ + 3 OHKpsFe(OH)3= 2,64 ⋅1 0-39 = [Fe3+] x [OH- ]3 = 0,025 x [OH- ]3 Da cui ricavo che [OH-] = 4,73 ⋅10-13 e quindi pH = 1,67 6. Pb(NO3 )2 + 2 HCl → PbCl2 ↓ + 2 H+ + 2 NO- 3 [Pb 2+] = (0,5 l x 0,01 mol/l)/1,0 l = 0,0050 M [Cl-] = [H+] = 0,01 mol/l x 0,5 l/1,0 l = 0,0050 M [Pb 2+] x [Cl-]2 = 1,25 ⋅10-7 < Kps PbCl2 quindi il sale non precipita 7. AgBrO3(s) = Ag +(aq) + BrO3 -(aq) In acqua: Kps = 5,34⋅1 0-5 = S x S = S2 da cui S = 7,31⋅1 0-3 mol/l P.M. AgBrO3 = 235,8 g/mol ⇒ S = 7,31⋅10-3 mol/l x 235,8 g/mol = 1,72 g/l = 1720 mg/l In presenza di bromato: Kps = 5,34⋅10-5 = S (S + 1,0⋅10-2 ) da cui, sviluppando l’equazione, si ricava S = 3,85×10-3 M = 908 mg/l (inferiore rispetto alla solubilità in acqua). In questo caso, si può scegliere di svolgere l’eqz. di II grado oppure si può considerare a priori che S è trascurabile rispetto alla conc. di bromato presente in soluzione e calcolare S dall’eqz. semplificata. Una volta ottenuto il valore di S, si deve verificare che l’ipotesi di partenza sia congrua. Se non lo è (ed è proprio questo il caso), si è obbligati a ricalcolarla tramite l’eqz. di II grado. 8. a) diminuisce per effetto dello ione comune b) nessun effetto. Se invece di acidificare, basificassimo, allora potrebbe precipitare Pb(OH)2 e l’eq. di solubilità del nitrato di piombo si sposterebbe a destra (la solubilità aumenterebbe) c) siccome la reazione di dissoluzione del nitrato di piombo è esotermica, la solubilità del sale diminuisce al crescere di T 9. Fluoruro di Mg = MgF2 Kps = [Mg2+] x [F-]2 = S x (2S)2 = 4S3 (mol/l) In acqua: S = (Kps/4)1/3 = (7,42 x 10-11 /4)1/3 = 2,65 x 10-4 mol/l P.M. MgF2 = 62,31 g/mol S (g/l) = 2,65 x 10-4 mol/l x 62,31 g/mol = 16,5 mg/l In presenza di fluoruro di sodio: Kps = S x (2S + 0,50)2 = 7,42×10-11 S=7,42⋅10-11 /0,25 = 2,968⋅10-10 mol/l S (mg/l) = 18,0 x 10-5 mg/l (3 c.s.) 10. Pb(NO3 )2 + 2 HCl → PbCl2 ↓ + 2 H+ + 2 NO- 3 [Pb 2+] = (0,10 l x 0,10 mol/l)/1,0 l = 0,010 M [Cl-] = [H+] = 0,50 mol/l x 0,900 l/1,0 l = 0,450 M [Pb 2+] x [Cl-]2 = 2,025⋅1 0-3 > Kps PbCl2 quindi il sale precipita 11. Cr(OH)3(s) = Cr3+(aq) + 3 OH-(aq) In acqua: Kps = 1,0⋅10-30 = S x (3S)3 = 27S4 da cui S = 1,3⋅1 0-8 mol/l P.M. Cr(OH)3 = 103 g/mol ⇒ S = 1,3⋅10-8 mol/l x 103 g/mol = 1,43⋅1 0-6 g/l = 1,43⋅⋅1 0-3 mg/l In sol. tamponata: [OH-] = 10(4,74-14) = 5,5x10-10 M Kps = 1,0⋅1 0-30 = S (5,5⋅10-10 )3 da cui S = 6,0⋅10-3 mol/l x 103 g/mol = 619 mg/l superiore rispetto alla soluzione non tamponata, perché in acqua la [OH-] è maggiore. 12. In soluzione sono presenti i seguenti equilibri: TlCl(s) = Tl+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) = Ag +(aq) + Cl-(aq) Hg 2 Cl2(s) = Hg 2 2+(aq) + 2 Cl-(aq) 3 ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) Essendo i Kps dei 3 sali piuttosto diversi, si può pensare che la [Cl- ] in soluzione coincida con quella ricavabile dal sale più solubile (TlCl): Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4 = S2 dove S= [Cl-], da cui S= 1,0 ⋅1 0-2 M Questo valore è sufficientemente elevato da rassicurarci sul fatto che l’assunzione fatta è ragionevole. Da questo valore, ricavo le concentrazioni delle altre specie in soluzione: [Tl+ ] = 1,0×10-2 M [Ag+] = 1,77 ⋅10-10 /1,0 ⋅10-2 = 1,77 ⋅10-8 M [Hg 2 2+] = 1,45 ⋅10-18 /[Cl-]2 = 1,45 ×10-18 /1,0 ⋅10-4 = 1,45 ⋅1 0-14 M 4 A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 8: Elettrochimica: legge di Nernst e leggi di Faraday(4 h) converte energia chimica in energia ele ttrica, mediante una reazione chimica spontanea Cella elettrolitica: converte energia elettrica in energia chimica; compie lavoro (cioè spende energia) per forzare una reazione chimica a procedere nella direzione opposta a quella spontanea Cella galvanica: Entrambe sono costituite da due semicelle, fisicamente separate, ma collegate fra loro a formare un circuito elettrico; all’interno di ciascuna di esse avvengono, rispettivamente, la reazione di ossidazione e quella di riduzione. Pila - Il potenziale di una cella galvanica (pila) è detto anche forza elettromotrice (f.e.m.) - Esso dipende da: Temperatura (T), concentrazione dei reagenti presenti nelle due semicelle, n° di elettroni scambiati nel processo ossidoriduttivo (n, Faraday) - 1 Faraday (F) = 96500 Coulomb = quantità di corrente necessaria per depositare agli elettrodi 1 equivalente di sostanza (cioè una quantità di sostanza capace di cedere o acquisire un numero di Avogadro di elettroni) - Potenziale standard = E° = potenziale misurato a T = 298,15 K (25°C) e 1 atm, assumendo le concentrazioni molari pari a 1 - Se nella pila avviene la generica ossidoriduzione: aAox + bBred → bBox + aAred Q= [Box ]b [ Ared ]a [ Aox ]a [ Bred ]b quoziente di reazione è possibile calcolarne il potenziale attraverso la legge di Nernst: E = Ecatodo – Eanodo = E°catodo – E°anodo – RT/nF ln Q = E°catodo – E°anodo – 0,0591/n log10 Q dove : N.B. R = costante dei gas T = 298,15 K F = Faraday All’equilibrio: E = 0 e Q diventa pari a K (cost. di equilibrio). Quindi: E° = RT/nF lnK= 0,0591/n log K - Rappresentazione schematica di una pila: Redanodo (molarità o pressione) |Oxanodo (molarità o P) Oxcatodo (molarità o P) | Redcatodo (molarità o P) - La reazione si può spezzare in due semireazioni, ciascuna delle quali avviene in una semicella: - nella semicella catodica si ha la riduzione : Aox + n e- → Ared - nella semicella anodica si ha l’ossidazione : Bred → Box + n e- Il potenziale della pila si può calcolare anche applicando la legge di Nernst alle due semicelle separatamente e sommando i potenziali risultanti. - ATTENZIONE! Per convenzione, i potenziali standard tabulati sono potenziali di riduzione 1 - Il potenziale elettrico non può essere misurato in modo assoluto, ma solo come ‘differenza’ rispetto ad un elettrodo di riferimento. I potenziali di riduzione tabulati sono misurati rispetto all’elettrodo standard a idrogeno, al quale è stato attribuito E°=0 e nel quale avviene la seguente semireazione: - 2 H3 O+ + 2 e - = H2 + 2 H2 O E°=0 - In condizioni standard, un elemento è in grado di ossidare tutti quelli che hanno E°riduzione inferiore al proprio In condizioni standard, un elemento è in grado di ridurre tutti quelli che hanno E°riduzione superiore al proprio - Quanto più il potenziale di riduzione di una specie è positivo, tanto maggiore sarà la tendenza di quella specie a ridursi (cioè, tanto più spontanea sarà la reazione di riduzione). - In generale, le specie meno elettronegative (i metalli) tendono ad ossidarsi e quindi hanno potenziali di riduzione E° negativi; quelle più elettronegative (i non metalli) tendono a ridursi e quindi hanno potenziali di riduzione E° positivi. Tuttavia, esistono metalli (es.i metalli nobili: Cu, Ag, Au, Pt, Pd, Hg, ecc.) caratterizzati da E° positivi: essi hanno scarsa tendenza a ossidarsi e si trovano più facilmente allo stato ridotto. Celle a concentrazione Dall’equazione di Nernst deduciamo che, per creare una f.e.m., non è necessario che le semireazioni nelle due semicelle siano diverse, in quanto il potenziale di una semicella varia al variare delle concentrazioni delle specie presenti. E’ possibile costruire pile abbinando due semicelle che differiscano tra loro solo per la concentrazione delle specie e non per il tipo di semireazione: si ottengono così delle celle a concentrazione. Elettrolisi - E’ il processo inverso rispetto a quello che avviene nelle pile: si induce una ossidoriduzione, fornendo energia sotto forma di corrente elettrica - E’ regolata dalle leggi di Faraday 1) La massa di un elemento depositata agli elettrodi è proporzionale alla quantità di elettricità passata attraverso la soluzione 2) Le masse di diversi elementi depositati dalla stessa quantità di elettricità sono proporzionali ai loro equivalenti - Per decomporre all’elettrodo 1 equivalente di sostanza occorre 1 Faraday = 96500 Coulomb 1 Coulomb = 1 Ampère x sec 2 ARGOMENTO 8: Elettrochimica: legge di Nernst e leggi di Faraday(3 h) ESEMPI 1. Indicare come varia il potenziale di una cella della seguente reazione: 2H+ + Ca (s) → Ca2+ + H2(g) se: a) aumenta la quantità di Ca (s) b) diminuisce p H2 c) diminuisce [H+] d) si addizionano nitrato di calcio alla soluzione 2. Calcolare gli Ampère necessari per depositare al catodo 3,45 g di Na a partire da NaCl fuso, se il processo dura 60 min. Calcolare inoltre il volume di Cl2 che si sviluppa all’anodo in condizioni TPS. 3. Una soluzione contenente KHF2 viene elettrolizzata per 1 h a 0,320 A. Calcolare il volume di F2 che si svolge all’anodo, sapendo che T=298 K e p=1 atm 4. Considerando la seguente reazione di cella: Ni2+ + Pb (s) → Pb 2+ + Ni(s) e sapendo che E° Ni/Ni2+ = - 0,257 V e E°Pb/Pb2+ = - 0,130 V, dire quale delle seguenti affermazioni è vera o falsa: a) la f.e.m. della cella è negativa, in cond. standard b) al procedere della reazione, la f.e.m. diminuisce c) aggiungendo ioni Pb 2+, la f.e.m. della cella aumenta d) aggiungendo Ni(s), la f.e.m. della cella aumenta 5. Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Sn 2+/Sn in cui [Sn 2+] = 1,08⋅10-3 M e Ag +/Ag in cui [Ag+] = 4,12⋅10-2 M, sapendo che E° (Ag+/Ag) = 0,800 V; E° (Sn2+/Sn) = -0,138 V. Scrivere la reazione redox complessiva. Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Ag+ e Sn 2+ è l’ossidante più forte. 6. Sulla base dei potenziali di riduzione standard, dire quale delle seguenti specie può essere ossidata da O2 in cond. standard, sapendo che E° (O2 → H2 O) = 1,23 V Ni E° (Ni2+→ Ni)= - 0,257 V Ce3+ E° (Ce 4+ → Ce3+) = + 1, 61 V Cd E° (Cd 2+ → Cd) = - 0,403 V I E° (I2 → I- ) = + 0,536 V 7. Sulla base dei potenziali redox in cond. standard, dire se sono possibili le seguenti reazioni: a) riduzione di Au3+ ad Au ad opera di Al b) ossidazione del Co 2+ a Co 3+ ad opera di S che si riduce a S2c) ossidazione di Ag ad Ag+ ad opera del F2 d) riduzione del Br2 a Br- ad opera del Ce 3+ E°Au3+/Au = 1,50 V; E° Al3+/Al = -1,66V; E°Co3+/Co2+= 1,85 V; E°S/S2 -= -0,476 V E°Ag+/Ag = 0,800 V; E°F2/F-= 2,87V; E° Br2/Br-= 1,09 V; E° Ce4+/Ce3+ = 1,61 V 8. Sulla base dei soli potenziali standard di riduzione, indicare quali delle seguenti reazioni possono avvenire (in condizioni standard) Ag + + e- → Ag E° = + 0,800 V Sn 2+ + 2e - → Sn E° = - 0,138 V Au 3+ + 3e - → Au E° = + 1,50 V Cl2 + 2e - → 2 ClE° = + 1,36 V Be2+ + 2e - → Be E° = - 1,70 V Fe2+ + 2e - → Fe E° = -0,138 V Li+ + e- → Li E° = - 3,04 V H2 + 2e - → 2 H+ E° = 0 V 2 Ag+ + Sn → 2 Ag + Sn 2+ 2 Au3+ + 6 Cl- → 2 Au + 3 Cl 2 Be2+ + Fe → Be + Fe2+ 2 Li + 2H+ → 2 Li+ + H 2 9. Calcolare la f.e.m. di una cella costituita dalle seguenti semicelle: a) Ag | Ag + (5,00×10-2 M) b) Ag | Ag + (8,00×10-1 M) sapendo che E° Ag+/Ag = + 0.80 V Individuata la semicella che funge da catodo, scrivere la notazione convenzionale per la cella. 10. Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Pt 2+/Pt in cui [Pt 2+] = 2,75×10-3 M e Cr3+/Cr in cui [Cr3+] = 2,06×10-2 M, sapendo che E°(Cr3+/Cr) = -0,742 V; E°(Pt2+/Pt) = 1,12 V. Scrivere la reazione redox complessiva. Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Cr3+ e Pt 2+ è l’ossidante più forte. 3 ARGOMENTO 8: Elettrochimica: legge di Nernst e leggi di Faraday(3 h) 11. Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Ni2+/Ni in cui [Ni2+] = 2,02⋅10-3 M e Zn2+/Zn in cui [Zn2+] = 5,16⋅1 0-2 M, sapendo che E° (Ni2+/Ni) = -0,257 V; E°(Zn2+/Zn) = -0,760 V. Scrivere la reazione redox complessiva. Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Ni2+ e Zn2+ è l’ossidante più forte. SOLUZIONI 1. 2H+ + Ca (s) → Ca2+ + H2(g) E = E° - 0,0591/2 log ([Ca 2+]p H2 /[H+]2 ) a) Nessuna variazione perché l’attività di Ca (s) è sempre 1 b) Il termine logaritmico diminuisce e E aumenta c) Il termine logaritmico aumenta e E diminuisce d) Il termine logaritmico aumenta, perchè [Ca 2+] aumenta e quindi E diminuisce 2. mol Na = 3,45 g/22,9898 g/mol = 0,150 mol = 0,150 eq (processo monoelettronico) ⇒ 0,150 F 2Na + + 2 Cl- → 2 Na + Cl 2 mol Cl2 = 0,150/2 mol = 0,075 mol (sulla base dei rapporti stechiometrici) V = 0,0750 mol x 0,08206 l atm/mol K x 273 K/1 atm = 1,68 l Quantità di corrente 0,150 F x 96500 Coulomb/Faraday = 14475 Coulomb Intensità di corrente = 14475 C/3600 s = 4,02 A 3. KHF2 → 2 F- + K+ + H+ 2 F-→ F2 + 2 e t = 1 h = 3600 sec C = 0,320 A x 3600 sec = 1,15 x 103 C 1,15 x 103 C/96500 C/F = 0,0119 F ⇒ 0,0119 eq 2F mol F2 = 0,119/2 = 5,97 x 10-3 V = 5,97 x 10-3 mol x 0,08206 l atm/mol K x 298 K/1 atm = 0,146 l 4. Ni2+ + Pb (s) → Pb 2+ + Ni(s) E = E° - 0,0591/2 log ([Pb 2+]/[Ni2+]) a) Vero b) Vero, perchè cambia [Pb 2+]/[Ni2+] ed il termine logaritmico aumenta c) Falso, perchè il termine logaritmico aumenta d) Falso, perchè l’attività di Ni(s) è sempre 1 5. Sn 2+ + 2e - → Sn ESn2+/Sn = E°Sn2+/Sn - 0,0591/2 x log [Sn]/[Sn 2+] = - 0,138 - 0,0591/2 x log (1/1,08 x 10-3 ) = - 0,226 Volts Ag + + e- → Ag EAg+/Ag = E°Ag+/Ag - 0,0591/1 x log [Ag]/[Ag+] = 0,800 - 0,0591 x log (1/4,12 x 10-2 ) = + 0,718 Volts E complessivo = EAg+/Ag - ESn2+/Sn = 0,718 - (- 0,226) = 0,944 Volts Reazione complessiva 2Ag+ + Sn → 2Ag + Sn 2+ L’ossidante più forte è Ag, perchè ha maggior tendenza a ridursi rispetto allo Sn. Il suo pot. di riduzione è maggiore; è un metallo nobile. 6. Sulla base dei potenziali di riduzione standard, dire quale delle seguenti specie può essere ossidata da O2 in cond. standard, sapendo che E° (O2 → H2 O) = 1,23 V Ni SI E° (Ni2+→ Ni) = - 0,257 V 3+ Ce NO E° (Ce 4+ → Ce3+) = + 1, 61 V Cd SI E° (Cd 2+ → Cd) = - 0,403 V ISI E° (I2 → I- ) = + 0,536 V 7. a) SI, E° = 3,16 V b) NO, E° = -2,33 V c) SI, E° = 2,07 V d) NO, E° = -0,52 V 8. Sulla base dei soli potenziali standard di riduzione, indicare quali delle seguenti reazioni possono avvenire (in condizioni standard): 2 Ag+ + Sn → 2 Ag + Sn 2 SI 2 Au3+ + 6 Cl- → 2 Au + 3 Cl 2 SI Be2+ + Fe → Be + Fe2+ NO 2 Li + 2H+ → 2 Li+ + H SI 2 9. Si tratta di una cella a concentrazione. Calcolo i potenziali delle due semicelle: Ea = E°Ag+/Ag - 0,0591/1 x log [Ag]/[Ag+] = 0.80 - 0,0591/1 x log (1/5,00 x 10-2 ) = + 0,723 Volts Eb = E° Ag+/Ag - 0,0591/1 x log [Ag]/[Ag+] = 0.80 - 0,0591/1 x log (1/8,00 x 10-1 ) = + 0,794 Volts E = Eb -Ea = (0,794 – 0,723)V = 0,0713 V 4 ARGOMENTO 8: Elettrochimica: legge di Nernst e leggi di Faraday(3 h) Il catodo è b. La pila si schematizza come segue: Ag | Ag + (5,00×10-2 M) | | Ag + (8,00×10-1 M) |Ag 10. Pt 2+ + 2e - → Pt EPt2+/Pt = E°Pt2+/Pt - 0,0591/2 x log [Pt]/[Pt 2+] = 1,12 - 0,0591/2 x log (1/2,75 x 10-3 ) = + 1,04 Volts Cr3+ + 3 e - → Cr ECr3+/Cr = E°Cr3+/Cr - 0,0591/3 x log [Cr]/[Cr3+] = -0,742 - 0,0591/3 x log (1/2,06 x 10-2 ) = - 0,775 Volts E complessivo = EPt2+/Pt - ECr3+/Cr = 1,04 - (- 0,775) = 1,12 Volts Reazione complessiva 3Pt 2+ + 2 Cr → 3Pt + 2Cr3+ L’ossidante più forte è Pt, perchè ha maggior tendenza a ridursi rispetto al Cr. Il suo pot. di riduzione è maggiore; è un metallo nobile. 11. Ni2+ + 2e - → Ni ENi2+/Ni = E°Ni2+/Ni - 0,0591/2 x log [Ni]/[Ni2+] = - 0,257 - 0,0591/2 x log (1/2,02 x 10-3 ) = - 0,337 Volts Zn2+ + 2e - → Zn EZn2+/Zn = E°Zn2+/Zn - 0,0591/2 x log [Zn]/[Zn2+] = - 0,760 - 0,0591/2 x log (1/5,16 x 10-2 ) = - 0,798 Volts E complessivo = EZn2+/Zn - ENi2+/Ni = - 0,337 - (- 0,798) = + 0,461 Volts Reazione complessiva Ni2+ + Zn → Ni + Zn2+ L’ossidante più forte (ma sarebbe più corretto dire “il meno debole”) è il Ni, perchè ha un pot. di riduzione meno negativo dello zinco. 5 A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 9: Cinetica chimica e processi di decadimento (2 h) Cinetica di reazione - Velocità di una reazione chimica: variazione della concentrazione di un reagente o di un prodotto nell’unità di tempo aA + bB - Legge cinetica differenziale: - Legge cinetica integrata: V cC + dD d [C ] dt d [ A] dt k[ A]n [ B ]m ln[A] = - kt + ln [A]0 dove: k = costante cinetica o di velocità (ordine 0, 1, 2, 3) n, m = ordine di reazione rispetto al reagente A o B (n + m) = ordine di reazione complessivo - Tempo di dimezzamento (t½ ): tempo necessario affinchè la concentrazione di un reagente si dimezzi rispetto al suo valore iniziale - L’equazione chimica non fornisce alcuna indicazione sulla legge cinetica e l’ordine di reazione della reazione che descrive - La legge cinetica si può determinare solo una volta che sono stati individuati gli stadi elementari mediante i quali avviene la reazione. La legge cinetica sarà dettata dal processo più lento (stadio cineticamente limitante) - Molecolarità: è l’ordine di reazione relativo ad un processo elementare. Indica il n° di specie coinvolte in tale stadio e può essere unimolecolare, bimolecolare, trimolecolare. - Tabella riassuntiva ordine legge cinetica legge cinetica t1/2 dimensioni della k di di integrata velocità reazione 0 v=k [A] = -kt + [A]0 [A]0/2k concentrazione · tempo-1 1 v = k[A] ln[A] = -kt + ln[A]0 0,693/k tempo-1 2 v = k[A]2 1/[A] = kt + 1/[A]0 1/k[A]0 concentrazione–1 · tempo-1 Ea / RT k Ae - Equazione di Arrhenius dove: Ea = energia di attivazione = barriera cinetica pari alla 'Energia fra reagenti e lo stato attivato A = fattore di frequenza (tiene conto della probabilità degli urti efficaci fra le molecole) 1 Processi di decadimento radioattivo - Sono processi nucleari, che comportano la trasformazione di un elemento in un altro (si modifica Z). Tale trasformazione è accompagnata dall’emissione di particelle D o E e di raggi J 4 U o 234 90Th D ( 2 He) 0 Tho 234 91 Pa E ( 1 e) 238 92 Si noti che, per il generico processo A Z 234 90 X o MN11Y MN 22K vale la regola: A = M1 + M2 e Z = N1 + N2 - Tipi di particelle emesse D E nucleo di elio elettrone - Famiglie radioattive: quando il nuclide prodotto in seguito ad un singolo decadimento è instabile, i processi di decadimento proseguono fino ad arrivare ad un nuclide stabile. Tutti i nuclidi prodotti nelcorso di questo processo sequenziale formano una “famiglia radioattiva”. 238 206 92 U o ....o 82 Pb U o ....o 207 82 Pb 235 92 Th o ....o 208 82 Pb 232 90 - Il decadimento radioattivo segue una legge cinetica del 1° ordine 'N V Velocità di decadimento kN 't § N · ¸¸ kt Legge cinetica integrata ln¨¨ © N0 ¹ dove: N = n° di nuclidi al tempo t N0= n° di nuclidi al tempo t=0 k = costante cinetica - Tempo di dimezzamento: tempo necessario affinchè il n° di nuclidi presente nel campione radiattivo si dimezzi ln 2 0,693 t1 / 2 k k 14 - Datazione al C Si basa sul rapporto 14C/12C nell’atmosfera (che viene assunto costante nel tempo) e utilizza il tempo di dimezzamento del 14C (5568 anni) L’attività specifica del C (cioè l’attività di 1 g di C naturale, che è una miscela di 12C, 13C e 14C) è di 14 disintegrazioni al minuto. Quindi: V0 = nkN0 = 14 disintegrazioni/(min x g) o N/N0 = n/14 V = kN = n disintegrazioni/(min x g) §n· si ricava t Conoscendo n e applicando la legge di decadimento: ln¨ ¸ kt © 14 ¹ 2 ARGOMENTO 9: Cinetica chimica e processi di decadimento (2 h) ESEMPI 1. La reazione: CO2 + 2 H2O ' HCO3- + H3O+ è del 1° ordine e, a 298K, ha una k = 4,00 x 10-2 s-1. Calcolare t1/2 e quanto tempo occorre affinchè la concentrazione di CO2 si riduca a 1/100 di quella iniziale. 2. Una data reazione ha t1/2 = 20 min e segue una cinetica del 1° ordine. Calcolare quanto tempo è necessario affinchè la reazione sia completa al 75%. 3. La reazione di decomposizione dell’ozono: 2 O3 ' 3 O2 è del 2° ordine e ha k = 1,4 x 10-2 s-1 M-1 a 350 K. Calcolare quanto ozono rimane dopo 1 ora partendo da una concentrazione iniziale di 1,00 x 10-2 M. 4. Sono stati necessari 143 s per decomporre l’80% di una particolare sostanza. Se la concentrazione iniziale era 0,060 M e la reazione di decomposizione segue una cinetica del 2° ordine, qual è il valore della k di velocità? 5. La reazione in fase gassosa CH4 + 2 S2 ' CS2 + 2 H2S ha le seguenti caratteristiche: a T= 550°C k = 1,11 s-1 M-1 mentre a T = 625°C la k = 6,40 s-1 M-1. Calcolare la Eatt utilizzando questi valori. 6. La k di velocità per una reazione del 1° ordine è 2,0 x 103 s-1 a 25°C. L’energia di attivazione è 15,0 x 103 kJ/mol. Calcolare il valore della k di velocità a 75°C. 7. Scrivere il prodotto di decadimento dei seguenti elementi 238 92 U emettitore D 226 88 Ra emettitore D 214 84 Po emettitore D 214 82 Pb emettitore E 222 86 Rn emettitore D 234 91 Pa emettitore E 131 53 I emettitore E 8. Il tempo di dimezzamento del 131 53 I è 8,08 giorni. Partendo da un campione di 5,60 mg, quanto I rimane dopo 450 h? 9. In un reperto animale, risulta pari a 0,17 la frazione di 14C presente rispetto alla quantità all’equilibrio negli organismi viventi. Sapendo che il tempo di dimezzamento del 14C è 5568 anni, calcolare l’età del reperto. 10. Un chimico desidera fare un esperimento utilizzando 47Ca (t1/2 = 4,5 giorni) e necessita di un campione di 5,0 mg di nuclide. Che quantità di 47CaCO3 deve ordinare, se occorrono 48 h per riceverlo dal fornitore? 11. Nell’esplosione della bomba atomica si forma 90 38 Sr che decade emettendo particelle E. Sapendo che il suo t1/2 =28 anni, calcolare il tempo necessario affinchè lo Sr si riduca a 1/100 di quello formatosi nell’esplosione nucleare. SOLUZIONI 1. t1/2 = ln2/k = 0,693/4,0 x 10-2 s-1 = 17,3 s Poiché: ln([A0]/[A]) = kt si avrà ln (1/0,01) = 4,00 x 10-2 s-1 x t, da cui t = 115 s 2. k = 0,693/ t1/2 = 0,693/20 min = 3,47 x 10-2 min-1 Al tempo t si avrà: [A] = 25% [A0] e quindi: t = ln([A0]/[A])/k = ln(1/0,25)/ 3,47 x 10-2 min-1 = 40 min 3. Si utilizza l’eqz. cinetica del 2° ordine: 1/[A] = kt + 1/[A]0 dove: [A] = x , [A]0 = 1,00 x 10-2 M e t = 1,00 h = 3600 s e, per sostituzione, si ricava: x = 6,6 x 10-3 M 4. A t=143 s, [A] = 0,060 M/100 x 20 = 0,012 M. Poiché: 1/[A] -1/[A]0 = kt avremo: k = (1/0,012 – 1/0,060) M-1 / 143 s = 0,466 M-1 s-1 t1/2 =1/k[A]0 = 1/(0,466 M-1 s-1 x 0,060 M) = 36 s 5. k1 = A exp (-Eatt/RT1) e k2 = A exp (-Eatt/RT2) Da cui si deduce che: ln (k1/k2) = Eatt/R (1/T2 - 1/T1) Quindi: ln (1,11/6,40) = Eatt/8,314 J/(mol K) x (1/898 K - 1/823 K) da cui si ricava: Eatt = 1,4 x 105 J/mol 6. Si utilizza ancora la relazione ln (k1/k2) = Eatt/R (1/T2 - 1/T1) ln (2,0 x 103 s-1/X) = 15,0 x 103 (J/mol)/8,314 J/(mol K) x (1/348 - 1/298) e si ricava: X = 4,77 x 103 s-1 7. Scrivere il prodotto di decadimento dei seguenti elementi U o 24 He 234 90Th 238 92 3 ARGOMENTO 9: Cinetica chimica e processi di decadimento (2 h) 226 88 Rao 24 He 222 86 Rn 214 84 Poo 24 He 210 82 Pb 214 82 Pbo 10 e 214 83 Bi 222 86 Rno 24 He 218 84 Po 234 91 Pao 10 e 234 92 U 131 53 I o 10 e131 54 Xe 8. 8,08 giorni x 24 h/giorno = 193,92 h k = 0,693/ t1/2 = 0,693/193,92 h = 0,00357 h-1 ln (x/5,60 mg) = - 0,00357 h-1 x 450 h = -1,608 x/5,60 mg= 0,200 x = 1,12 mg 9. ln([N]/[N0]) = -kt k = ln2/ t1/2 = 0,693/(5568 anni) = 1,24 x 10-4 anni-1 N/ N0 = 0,17 t = -(ln 0,17)/ 1,24 x 10-4 anni-1 = 1,4 x 104 anni 10. 4,5 giorni = 4,5 giorni x 24 h/giorno = 108 h k = 0,693/ t1/2 = 0,00642 h-1 Si utilizza: ln([N]/[N0]) = -kt ln(5,0 mg/X) = -0,00642 h-1 x 48 h da cui: 5,0 mg/X = 0,7348 X = 6,8 mg 11. k = 0,693/ 28 anni= 0,02475 anni-1 [N]/[N0] = 1/100 = 0,01 Si applica: ln([N]/[N0]) = -kt ln(0,01) = -0,02475 anni-1 x t t = 186 anni 4 UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DELL’ESAME SCRITTO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 10/11/2005 1) Sapendo che il 'G° di formazione dell’acqua liquida è di -237,0 kJ/mol, e quello dell’acqua vapore è di -228,0 kJ/mol, calcolare la pressione di vapore per l’equilibrio H2O(l) H2O(v) a 40°C. 'G° = -RT ln PH2O 9,0 = - 2,6 ln PH2O -228,0 –(-237,0) = -8,31x 10-3 x (273 + 40) ln PH2O ln PH2O =- 3,5 PH2O = 0,031 atm equivalenti a 24 mmHg. 2) Calcolare il pH di una soluzione di H2SO4 0,020M. Se a 50 mL di questa soluzione si aggiungono 50 mL di una soluzione di NaOH 0,01 M, quale sarà il pH risultante? 2 H3O+ + SO4= se la soluzione è 0,020 M si avranno il soluzione 0,040 H2SO4 + 2 H2O + mol di H3O e quindi il pH sarà 1,40. In 50 mL di H2SO4 saranno contenute 0,0010 x 2 = 0,0020 mol di H3O+ mentre in 50 mL della soluzione di NaOH ci saranno 0,0005 mL di OH-. Mescolando le due soluzioni il volume totale diventerà di 100 mL e 0,0005 mol di OHreagiranno con 0,0005 mol di H3O+ per cui nei 100 mL rimarranno 0,0020 – 0,0005 = 0,0015 mol di H3O+ ed il pH della soluzione risultante sarà 2,8. 3) In un recipiente di 100 L si introducono 2 mol di H2 e 3 mol di O2. Si fa avvenire la reazione di formazione dell’acqua, e si porta il tutto alla temperatura di 110°C. Quale sarà la pressione nel recipiente? La reazione di formazione dell’acqua è 2H2 + O2 2H2O quindi 2 mol di H2 consumeranno 1 mol di O2 e resteranno 2 mol di O2 non reagite. A 110°C l’acqua sarà allo stato di vapore e quindi avremo 3 mol gassose nel volume di 10 L. La pressione sarà quindi 4x 0,082x 383 / 100 = 1,25 atm 4) Si abbia la pila Pt, H2 (g) P = 1 atm / H3O+ // Cu++ 1 M / Cu. Se la fem di questa pila è di 0,50 V quale sarà il pH della soluzione di H3O+ ? Polo positivo E° Cu++/Cu = 0,34 V; Polo negativo EH3O+/H2 = E°H3O+/H2 + 0,059 / 2 lg [H3O+]2= 0+ 0,059 log [H3O+ ] 'E = 0,34 – 0,059 log [H3O+ ] = 0,34 + 0,059 pH ( 0,50 – 0,34)/0,059 = pH = 2,71 5) Bilanciate la seguente reazione di ossidoriduzione: MnCl2 + Cl2 + H2O MnO2 + HCl Mn+4 + 2e 2 Cl-1 Mn+2 Cl2 + 2e Mn+4 + 2 Cl-1 Mn+2 + Cl2 Bilanciando le specie chimiche si avrà MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O 6) Scrivere le formule di struttura dei seguenti composti, indicandone la geometria: CaCO3 HCN C2H4 Ca 2+ O H H C O O Sistema ionico CO3= triangolare sp2 H C N C C H Lineare sp H Triangolare sp2 7) Alcuni solidi ionici (come NaCl) si sciolgono spontaneamente in acqua, ma la loro soluzione avviene con assorbimento di calore, Spiegare come mai la loro soluzione e’ endotermica, Per sciogliere un solido ionico bisogna distruggere il reticolo ionico, per cui l’esotermicità o l’endotermicità dipenderà dal bilancio tra energia reticolare e energia di solvatazione. 8) Si abbia una miscela di H2, N2 e NH3. Indicare un metodo semplice per separare l’ammoniaca dagli altri due gas. L’ammoniaca è una sostanza polare mentre idrogeno ed azoto sono apolari. Se si fa passare la miscela dei gas in un solvente polare (come l’acqua) l’ammoniaca si scioglierà mentre gli altri due gas no. 9) Le temperature critiche di CF4, CCl4, CBr4 sono rispettivamente -45,7, 283,1 e 369°C. Disporre i tre composti in ordine crescente di energia delle interazioni intermolecolari. CBr4, CCl4, CF4. Tutte le molecole hanno momento dipolare nullo, ma più è grosso l’atomo maggiore sarà la possibilità di indurre delle interazioni dipolo indotto-dipolo indotto. 10) Definire il complesso attivato. Con il termine di complesso attivato si intende quel particolare stato energetico che si ottiene quando l’urto tra le molecole dei reagenti ( o dei prodotti) e sufficientemente energetico da permettere la compenetrazione tra di esse rompendo i vecchi legami e cominciando a formare quelli nuovi. UNIVERSITA’ DI BERGAMO A FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 17/1/2006 1) Su una lastra di Rame si versa una soluzione acida di K2Cr2O7. Stabilire se può avvenire la 3 Cu+2 + 2 Cr+3 + 21 H2O se le concentrazioni reazione 3 Cu + Cr2O7= + 14 H3O+ delle specie ioniche sono unitarie. Per stabilire se una reazione di ossidoriduzione avviene bisogna controllare i valori dei potenziali redox della specie che si riduce e di quella che si ossida. I base a detti valori si vede che la reazione può avvenire. 2) L’alcool etilico bolle a 78,5°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo bollire ad una temperatura maggiore? Bisogna aumentare la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione. 3) Si vuole gonfiare un pallone del volume di 10 L e alla temperatura di 20°C con H2 alla pressione di 1,2 atm. L’idrogeno viene ottenuto dalla reazione 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2. Quanti grammi di alluminio sono necessari per ottenere la quantità di idrogeno desiderata? PV=nRT le moli di idrogeno nel pallone saranno 10 x 1.2 / 0,082x 293 = 0,50; per ottenere una mol di H2 sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 x 0,50 = 0,33 mol di Al pari a 8,9 g di alluminio. 4) Il 'G di una reazione è maggiore di zero. E’ possibile farla avvenire? Il 'G deve essere negativo perché una trasformazione avvenga spontaneamente, altrimenti occorrerà compiere del lavoro per farla avvenire (vedi ad es. l’elettrolisi). 5) L’energia necessaria per il salto di un elettrone tra l’orbitale 2s ed il 3s sarà maggiore , minore o uguale a quella per il salto tra gli orbitali 3s e 4s? L’ energia degli orbitali è proporzionale a 1/n2 (n numero quantico principale). Quindi l’energia necessaria perché un elettrone salti tra il 2s e il 3s sarà maggiore di quella necessaria per il salto tra il 3s e il 4s. 6) Le tre molecole del disegno sono costituite da un anello benzenico sostituito con gli stessi due gruppi in posizione differente. Eppure il punto di fusione della prima (158°C) è più basso di quello delle altre due, i quali invece sono più simili tra loro e rispettivamente 199 e 216°C. Spiegare la differenza del comportamento. COOH COOH COOH OH OH OH La fusione comporta la rottura di una serie di interazioni intermolecolari (legami idrogeno), presenti principalmente nella seconda e terza molecola, che infatti hanno punti di fusione simili. Nella prima è possibile la formazione di legami idrogeno intramolecolari, per cui il punto di fusione risulta più basso. 7) Una soluzione viene ottenuta sciogliendo 2,7 g di HNO3 in 200 mL di acqua. Quale sarà il pH della soluzione? 2,7/63 = 0,0429 mol HNO3 in 200 mL di acqua [H3O+]= 0,0429/0,2 = 0,21 M pH = 0,7 8) In un recipiente si mettono 3,50 mol di HI e si riscaldano alla temperatura di 435°C. Quali saranno le moli dei componenti la miscela gassosa quando la seguente reazione raggiunge l’equilibrio? La costante della reazione a 435°C vale 0,020. 2 HI(g) H2 (g) + I2 (g) 3,50 – 2x x x 2 x x K= K = (3,50 -2x)2 (3,50 -2x) Da cui 0,14 x (3,50 - 2x) = x 0,49 – 0,28x =x 1,28 x = 0,49 x = 0,38 HI = 2,74 H2 = I2 = 0,38 9) Un aumento di temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare mediante un opportuno grafico il perché. Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che aumentando la temperatura aumenta l’energia media delle particelle e aumenta il numero di particelle che possono dare luogo ad un urto efficace e quindi aumenta la velocità di reazione. 10) Sapendo che il 'H° di formazione del metanolo liquido (CH3OH) è di -238,0 kJ/mol e che il suo 'H° di evaporazione è di 37,8 kJ/mol, calcolare il 'H° di formazione del metanolo vapore. C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) CH3OH (g) -238,0 37,8 CH3OH (g) -200,2 UNIVERSITA’ DI BERGAMO B FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 17/1/2006 1) Le tre molecole del disegno sono costituite da un anello benzenico sostituito con gli stessi due gruppi in posizione differente. Eppure il punto di fusione della prima (158°C) è più basso di quello delle altre due, i quali invece sono più simili tra loro e rispettivamente 199 e 216°C. Spiegare la differenza del comportamento. COOH COOH COOH OH OH OH La fusione comporta la rottura di una serie di interazioni intermolecolari (legami idrogeno), presenti principalmente nella seconda e terza molecola, che infatti hanno punti di fusione simili. Nella prima è possibile la formazione di legami idrogeno intramolecolari, per cui il punto di fusione risulta più basso. 2) In un recipiente si mettono 4,50 mol di HI e lo si riscalda alla temperatura di 435°C. Quali saranno le moli dei componenti la miscela gassosa quando la seguente reazione raggiunge l’equilibrio? La costante della reazione a 435°C vale 0,020 2 HI(g) H2 (g) + I2 (g) 4,50 – 2x x x x2 x K= K = (4,50 -2x)2 (4,50 -2x) Da cui 0,14 x (4,50 -2x) = x 0,63 – 0,28x = x 1,28 x = 0,63 x = 0,49 HI = 3,52 H2 = I2 = 0,49 3) Sapendo che il 'H° di formazione del metanolo liquido (CH3OH) è di -238,0 kJ/mol e che il suo 'H° di evaporazione è di 37,8 kJ/mol, calcolare il 'H° di formazione del metanolo vapore. C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) CH3OH (g) -238,0 37,8 CH3OH (g) -200,2 4) L’alcool metilico bolle a 64,8°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo bollire ad una temperatura maggiore? Bisogna aumentare la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione. 5) Una diminuzione di temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione. Spiegare mediante un opportuno grafico il perché. Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che diminuendo la temperatura diminuiscel’energia media delle particelle e diminuisce il numero di particelle che possono dare luogo ad un urto efficace e quindi diminuisce la velocità di reazione. 6) Su una lastra di Argento si versa una soluzione acida di K2Cr2O7. Stabilire se può avvenire la 6 Ag+ + 2 Cr+3 + 21 H2O se le concentrazioni reazione 6 Ag + Cr2O7= + 14 H3O+ delle specie ioniche sono unitarie. Per stabilire se una reazione di ossidoriduzione avviene bisogna controllare i valori dei potenziali redox della specie che si riduce e di quella che si ossida. I base a detti valori si vede che la reazione può avvenire. 7) Una soluzione viene ottenuta sciogliendo 1,8 g di HNO3 in 200 mL di acqua. Quale sarà il pH della soluzione? 1,8/63 = 0,0286 mol HNO3 in 200 mL di acqua [H3O+]= 0,0286/0,2 = 0,14 M pH = 0,8 8) Il 'G di una reazione è maggiore di zero. E’ possibile farla avvenire? Il 'G deve essere negativo perché una trasformazione avvenga spontaneamente, altrimenti occorrerà compiere del lavoro per farla avvenire (vedi ad es. l’elettrolisi). 9) L’energia necessaria per il salto di un elettrone tra l’orbitale 3s ed il 4s sarà maggiore , minore o uguale a quella per il salto tra gli orbitali 4s e 5s? L’ energia degli orbitali è proporzionale a 1/n2 (n numero quantico principale). Quindi l’energia necessaria perché un elettrone salti tra il 3s e il 4s sarà maggiore di quella necessaria per il salto tra il 4s e il 5s. 10) Si vuole gonfiare un pallone del volume di 20 L e alla temperatura di 15°C con H2 alla pressione di 1,2 atm. L’idrogeno viene ottenuto dalla reazione 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2. Quanti grammi di alluminio sono necessari per ottenere la quantità di idrogeno desiderata? PV=nRT le moli di idrogeno nel pallone saranno 20 x 1.2 / 0,082x 288 = 1,02; per ottenere una mol di H2 sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 x 1,02 = 0,68 mol di Al pari a 18,4 g di alluminio. UNIVERSITA’ DI BERGAMO C FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 17/1/2006 1) Il 'G di una reazione è maggiore di zero. E’ possibile farla avvenire? Il 'G deve essere negativo perché una trasformazione avvenga spontaneamente, altrimenti occorrerà compiere del lavoro per farla avvenire (vedi ad es. l’elettrolisi). 2) Una soluzione viene ottenuta sciogliendo 1,2 g di HNO3 in 200 mL di acqua. Quale sarà il pH della soluzione? 1,2/63 = 0,019 mol HNO3 in 200 mL di acqua [H3O+]= 0,019/0,2 = 0,095 M pH = 1,0 3) L’energia necessaria per il salto di un elettrone tra l’orbitale 3s ed il 4s sarà maggiore , minore o uguale a quella per il salto tra gli orbitali 2s e 3s? L’ energia degli orbitali è proporzionale a 1/n2 (n numero quantico principale). Quindi l’energia necessaria perché un elettrone salti tra il 3s e il 4s sarà minore di quella necessaria per il salto tra il 2s e il 3s. 4) Un aumento di temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare mediante un opportuno grafico il perché. Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che aumentando la temperatura aumenta l’energia media delle particelle e aumenta il numero di particelle che possono dare luogo ad un urto efficace e quindi aumenta la velocità di reazione. 5) In un recipiente si mettono 2,70 mol di HI e lo si riscalda alla temperatura di 435°C. Quali saranno le moli dei componenti la miscela gassosa quando la seguente reazione raggiunge l’equilibrio? La costante della reazione a 435°C vale 0,020 H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) 2,70 – 2x x x 2 x x K= K = (2,70 -2x)2 (2,70 -2x) Da cui 0,14 x (2,70-2x) = x 0,38 – 0,28x =x 1,28 x = 0,38 x = 0,30 HI = 2,10 H2 = I2 = 0,30 6) Si vuole gonfiare un pallone del volume di 30 L e alla temperatura di 25°C con H2 alla pressione di 1,1 atm. L’idrogeno viene ottenuto dalla reazione 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2. Quanti grammi di alluminio sono necessari per ottenere la quantità di idrogeno desiderata? PV=nRT le moli di idrogeno nel pallone saranno 30 x 1.1 / 0,082x 298 = 1.35; per ottenere una mol di H2sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 x 1,35 = 0,90 mol di Al pari a 24,3 g di alluminio. 7) L’alcool etilico bolle a 78,5°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo bollire ad una temperatura minore? Bisogna diminuire la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione. 8) Sapendo che il 'H° di formazione del metanolo liquido (CH3OH) è di -238,0 kJ/mol e che il suo 'H° di evaporazione è di 37,8 kJ/mol, calcolare il 'H° di formazione del metanolo vapore. C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) CH3OH (l) CH3OH (g) C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) -238,0 37,8 CH3OH (g) -200,2 9) Le tre molecole del disegno sono costituite da un anello benzenico sostituito con gli stessi due gruppi in posizione differente. Eppure il punto di fusione della prima (158°C) è più basso di quello delle altre due, i quali invece sono più simili tra loro e rispettivamente 199 e 216°C. Spiegare la differenza del comportamento. COOH COOH COOH OH OH OH La fusione comporta la rottura di una serie di interazioni intermolecolari (legami idrogeno), presenti principalmente nella seconda e terza molecola, che infatti hanno punti di fusione simili. Nella prima è possibile la formazione di legami idrogeno intramolecolari, per cui il punto di fusione risulta più basso. 10) Su una lastra di Rame si versa una soluzione acida di KMnO4. Stabilire se può avvenire la 5 Cu+2 + 2 Mn+2 + 24 H2O se le concentrazioni reazione 5 Cu + 2 MnO4- + 16 H3O+ delle specie ioniche sono unitarie. Per stabilire se una reazione di ossidoriduzione avviene bisogna controllare i valori dei potenziali redox della specie che si riduce e di quella che si ossida. I base a detti valori si vede che la reazione può avvenire. UNIVERSITA’ DI BERGAMO D FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 17/1/2006 1) In un recipiente si mettono 1,90 mol di HI e lo si riscalda alla temperatura di 435°C. Quali saranno le moli dei componenti la miscela gassosa quando la seguente reazione raggiunge l’equilibrio? La costante della reazione a 435°C vale 0,020 H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) 1,90 – 2x x x 2 x x K= K = (1,90 -2x)2 (1,90 -2x) Da cui 0,14 x (1,9-2x) = x 0,27 – 0,28x =x 1,28 x = 0,27 x = 0,21 HI = 1,48 H2 = I2 = 0,21 2) Una soluzione viene ottenuta sciogliendo 2,3 g di HNO3 in 200 mL di acqua. Quale sarà il pH della soluzione? 2,3/63 = 0,0365 mol HNO3 in 200 mL di acqua [H3O+]= 0,0365/0,2 = 0,18 M pH = 0,7 3) Sapendo che il 'H° di formazione del metanolo liquido (CH3OH) è di -238,0 kJ/mol e che il suo 'H° di evaporazione è di 37,8 kJ/mol, calcolare il 'H° di formazione del metanolo vapore. C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) C(s) + 2 H2 (g) + ½ O2(g) CH3OH (l) CH3OH (g) -238,0 37,8 CH3OH (g) -200,2 4) Su una lastra di Argento si versa una soluzione acida di KMnO4. Stabilire se può avvenire la 5 Ag+ + Mn+2 + 12 H2O se le concentrazioni reazione 5 Ag + MnO4- + 8 H3O+ delle specie ioniche sono unitarie. Per stabilire se una reazione di ossidoriduzione avviene bisogna controllare i valori dei potenziali redox della specie che si riduce e di quella che si ossida. I base a detti valori si vede che la reazione può avvenire. 5) Le tre molecole del disegno sono costituite da un anello benzenico sostituito con gli stessi due gruppi in posizione differente. Eppure il punto di fusione della prima (158°C) è più basso di quello delle altre due, i quali invece sono più simili tra loro e rispettivamente 199 e 216°C. Spiegare la differenza del comportamento. COOH COOH COOH OH OH OH La fusione comporta la rottura di una serie di interazioni intermolecolari (legami idrogeno), presenti principalmente nella seconda e terza molecola, che infatti hanno punti di fusione simili. Nella prima è possibile la formazione di legami idrogeno intramolecolari, per cui il punto di fusione risulta più basso. 6) Una diminuzione della temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione. Spiegare mediante un opportuno grafico il perché. Dal grafico della distribuzione dell’energia di Boltzmann si nota che diminuendo la temperatura diminuisce l’energia media delle particelle e diminuisce il numero di particelle che possono dare luogo ad un urto efficace e quindi diminuisce la velocità di reazione. 7) L’energia necessaria per il salto di un elettrone tra l’orbitale 4s ed il 5s sarà maggiore, minore o uguale a quella per il salto tra gli orbitali 3s e 4s? L’ energia degli orbitali è proporzionale a 1/n2 (n numero quantico principale). Quindi l’energia necessaria perché un elettrone salti tra il 4s e il 5s sarà minore di quella necessaria per il salto tra il 3s e il 4s. 8) Si vuole gonfiare un pallone del volume di 5 L e alla temperatura di 27°C con H2 alla pressione di 1,3 atm. L’idrogeno viene ottenuto dalla reazione 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2. Quanti grammi di alluminio sono necessari per ottenere la quantità di idrogeno desiderata? PV=nRT le moli di idrogeno nel pallone saranno 5 x 1.3 / 0,082x 300 = 0,26; per ottenere una mol di H2 sono necessarie 2/3 di mol di Al; nel nostro caso 2/3 x 0,26 = 0,17 mol di Al pari a 4,6 g di alluminio. 9) Il 'G di una reazione è maggiore di zero. E’ possibile farla avvenire? Il 'G deve essere negativo perché una trasformazione avvenga spontaneamente, altrimenti occorrerà compiere del lavoro per farla avvenire (vedi ad es. l’elettrolisi). 10) L’alcool metilico bolle a 64,8°C alla pressione di una atmosfera. Cosa potreste fare per farlo bollire ad una temperatura minore? Bisogna diminuire la pressione a cui si fa avvenire l’ebollizione. UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 7/2/2006 A 1) D’inverno si può osservare la formazione di brina dovuta al passaggio si stato vaporeÆsolido, mentre in primavera si può osservare la formazione di rugiada dovuta al passaggio di stato vaporeÆliquido. Spiegare il differente comportamento in base al diagramma di stato dell’acqua. In base al diagramma di stato dell’acqua si nota che il passaggio vapore Æ solido è possibile per temperature inferiori a quelle del punto triplo e quindi compatibili con quelle invernali, mentre il passaggio di stato vapore Æ liquido è possibile a temperature superiori a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili. 2) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo. Deve avere un 'H molto negativo in modo da innalzare velocemente la temperatura, un 'S molto elevato dato che nella decomposizione si devono produrre elevate quantità di sostanze gassose. L’energia di attivazione deve essere invece elevata per evitare esplosioni accidentali. 3) Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 0,025g di Ca(OH)2 in 400 mL di acqua. 0,025 / 74 = 3,4x 10-4 per una mole di Ca(OH)2 si formano 2 moli di OH- quindi in 400 mL si avranno 3,4x 10-4 x 2 = 6,8x 10-4 . La concentrazione sarà quindi 0,0017M e il pOH 2,8 e quindi il pH sarà 11,2 N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 58 atm-1 alla 4) La reazione 2 NO2 (g) temperatura di 0 °C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 2,00 atm quali saranno le pressioni dei componenti la miscela gassosa e la pressione totale quando si raggiunge l’equilibrio? inizio equilibrio 2 NO2 (g) ----2x P N2O4 (g) 2 2–x 2-x N2O4 Kp = P2 NO2 = (2x)2 da cui 58x4 x2 = 2-x 232 x2 + x –2 = 0 x = 0,09 PNO2 = 0,18 atm PN2O4 = 1,91 atm Pressione totale = 1,91 + 0,18 = 2,09 atm 5) Si abbia una pila Cu / Cu++ 0,1 M // Co++ 0,1 M / Co. Determinare la polarità dei due semielementi, scrivere la reazione globale, e calcolare di quanto varia in peso l’elettrodo del polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 2 A per 45 minuti Cu + Co++. Al In base ai potenziali redox la reazione globale sarà Cu++ + Co ++ polo positivo , quello della coppia Cu / Cu si avrà un aumento in peso di 63,5 x 2 x 45 x 60 / 2 x 96500 = 1,78 g 6) La prima bomba atomica si poté costruire sfruttando la reazione di trasformazione UF6. Se si trattano 1000 g di U dell’uranio nel fluoruro secondo la reazione U + 3 F2 con 200 g di F2 quanti g di UF6. si otterranno? 1000 / 238 = 4,20 mol di U 200/38 =5,26 mol di F2 se reagisse tutto l’uranio sarebbero necessarie 4,20 x 3 =12,60 mol di F2 U è quindi il reagente in eccesso e ne reagiranno 5,26/3 = 1,76 mol di U = mol di UF6 pari a 1,76 x 352 = 620 g 7) Mettete le seguenti sostanze in ordine di temperatura di fusione crescente, motivando la risposta: NaCl HF Cdiamante HF NaCl Cdiamante In HF ci sono delle interazioni (legame idrogeno), nei solidi ionici bisogna somministrare energia pari all’energia reticolare, nel diamante, gli atomi di carbonio sono legati con legami covalenti e quindi richiedono molta energia per romperli. B(g) vale 5kJ/mol , dire cosa succede se in 8) Sapendo che il 'G° della reazione A(g) un recipiente si mette A alla pressione di 0,5 atm e alla temperatura di 200°C. Dall’espressione 'G = 'G° + RTln Q se B non è presente, il termine RTlnQ tenderà a -f e quindi anche se il 'G° è positivo, la reazione procederà verso la formazione B9) La reazione di decomposizione del bicarbonato di sodio ha avuto una notevolissima Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g). Sapendo che importanza industriale: 2 NaHCO3(s) gli H° di formazione di NaHCO3(s) Na2CO3(s) H2O(g) CO2(g) sono rispettivamente -950.8, -1130.7, -241.8 e -393.5 kJ/mol calcolare il 'H° della reazione. 'H° =6 H° prodotti-6 H°reagenti = (-1130,7 –241,8 –393.5) – (2 x – 950,8) = 135,6 kJ 10) Da quale (o quali) dati sperimentali si sono ipotizzati i livelli quantici per gli elettroni? Ad es. dal fatto che gli spettri di assorbimento e di emissione erano a righe indicando che gli elettroni saltavano tra livelli di energia. UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 7/2/2006 B N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 0,066 atm-1 alla 1) La reazione 2 NO2 (g) temperatura di 100 °C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 3,00 atm quali saranno le pressioni dei componenti la miscela gassosa e la pressione totale quando si raggiunge l’equilibrio? inizio equilibrio 2 NO2 (g) ----2x P N2O4 (g) 3 3–x 3-x N2O4 Kp = P2 NO2 = (2x)2 da cui 0,066x4 x2 = 3 - x 0,264 x2 + x –3 = 0 x = 1,99 PNO2 = 3,98 atm PN2O4 = 1,01 atm Pressione totale = 3,98 + 1.01 = 4,99 atm 2) La prima bomba atomica si poté costruire sfruttando la reazione di trasformazione UF6. Se si trattano 1250 g di U dell’uranio nel fluoruro secondo la reazione U + 3 F2 con 400 g di F2 quanti g di UF6.si otterranno? 1250 / 238 = 5,25 mol di U 400/38 =10,53 mol di F2 se reagisse tutto l’uranio sarebbero necessarie 5,25 x 3 =15,75 mol di F2 U è quindi il reagente in eccesso e ne reagiranno 10,53/3 = 3,51 mol di U = mol di UF6 pari a 3,51 x 352 = 1236 g 3) Mettete le seguenti sostanze in ordine di temperatura di fusione crescente, motivando la risposta: KI HCl Cgrafite HCl KI Cgrafite In HCl ci sono delle interazioni (dipolo-dipolo), nei solidi ionici bisogna somministrare energia pari all’energia reticolare, nella grafite, gli atomi di carbonio sono legati con legami covalenti e quindi richiedono molta energia per romperli. 4) D’inverno si può osservare la formazione di brina dovuta al passaggio si stato vaporeÆsolido, mentre in primavera si può osservare la formazione di rugiada dovuta al passaggio di stato vaporeÆliquido. Spiegare il differente comportamento in base al diagramma di stato dell’acqua. In base al diagramma di stato dell’acqua si nota che il passaggio vapore Æ solido è possibile per temperature inferiori a quelle del punto triplo e quindi compatibili con quelle invernali, mentre il passaggio di stato vapore Æ liquido è possibile a temperature superiori a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili B(g) vale 8kJ/mol , dire cosa succede se in 5) Sapendo che il 'G° della reazione A(g) un recipiente si mette A alla pressione di 0,6 atm e alla temperatura di 200°C. Dall’espressione 'G = 'G° + RTln Q se B non è presente, il termine RTlnQ tenderà a -f e quindi anche se il 'G° è positivo, la reazione procederà verso la formazione B 6) Si abbia una pila Cu / Cu++ 0,1 M // Co++ 0,1 M / Co. Determinare la polarità dei due semielementi, scrivere la reazione globale, e calcolare di quanto varia in peso l’elettrodo del polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 2,5 A per 30 minuti Cu + Co++. Al In base ai potenziali redox la reazione globale sarà Cu++ + Co polo positivo , quello della coppia Cu / Cu++ si avrà un aumento in peso di 63,5 x 2,5 x 30 x 60 / 2 x 96500 = 1,48 g 7) La reazione di decomposizione del cloruro di zinco con acquaavviene secondo la reazione : ZnO (s) + 2 HCl (g) Sapendo che gli H° di formazione di ZnCl2 (s) + H2O (l) ZnCl2 (s), H2O (l), ZnO (s) e HCl (g) sono rispettivamente —99,2, -68,3, -83,2 e –22,1 kJ/mol calcolare il 'H° della reazione. 'H° =6 H° prodotti-6 H°reagenti =(2 x - 22,1 - 83,2) – ( –99,2 – 68,3) = 40,1 kJ 8) Da quale (o quali) dati sperimentali si sono ipotizzati i livelli quantici per gli elettroni? Ad es. dal fatto che gli spettri di assorbimento e di emissione erano a righe indicando che gli elettroni saltavano tra livelli di energia 9) Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 0,012g di Ca(OH)2 in 300 mL di acqua. 0,012 / 74 = 1,6x 10-4 per una mole di Ca(OH)2 si formano 2 moli di OH- quindi in 300 mL si avranno 1,6x 10-4 x 2 = 3.2x 10-4 . La concentrazione sarà quindi 0,0011M e il pOH 3,0 e quindi il pH sarà 11,0 10) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo. Deve avere un 'H molto negativo in modo da innalzare velocemente la temperatura, un 'S molto elevato dato che nella decomposizione si devono produrre elevate quantità di sostanze gassose. L’energia di attivazione deve essere invece elevata per evitare esplosioni accidentali UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONi DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 7/2/2006 C 1) . Si abbia una pila Cu / Cu++ 0,1 M // Co++ 0,1 M / Co. Determinare la polarità dei due semielementi, scrivere la reazione globale, e calcolare di quanto varia in peso l’elettrodo del polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 3 A per 15 minuti In base ai potenziali redox la reazione globale sarà Cu++ + Co Cu + Co++. Al polo positivo , quello della coppia Cu / Cu++ si avrà un aumento in peso di 63,5 x 3 x 15 x 60 / 2 x 96500 = 0,88 g 2) . Da quale (o quali) dati sperimentali si sono ipotizzati i livelli quantici per gli elettroni? Ad es. dal fatto che gli spettri di assorbimento e di emissione erano a righe indicando che gli elettroni saltavano tra livelli di energia 3) Sapendo che il 'G° della reazione A(g) B(g) vale 10kJ/mol , dire cosa succede se in un recipiente si mette A alla pressione di 1,2 atm e alla temperatura di 150°C. Dall’espressione 'G = 'G° + RTln Q se B non è presente, il termine RTlnQ tenderà a -f e quindi anche se il 'G° è positivo, la reazione procederà verso la formazione B4) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo Deve avere un 'H molto negativo in modo da innalzare velocemente la temperatura, un 'S molto elevato dato che nella decomposizione si devono produrre elevate quantità di sostanze gassose. L’energia di attivazione deve essere invece elevata per evitare esplosioni accidentali. 5) Se potessimo realizzare la sequente reazione avremmo risolto i problemi energetici mondiali: CO2(g) + 2 H2O(g) => CH4(g) + 2 O2(g). Sapendo che gli H° di formazione di CO2(g), H2O(g),e CH4(g) sono rispettivamente -393.5 , -241.8 , e –74,9 kJ/mol calcolare il 'H° della reazione. 'H° =6 H° prodotti-6 H°reagenti =( –74,9 – 0,0) – (2 x – 241,8 – 393,5) = 802,2 kJ 6) Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 0,035g di Ca(OH)2 in 600 mL di acqua 0,035 / 74 = 4,7x 10-4 per una mole di Ca(OH)2 si formano 2 moli di OH- quindi in 600 mL si avranno 4,7x 10-4 x 2 = 9,4x 10-4 . La concentrazione sarà quindi 0,0016M e il pOH 2,8 e quindi il pH sarà 11,2 7) La prima bomba atomica si poté costruire sfruttando la reazione di trasformazione UF6. Se si trattano 1280 g di U dell’uranio nel fluoruro secondo la reazione U + 3 F2 con 350 g di F2 quanti g di UF6.si otterranno? 1280 / 238 = 5,38 mol di U 350/38 =9,21 mol di F2 se reagisse tutto l’uranio sarebbero necessarie 5,38 x 3 =12,60 mol di F2 U è quindi il reagente in eccesso e ne reagiranno 9,21/3 = 3,07 mol di U = mol di UF6 pari a 3,07 x 352 = 1081 g 8) La reazione 2 NO2 (g) N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 58 atm-1 alla temperatura di 0°C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 0,30 atm quali saranno le pressioni dei componenti la miscela gassosa e la pressione totale quando si raggiunge l’equilibrio? inizio equilibrio 2 NO2 (g) ----2x P N2O4 (g) 0,30 0,30 – x 0,30-x N2O4 Kp = P2 NO2 = (2x)2 da cui 58x4 x2 = 0,30-x 232 x2 + x –0,30 = 0 x = 0,03 PNO2 = 0,06 atm PN2O4 = 0,27 atm Pressione totale = 0,27+0,06 = 0,33 atm 9) Mettete le seguenti sostanze in ordine di temperatura di fusione crescente, motivando la Cdiamante . risposta: KF H2S KF Cdiamante H2S In H2S ci sono delle interazioni (dipolo-dipolo), nei solidi ionici bisogna somministrare energia pari all’energia reticolare, nel diamante, gli atomi di carbonio sono legati con legami covalenti e quindi richiedono molta energia per romperli. 10) D’inverno si può osservare la formazione di brina dovuta al passaggio si stato vaporeÆsolido, mentre in primavera si può osservare la formazione di rugiada dovuta al passaggio di stato vaporeÆliquido. Spiegare il differente comportamento in base al diagramma di stato dell’acqua. In base al diagramma di stato dell’acqua si nota che il passaggio vapore Æ solido è possibile per temperature inferiori a quelle del punto triplo e quindi compatibili con quelle invernali, mentre il passaggio di stato vapore Æ liquido è possibile a temperature superiori a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili. UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 7/2/2006 D 1) Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 0,055g di Ca(OH)2 in 850 mL di acqua 0,055 / 74 = 7,4x 10-4 per una mole di Ca(OH)2 si formano 2 moli di OH- quindi in 850 mL si avranno 7,4x 10-4 x 2 = 14,8x 10-4 . La concentrazione sarà quindi 0,0017M e il pOH 2,8 e quindi il pH sarà 11,2 2) Se si riuscisse a realizzare la seguente reazione, avremmo risolti i problemi energetici C2H6O(l) + 3O2(g) Sapendo che gli H° di formazione di 3H2O(g) + 2CO2(g). H2O(g), CO2(g) e C2H6O(l) sono rispettivamente -241.8 e -393.5 e -277,0 kJ/mol calcolare il 'H° della reazione : 'H° =6 H° prodotti-6 H°reagenti = ( -227,0 + 0) – (3 x – 241,8)+(2 x – 393,5) = 1285,4,0 kJ 3) La prima bomba atomica si poté costruire sfruttando la reazione di trasformazione UF6. Se si trattano 950 g di U dell’uranio nel fluoruro secondo la reazione U + 3 F2 con 460 g di F2 quanti g di UF6.si otterranno? 950 / 238 = 3,99 mol di U 460/38 =12,11 mol di F2 se reagisse tutto l’uranio sarebbero necessarie 3,99 x 3 =11,97 mol di F2 F2 è quindi il reagente in eccesso e si formeranno 3,99 mol di UF6 pari a 3,99 x 352 = 1404 g 4) Mettete le seguenti sostanze in ordine di temperatura di fusione crescente, motivando la Cgrafite risposta: LiI PH3 In PH3 ci sono delle interazioni (dipolo-dipolo), nei solidi ionici bisogna somministrare energia pari all’energia reticolare, nella grafite, gli atomi di carbonio sono legati con legami covalenti e quindi richiedono molta energia per romperli, N2O4 (g) ha una costante di equilibrio di 0,066atm-1 alla 5) La reazione 2 NO2 (g) temperatura di 100°C. Se in un recipiente si mette N2O4 (g) alla pressione di 0,40 atm quali saranno le pressioni dei componenti la miscela gassosa e la pressione totale quando si raggiunge l’equilibrio? inizio equilibrio 2 NO2 (g) ----2x N2O4 (g) 0,40 0,40 – x P 0,40-x N2O4 Kp = P2 NO2 = (2x)2 da cui 0,066x4 x2 = 0,4-x 0,26 x2 + x –0,40 = 0 x = 0,37 PNO2 = 0,74 atm PN2O4 = 0,03 atm Pressione totale = 0,74+0,03 = 0,77 atm 6) D’inverno si può osservare la formazione di brina dovuta al passaggio si stato vaporeÆsolido, mentre in primavera si può osservare la formazione di rugiada dovuta al passaggio di stato vaporeÆliquido. Spiegare il differente comportamento in base al diagramma di stato dell’acqua In base al diagramma di stato dell’acqua si nota che il passaggio vapore Æ solido è possibile per temperature inferiori a quelle del punto triplo e quindi compatibili con quelle invernali, mentre il passaggio di stato vapore Æ liquido è possibile a temperature superiori a quelle del punto triplo, compatibili con quelle primaverili. 7) Da quale (o quali) dati sperimentali si sono ipotizzati i livelli quantici per gli elettroni? Ad es. dal fatto che gli spettri di assorbimento e di emissione erano a righe indicando che gli elettroni saltavano tra livelli di energia 8) Sapendo che il 'G° della reazione A(g) B(g) vale 6kJ/mol , dire cosa succede se in un recipiente si mette A alla pressione di 0,2 atm e alla temperatura di 400°C. Dall’espressione 'G = 'G° + RTln Q se B non è presente, il termine RTlnQ tenderà a -f e quindi anche se il 'G° è positivo, la reazione procederà verso la formazione B9) Quali caratteristiche termodinamiche e cinetiche deve possedere un esplosivo Deve avere un 'H molto negativo in modo da innalzare velocemente la temperatura, un 'S molto elevato dato che nella decomposizione si devono produrre elevate quantità di sostanze gassose. L’energia di attivazione deve essere invece elevata per evitare esplosioni accidentali. 10) Si abbia una pila Cu / Cu++ 0,1 M // Co++ 0,1 M / Co. Determinare la polarità dei due semielementi, scrivere la reazione globale, e calcolare di quanto varia in peso l’elettrodo del polo positivo, se la pila eroga corrente di intensità 3,7 A per 60 minuti In base ai potenziali redox la reazione globale sarà Cu++ + Co Cu + Co++. Al polo positivo , quello della coppia Cu / Cu++ si avrà un aumento in peso di 63,5 x 3,7 x 60 x 60 / 2 x 96500 = 4,38 g UNIVERSITA’ DI BERGAMO Facoltà di Ingegneria Soluzioni del compito dell’ 11 Luglio 2006 per Ingegneria Informatica e Meccanica 1) Supponendo che la benzina sia composta esclusivamente da isoottano (C8H18) e che la sua combustione sia rappresentata dalla reazione 8 CO2 + 9 H2O C8H18 + 25/2 O2 calcolate il volume di anidride carbonica prodotta a 600° C e 760 mmHg se si utilizza 1L di isoottano. (Densità 0,78 g/mL) 1 litro di isoottano pesa 780 g corrispondenti a 6,84 mol da una mol si ottengono 8 mol di CO2 quindi da 6,84 si avranno 54,72 mol di CO2 che occuperanno il volume di V = nRT/V = 54,72 x 0,082 x (600 + 273) /1 = 3917 litri 2) Calcolare la f.e.m. per la pila Cd / Cd ++ 0,1 M // OH- 0,1 M / Pt, O2 P = 1 atm indicando la polarità dei semielementi e le reazioni che vi avvengono. (E° Cd++/Cd = - 0,40 V, E° O2/OH- = 0,40 V) Cd Cd++ + 2e O2 + 2 H2O + 4e 4OHECd++/Cd =E°Cd++/Cd +0,059/2 log [Cd++] EO2 /OH- =E°O2 /OH- +0,059/4 log 1/[OH-]4 ECd++/Cd =-0,4+0,059/2 log0,1 = -0,43 V polo negativo 4 polo positivo EO2 /OH- =0,4 +0,059/4 log 1/0,1 = 0,46 V 'E = 0,46 – (-0,43) = 0,89 V 3) Il 'G°298 ed il 'H° di formazione di HgS(s) valgono rispettivamente – 46 e –54 kJ/mol e che della SO2 (g) valgono - 301 e -297 che il 'G°298 ed il 'H° di evaporazione di Hg valgono rispettivamente 32 e 61 kJ/mol, che la temperature di evaporazione del mercurio è di 357°C calcolare il 'G° per la reazione di decomposizione del Cinabro tra Hg (g) +SO2 (g) le temperature di 360 e 1000°C: HgS (s) + O2(g) 'G°298 'H° Hg(l) +S(s) 46 54 HgS(s) S(s) + O2(g) SO2(g) -301 -297 Hg(l) Hg(v) 32 61 HgS (s) + O2(g) Hg (g) +SO2 (g) -223 -182 Da cui 'S°= 137 J/K a 633K 'G°= -268 kJ e a 1273K –356kJ 4) Indicare i tipi di legami presenti nelle seguenti molecole HI , CsF , H2, Cu Covalente polarizzato, ionico, covalente omeopolare, metallico 5) Si scioglie in acqua una certa quantità di NH4Cl. Scrivere quale reazione avviene e dire cosa succede per aggiunta di una piccola quantità di NaOH. NH4+ + ClNH4+ + H2O NH3 + H3O+ NH4Cl L’aggiunta di NaOH, base forte, metterebbe in soluzione ioni OH-che reagiscono con gli ioni H3O+ facendoli diminuire e quindi spostando l’equilibrio a destra, per rispettare la costante dell’equilibrio. 6) In una cella elettrolitica si fa passare una corrente di 3 A per 12 ore e 30’ Al polo negativo avviene la riduzione dello Stagno secondo la reazione Sn++ + 2e Calcolare quanti g di Stagno si ottengono. Sn. gSn = 118,7ƛ 3 ƛ (12ƛ3660 + 30ƛ60) / 2 ƛ 96500 = 83g 7) Disegnate il diagramma di stato dell’acqua. Scegliete un punto su una delle linee a vostra scelta e spiegate cosa succede se aumentate la pressione, oppure se diminuite la temperatura. P Ad esempio con il punto scelto aumentando la pressione si esce dalla posizione di equilibrio solido-liquido e il sistema liquefa totalmente, mentre se si raffredda il sistema solidifica. : L S V T 8) Spiegare con un opportuno diagramma come la temperatura influenza la velocità di una reazione. Dal diagramma di Boltzmann si vede come un aumenta della temperatura aumenta il numero delle particelle che possiedono l’energia cinetica per potere raggiungere il complesso attivato. 9) Uno dei problemi che riguardano la conservazione del marmo dei monumenti riguarda la trasformazione del CaCO3 in CaSO4 a causa dell’inquinamento. Sapendo che i prodotti di solubilità dei due composti sono rispettivamente 4,96ƛ10-9 e 7,10ƛ10-5 spiegare il perché della preoccupazione per la loro conservazione. Dai valori dei prodotti di solubilità si deduce che la solubilità del CaCO3 è più bassa di quella del CaSO4 cioè a parità di quantità di pioggia che cade sul monumento di si ha una maggiore dissoluzione del secondo, ed una maggiore disgregazione del monumento. 10) Un composto è formato da Au e F e contiene 77,56 % di Au e il 22,44 % di F. Qual è il numero di ossidazione dell’oro nel composto? 77,56 / 197 = 0,39 22,44 / 19 = 1,18 0,39 / 0,39 = 1 0,39 / 1,18 = 3 La formula del composto è quindi AuF3 ed il numero di ossidazione dell’oro è +3. UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 31/8/2006 1) Usando i valori dei potenziali redox riportati nelle tabelle, scrivete le reazioni che avvengono nella seguente pila Pt Sn+4 0,1 M, Sn+2 0,01 M / // Fe+3 0,5 M, Fe+2 0,02 M Pt , indicate il / polo positivo e quello negativo e calcolate la f.e.m.. Sn+4 + 2 e Sn+2 E° Sn+4/Sn+2 = 0,15 V Fe+3 + e Fe+2 E° Fe+3/Fe+2 = 0,77 V E Fe+3/Fe+2 = E° Fe+3/Fe+2 + 0,059 log 0,5/0,02 = 0,85 V polo positivo E Sn+4/Sn+2 = E° Sn+4/Sn+2 + 0,059/2 log 0,1/0,01 = 0,18 polo negativo 'E = 0,85 – 0,18 = 0,67 V Fe+3 + Sn+2 2 Fe+2 + Sn+4 2) Nel grafico sono riportati gli equilibri liquido vapore per l’acqua (H2O) e per il benzene (C6H6). Indicare quale è la zona del liquido e quale quella del vapore e a quale dei due composti P X corrispondono la X e la Y Y T Il liquido è alla sinistra della curva e il vapore sulla destra. X corrisponde al benzene e Y all’acqua. Nel caso del benzene ci sono delle interazioni dipolo-dipolo più deboli e quindi più facili da rompere, mentre nel caso dell’acqua ci sono le interazioni legame idrogeno più forti e che quindi richiedono una temperatura maggiore a parità di pressione. 3) Bruciando l’ammoniaca avviene la reazione 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O. La temperatura per la combustione è di 500°C e ad una certa pressione. Se si mettono a reagire 15 L di NH3 con 20 L di O2 quanto sarà il massimo volume di NO che si può ottenere? A temperatura e pressione costanti i volumi sono proporzionali al numero delle moli, e siccome con 4 moli di NH3 ne reagiscono 5 di O2 vuol dire che per consumare 15 L di NH3 servono 5/4 x 15 =18,8 L di O2 (NH3 quindi è il reagente limitante) e si otterranno quindi 15 L di NO. 4) Una mole di Argon gassoso viene compressa a temperatura costante. Spiegare come varia l’entropia dell’Argon. Dato che minore è il volume minore è il disordine, durante la compressione si ha una diminuzione di entropia. 5) Disegnate la formula di struttura dell’ammoniaca (NH3) e dello ione ammonio (NH4+) mettendo in evidenza le principali differenze strutturali tra le due specie. In entrambi i casi l'azoto è ibridizzato sp3 si ha solo una variazione degli angoli di legame H H N N + H H H H H 6) Se doveste dissociare in ioni H2S e NaH, come li dissocereste? Se si considerano i valori dell’elettronegatività la loro dissociazione sarà nel primo caso come H+ e S=. Nel secondo Na+ e H-. 7) Una soluzione viene ottenuta sciogliendo 1,1 g di HNO3 in 200 mL di acqua. Quale sarà il pH della soluzione? Che volume di NaOH 0,5 M bisogna aggiungere per neutralizzare la soluzione? 0,017 x 1000 / 200 = 0,085 M MMHNO3 = 63 1,1 / 63 = 0,017 mol + H3O + NO3 quindi [H3O+ ] = 0,085 M pH = 1,07 HNO3 + H2O Per neutralizzare la soluzione bisogna aggiungere tanti OH- quanti sono gli H3O+ e cioè 0,017 mol che sono contenuti in 0,017 x 1000 / 0,5 = 34 mL H2 (g) + I2 (g) vale 0,020. Se in un 8) A 435°C la costante della reazione: 2 HI(g) recipiente, tenuto alla temperatura costante di 435°C si mettono 1,2 mol di I2, 1,2 mol di H2 e 2,3 mol di HI, quale sarà la concentrazione delle tre specie quando si raggiunge l’equilibrio? (1,2- x)2 [H2] [I2] = [HI]2 (2,3+ 2x )2 Da cui (2,3+2x)x 0,14 = 1,2 - x x = 0,7 dato che che Q > K. K= [H2]=[ I2 ] = 0,5 [ HI] = 3,7 NO2 (g) + O2 (g) è di 9) Sapendo che l’energia di attivazione della reazione NO(g) + O3 (g) 9,6 kJ/mol, e che il 'H° di formazione di NO(g) è 90 kJ/mol, quello di O3 (g) è 143 kJ/mol e quello di NO2 (g) è 33 kJ/mol, costruire un apposito diagramma che illustri l’andamento della reazione. 9,6 kJ Ea 233 kJ NO + O3 33 kJ NO2 + O2 10) Sapendo che il 'H° di evaporazione del metanolo liquido (CH3OH) è di 37,8 kJ/mol e che la sua temperatura di ebollizione è di 64.7°C , calcolare il 'S° di evaporazione del metanolo. Dato che all’ebollizione siamo all’equilibrio L 37800 / 337,7=112 J/K mol V 'G = 0 e quindi 'S° = 'H°/T = Soluzioni del compito del 14 Settembre 2006 per Ingegneria Informatica e Meccanica 1) La trasformazione dello zucchero in alcool durante la fermentazione del mosto può essere rappresentata dalla reazione C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2. Se si formano 2000 L di anidride carbonica a 13° C e 740 mmHg calcolare quanti grammi di alcool si producono e quanti grammi di zucchero vengono consumati. Mol CO2 = PV/RT = 0,97 x 2000 / 0,082 x 286 = 82,7 per una mol di CO2 si forma una mol di alcool quindi si formeranno 82,7 mol di alcool cioè 82,7 x 46 = 3804 g. Reagiranno 41,35 mol di zucchero pari a 41,35 x 180 = 7443 g. 2) Calcolare la f.e.m. per la pila Pt, Cl2 P=1 atm/Cl - 0,1 M//OH- 0,05 M/Pt, O2 P = 1 atm indicando la polarità dei semielementi e le reazioni che vi avvengono. (E° Cl2/Cl- =1,36 V, E° O2/OH- = 0,40 V) 2 Cl E° Cl2/Cl - =1,36 V Cl2 + 2e O2 + 4e + H2O 4 OH E° O2/OH- = 0,40 V ECl2/Cl- = E°Cl2/Cl- + 0,059/2 log 1/[Cl-]2 = 1,42 V EO2/OH- = E°O2/OH- + 0,059/4 log 1/[OH-]4 = 0,48 V f.e.m. = 1,42 -0,48 = 0,94 V polo positivo polo negativo 3) L’Ossigeno fu scoperto riscaldando l’ossido di mercurio HgO secondo la reazione HgO(s) Hg(l) + ½ O2(g). Spiegare perché la stessa scoperta non sarebbe stata possibile se si fosse riscaldato CaO realizzando una reazione analoga. 'H° HgO(s) -91kJ/mol, 'H° CaO(s) -635kJ/mol, S° HgO(s)= 70 J/K mol , S° CaO(s)= 40 J/K mol, S° Hg(l)= 77 J/K mol, S° Ca(s)= 42 J/K mol, S° O2(g)= 205 J/K mol HgO(s) Hg(l) + ½ O2(g) CaO(s) Ca(s) + ½ O2(g) 'H° = 91000 'H° = 635000 J/mol 'S° = 77+ (½ x 205) - 70 = 109 J/K mol 'S° = 42 + (½ x 205) - 40 = 104 J / K mol Dal secondo principio della termodinamica 'G°= '+° - T 'S° quando la pressione dell’O2 è 1 atm 'G° = 0, quindi 91000 = T x 109 635000 = T x 104 Da cui T = 834 K T = 6106 K Quindi nel secondo caso si tratta di una temperatura non facilmente raggiungibile. 4) Tre sostanze A, B e C hanno rispettivamente temperatura di ebollizione di 30°C, 150°C e 700°C. Sapendo che in una di queste sostanze vi sono delle interazioni dipolo-dipolo, in un’altra vi sono interazioni dipolo indotto-dipolo indotto e che l’ultima è un solido ionico, indicare a quale sostanza accoppiereste le interazioni relative. A dipolo indotto-dipolo indotto B dipolo-dipolo C solido ionico 5) Calcolare il pH di una soluzione 0,5 M di NH4Cl. (KbNH3 = 1,8x10-5) NH4+ + Cl- NH4+ + H2O NH3 + H3O+ NH4Cl 0,5 –x x x La Kidr è uguale a Kw/Kb = 10-14/1,8x10-5= 5,56x10-10 la costante è sufficientemente piccola per trascurare x rispetto a 0,5 avremo quindi Kidr = x2/0,5 da cui x = [H3O+] = 1,67x10-5 pH = 4,78 6) L’aumento della temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegate l’affermazione mediante un apposito diagramma. E Ea L'aumento della temperatura permette ad un maggiore numero di molecole di potere raggiungere il valore dell'energia di attivazione (A + B)T2 (C +D)T2 (A + B)T1 (C +D)T1 C. di R. 7) Generalmente i solidi metallici sono duttili e malleabili, mentre i solidi ionici sono fragili. Spiegare la differenza di comportamento Gli atomi di un metallo sono tenuti insieme dalle bande di orbitali, il che permette di poterne deformare la geometria senza distruggere il sistema. Al contrario nei solidi ionici gli ioni sono tenuti insieme da forze colombiane, Una deformazione del reticolo ne comporta la rottura. 8) L’acido acetico CH3-COOH ha Ka = 1,8x10-5 , il tricloro acetico CCl3-COOH ha Ka = 2,0x10-1 e il trifluoro acetico CF3-COOH è un acido molto forte. Dare una spiegazione della variazione del carattere acido. L’elettronegatività aumenta passando dall’Idrogeno al Cloro al Fluoro, questo comporta una maggiore polarità sul legame O-H e quindi una maggiore possibilità di essere ceduto come H+. 9) In un recipiente chiuso è contenuto del CaCO3. Esso viene riscaldato fino a quando si raggiunge CaO (s) + CO2 (g). Spiegare come varia la pressione dell’anidride l’equilibrio CaCO3 (s) carbonica se, a temperatura costante, si diminuisce il volume del recipiente. Dato che si tratta di un equilibrio eterogeneo la Kp = PCO2 quindi a T costante essa non può variare. La diminuzione del volume comporterà quindi uno spostamento verso i reagenti, cioè si riformerà CaCO3. 10) Il metodo di purificazione del silicio per ottenere i transistor ne prevede la trasformazione in SiF4. Avendo a disposizione 10 Kg di Si con una purezza del 99%, quale dovrebbe essere la quantità di fluoro necessaria per farlo reagire completamente? Se la purezza è del 99% vuol dire che si hanno 9900 g di Si pari a 9900/28 = 353,6 mol di Si. Per ottenere SiF4 la reazione sarà Si + 2 F2 SiF4 e quindi per una mole di Si ci vogliono 2 mol di F2 e quindi 353,6 x 2 X 38 = 26874 g di F2. UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 15/1/2007 1) Una abitazione media in questa zona dell’Europa ha un fabbisogno energetico di circa 108 kJ/anno. Dato che l’attuale fonte energetica proviene principalmente dal metano, calcolare la quantità di metano necessaria per il fabbisogno energetico di una abitazione. ( i ¨H°formazione di CH4 (g), CO2 (g) e H2O (g) sono rispettivamente -75, -394 e -242 kJ/mol) La reazione da considerare è CH4 (g) + 2 O2(g) Æ CO2(g) + 2 H2O(g) ed il ¨H° di combustione sarà di conseguenza ( -394 + 2x-242) – (-75) = -803 kJ/mol CH4 quindi 108/803 = 1,25 x 105 mol di CH4 pari a 2 t circa. 2) Quale sarà il segno del ¨S° a) per la formazione di un solido ionico a partire dagli elementi costituenti? b) per la sua dissoluzione in acqua? a) negativo b) positivo 3) 50 mL di una soluzione 10-3 M di H2SO4 vengono diluiti con acqua fino ad un volume finale di 600 mL. Calcolare il pH della soluzione risultante In 50 mL ci sono 10-3 x 0,050 = 5x10-5mol H2SO4 e queste mol sono in un volume totale finale di 600 mL per cui la nuova concentrazione è 5x10-5 / 0,600 = 8,3x10-5 . Considerando H2SO4 completamente dissociato, la [H3O+] risulta uguale a 1,66x10-4 ed il pH = 3,78 4) Per recuperare l’argento metallico dai bagni di sviluppo delle pellicole, si trattavano dette soluzioni con pezzetti di zinco o di alluminio. Spiegare il processo che avviene. In base ai valori dei potenziali redox si usano dei metalli (Zn o Al) in grado di ridurre lo ione Ag+ ad Ag metallico. 5) Bilanciate la seguente reazione di ossido-riduzione KMnO4 + K2S + H2O Æ MnS + S + KOH 2 MnO4- + 4 H2O + 5e 5 S= Mn++ + 8 OH – S+2e 2 MnO4- + 8 H2O + 5 S = 2 Mn++ + 16 OH – + 5 S Considerando anche le specie che non cambiano il numero di ossidazione avremo 2 KMnO4 + 8 H2O + 7K2S 2 MnS + 16 KOH– + 5 S 6) La reazione A(g) + B(g) C(g) raggiunge le condizioni di equilibrio quando PA = 2,0 atm, PB = 2,0 atm e PC = 6,0 atm. Quali saranno le nuove pressioni di equilibrio se alla miscela precedente si aggiunge 1,0 atm di A. Dalle pressioni all’equilibrio si può calcolare la Kp Kp= 6,0 / 2,0 x 2,0 =1,5, aggiungendo A l’equilibrio si modificherà per rispettare il valore della Kp A + B C 3,0 - x 2,0 - x 6,0 + x 1,5 = (6+x)/ (3-x)(2-x) da cui 1,5x2- 8,5x +3 = 0 la soluzione accettabile è 0,36 per cui le pressioni all’equilibrio saranno PA = 2,6 atm, PB = 1,6 atm e PC = 6,4 atm. 7) La pressione di vapore dell’acqua a 25°C è di 24 mmHg e a 60°C è di 149 mmHg. Si ha un recipiente da un litro contenente acqua liquida in equilibrio con il suo vapore a 60°C e lo si raffredda a 25°C. Quanti g di acqua passano dallo stato vapore a quello liquido? Dalla eq. di stato dei gas, a 60°C il numero di mol di H2O in fase vapore sarà 149/760x 1 = nx 0,082 x (273 +60) da cui n = 0,007 a 25°C il numero di mol di H2O in fase vapore sarà 24/760x 1 = nx 0,082 x (273 +25) da cui n = 0,001 le mol di acqua che passeranno allo stato liquido saranno quindi 0,007 – 0.001 = 0.006 pari a 0,11 g 8) La f.e.m. di un semielemento di una pila può dipendere dal pH della soluzione. Se si ha il seguente semielemento Pt, NO P= 1 atm / NO3- 1 M, H3O+ , stabilire come varia la f.e.m. se il pH della soluzione è 0, 7, 14. E° NO3-/NO = 0,96 V. NO + 6 H2O e l’equazione di Nernst sarà NO3- + 4 H3O+ + 3e E = E° + 0,059/3 log [NO3-] [H3O+]4 / PNO dato che PNO e [NO3-] sono unitarie essa diventa E = E° + 0,059/3 log [H3O+]4 cioè E = 0,96 + 0,059 x 4 /3 log[H3O+] = 0,96 – 0,079 pH Quindi a pH =0 avremo 0,96 V, a pH =7 avremo 0,41 V e a pH 14 avremo -0,15 V. 9) Le molecole hanno una geometria ben precisa. Da cosa dipende? Dal fatto che le coppie di elettroni(di legame o non condivise in legame) si dispongono in modo da respingersi il meno possibile. 10) Se l’energia di attivazione di una reazione è bassa, quale o quali delle seguenti affermazioni è/sono corretta/e A) La posizione dell’equilibrio B) La posizione dell’equilibrio e’ spostata verso i reagenti è spostata verso i prodotti C) La reazione avviene lentamente L’unica corretta è la D D) La reazione avviene velocemente UNIVERSITA’ DI BERGAMO A Facoltà di Ingegneria Soluzioni del compito del 30 Gennaio 2007 per Ingegneria Informatica e Meccanica 1) 1,40 g del composto XCl2 furono trasformati nel corrispondente solfato XSO4, il quale pesava 1,62 g. Calcolare la massa molare dell’elemento X. Mol di XCl2 = 1,40 /(x + 71) Mol di XSO4 = 1,62 /(x + 96) dato che da una mol di XCl2 si forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,62 /(x + 96) da cui x =88 2) Si hanno 8g di HNO3 e si vuole ottenere una soluzione a pH 2,7 per aggiunta di acqua all’acido. Quale volume di acqua si deve usare? Si consideri trascurabile il volume dell’acido rispetto a quello dell’acqua. 8 g di HNO3 corrispondono a 8/63 = 0,127 Se pH = 2,7 avremo [H3O+] = 0,002 M mol quindi 0,127 /V = 0,002 per cui V = 63,5 L . 3) La temperatura di ebollizione del CH4 è di 109 K e quella del SiH4 è di 161K. Quelle di NH3 e di PH3 sono rispettivamente di 240 K e di 185 K. Date una spiegazione del diverso andamento. A parità di interazioni (dipolo-dipolo) SiH4 ha una massa molare maggiore di CH4 e quindi avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra NH3 e PH3 invece bolle a temperatura maggiore NH3 perché tra le sue molecole esiste l’interazione particolarmente forte che prende il nome di legame idrogeno. 4) A 986°C la costante della reazione H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO(g) vale 1,6. Se in un recipiente da 10 L si mettono 6 mol di H2 (g), 4 mol di CO2 (g), 7 mol di H2O (g) e 3 mol di CO(g) calcolare il valore del 'G e dire in che direzione si sposterà l’equilibrio. 'G = RT ln.RT ln Q = RT ln Q/K Q = 7 x 3 / 6 x 4 = 0,9 quindi 'G = 8,31x 10-3 x 1259 ln 0,9/ 1,6 = -6 kJ l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei prodotti. 5) Realizzando la reazione di fusione nucleare del deuterio a dare Elio (2 D He), si ottengono 23x 108 kJ per la formazione di 1 mol di He. Sapendo che nella combustione di un litro di gasolio si liberano 41800 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di gasolio corrisponde l’energia liberata nella formazione di una mol di He. 23x 108/41800= 55000 L circa 6) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Cu++ Cu. In una +++ Au. In entrambi i casi si vogliono altra cella si fa avvenire la reazione Au ottenere 50 g di metallo. Se l’intensità della corrente che passa nelle due celle è la stessa, in quale delle due celle si completerà prima la deposizione? Dalla legge di Faraday si ha g = MMx i x t / nx F dato che g, i e F sono uguali per entrambi da cui le celle avremo che g x F / i = tAu x MMAu / nAu = tCu x MMCu / nCu tAu / tCu = MMCu x nAu / MMAu x nCu = 63.5 x 3 / 197 x 2 = 0,48 quindi si depositeranno prima i 50 g di oro 7) L’aumento della temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare brevemente il perché. Perché aumentando l’energia cinetica delle molecole aumentano il numero di urti efficaci che permettono di raggiungere il valore dell’energia di attivazione. 8) Il prodotto di solubilità Kps del CaSO4 è di 2,4x10-5. Si mescolano insieme due soluzioni, la prima contenente ioni Ca++ e la seconda ioni SO4= entrambe alla concentrazione 4x10-3 mol/L. A) Stabilire se si ha precipitazione di CaSO4. (sale B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 10 g di Na2SO4 completamente solubile) A) Supponendo di partire da 1 L di ciascuna soluzione si otterrà un volume finale di due L Per cui le concentrazioni iniziali saranno dimezzate (2x10-3) Kps = [Ca++][SO4=]e dato che il prodotto delle due concentrazioni (4x10-6) non raggiunge Kps non si avrà alcuna precipitazione. B) 10/142 = 0,07 mol di SO4= la cui concentrazione in 2 L sarà 0,035 e la concentrazione totale degli ioni solfato sarà 3,7x10-2 per cui il prodotto delle due concentrazioni darà 7,4x10-5superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di CaSO4. 9) Se si aggiungono dei pezzi di rame ad una soluzione di HCl non si osserva alcuna reazione. Invece se i pezzi di rame si aggiungono all’HNO3 si osserva una vivace reazione con formazione di un gas rosso. Spiegare il perché della reazione nel secondo caso. In base ad i valori dei potenziali redox si nota che H3O+ non ò in grado di ossidare il Cu, casa che è invece capace di fare lo ione nitrato che si riduce a NO2 gas rosso. 10) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni dell’argo. L’Ar ha 18 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dell’ elemento precedente più un elettrone Cl- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone K+. UNIVERSITA’ DI BERGAMO B Facoltà di Ingegneria Soluzioni del compito del 30 Gennaio 2007 per Ingegneria Informatica e Meccanica H2O (g) + CO(g) vale 1,6. Se 1) A 986°C la costante della reazione H2 (g) + CO2 (g) in un recipiente da 20 L si mettono 6 mol di H2 (g), 5 mol di CO2 (g), 9 mol di H2O (g) e 2 mol di CO(g) calcolare il valore del 'G e dire in che direzione si sposterà l’equilibrio. 'G = RT ln.RT ln Q = RT ln Q/K Q = 9 x 2 / 6 x 5 = 0,6 quindi 'G = 8,31x 10-3 x 1259 ln 0,6/ 1,6 = -10 kJ l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei prodotti. 2) La diminuzione della temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione. Spiegare brevemente il perché. Perché diminuendo l’energia cinetica delle molecole diminuiscono il numero di urti efficaci che permettono di raggiungere il valore dell’energia di attivazione. 3) Se si aggiungono dei pezzi di rame ad una soluzione di HCl non si osserva alcuna reazione. Invece se i pezzi di rame si aggiungono all’HNO3 si osserva una vivace reazione con formazione di un gas rosso. Spiegare il perché della reazione nel secondo caso In base ad i valori dei potenziali redox si nota che H3O+ non ò in grado di ossidare il Cu, casa che è invece capace di fare lo ione nitrato che si riduce a NO2 gas rosso. 4) Si hanno 8g di HNO3 e si vuole ottenere una soluzione a pH 3,1 per aggiunta di acqua all’acido. Quale volume di acqua si deve usare? Si consideri trascurabile il volume dell’acido rispetto a quello dell’acqua. 8 g di HNO3 corrispondono a 8/63 = Se pH = 3,1 avremo [H3O+] = 7,9x 10-4 M 0,127 mol quindi 0,127 /V = 7,9x 10-4 per cui V = 160,8 L . 5) Il prodotto di solubilità Kps del CH3COOAg è di 3,7x10-3. Si mescolano insieme due soluzioni, la prima contenente ioni Ag+ e la seconda ioni CH3COO- entrambe alla concentrazione 4x10-2 mol/L. A) Stabilire se si ha precipitazione di CH3COOAg. B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 20 g di CH3COONa (sale completamente solubile) A) Supponendo di partire da 1 L di ciascuna soluzione si otterrà un volume finale di due L Per cui le concentrazioni iniziali saranno dimezzate (2x10-2) Kps = [Ag+][CH3COO -] e dato che il prodotto delle due concentrazioni (4x10-4) non raggiunge Kps non si avrà alcuna precipitazione. B) 20/82 = 0,24 mol di CH3COO - la cui concentrazione in 2 L sarà 0,12 e la concentrazione totale degli ioni acetato sarà 0,26, per cui il prodotto delle due concentrazioni darà 5,2x 10-3 superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di CH3COOAg. 6) 1,40 g del composto XCl2 furono trasformati nel corrispondente solfato XSO4, il quale pesava 1,59 g. Calcolare la massa molare dell’elemento X. Mol di XCl2 = 1,40 /(x + 71) Mol di XSO4 = 1,59 /(x + 96) dato che da una mol di XCl2 si forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,62 /(x + 96) da cui x =113 7) La temperatura di ebollizione del CH4 è di 109 K e quella del SiH4 è di 161K. Quelle di HCl e di HF sono rispettivamente di 188 K e di 294 K. Date una spiegazione del diverso andamento. A parità di interazioni (dipolo-dipolo) SiH4 ha una massa molare maggiore di CH4 e quindi avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra HF e HCl invece bolle a temperatura maggiore HF perché tra le sue molecole esiste l’interazione particolarmente forte che prende il nome di legame idrogeno. 8) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni dello xenon. Xe ha 54 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dello elemento precedente più un elettrone I- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone Cs+. Ni. In una 9) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Ni++ +++ Cr. In entrambi i casi si vogliono altra cella si fa avvenire la reazione Cr ottenere 50 g di metallo. Se l’intensità della corrente che passa nelle due celle è la stessa, in quale delle due celle si completerà prima la deposizione? Dalla legge di Faraday si ha g = MMx i x t / nx F dato che g, i e F sono uguali per entrambi le celle avremo che g x F / i = tCr x MMCr / nCr = tNi x MMNi / nNi da cui tCr / tNi = MMNi x nCr / MMCr x nNi = 58,7 x 3 / 52,0 x 2 = 6,77 quindi si depositeranno prima i 50 g di Nickel. 10) Realizzando la reazione di fusione nucleare del deuterio a dare Elio (2 D He), si 8 ottengono 23x 10 kJ per la formazione di 1 mol di He. Sapendo che nella combustione di un litro di kerosene si liberano 55200 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di kerosene corrisponde l’energia liberata nella formazione di una mol di He. 23x 108/55200= 42000 L circa UNIVERSITA’ DI BERGAMO C Facoltà di Ingegneria Soluzioni del compito del 30 Gennaio 2007 per Ingegneria Informatica e Meccanica 1) Realizzando la reazione di fusione nucleare del deuterio a dare Elio (2 D He), si 8 ottengono 23x 10 kJ per la formazione di 1 mol di He. Sapendo che nella combustione di un litro di benzina si liberano 33500 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di benzina corrisponde l’energia liberata nella formazione di una mol di He. 23x 108/33500= 68700 L circa 2) Se si aggiungono dei pezzi di rame ad una soluzione di HCl non si osserva alcuna reazione. Invece se i pezzi di rame si aggiungono all’HNO3 si osserva una vivace reazione con formazione di un gas rosso. Spiegare il perché della reazione nel secondo caso. In base ad i valori dei potenziali redox si nota che H3O+ non ò in grado di ossidare il Cu, casa che è invece capace di fare lo ione nitrato che si riduce a NO2 gas rosso. Cd. In una 3) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Cd++ +++ Fe. In entrambi i casi si vogliono altra cella si fa avvenire la reazione Fe ottenere 50 g di metallo. Se l’intensità della corrente che passa nelle due celle è la stessa, in quale delle due celle si completerà prima la deposizione? Dalla legge di Faraday si ha g = MMx i x t / nx F dato che g, i e F sono uguali per entrambi da cui le celle avremo che g x F / i = tFe x MMFe / nFe = tCd x MMCd / nCd tFe / tCd = MMCd x nFe / MMFe x nCd = 112 x 3 / 55,8 x 2 = 3,0 quindi si depositeranno prima i 50 g di Cadmio. 4) 1,40 g del composto XCl2 furono trasformati nel corrispondente solfato XSO4, il quale pesava 1,69 g. Calcolare la massa molare dell’elemento X. Mol di XCl2 = 1,40 /(x + 71) Mol di XSO4 = 1,69 /(x + 96) dato che da una mol di XCl2 si forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,69 /(x + 96) da cui x =49,7 5) L’aumento della temperatura comporta un aumento della velocità di reazione. Spiegare brevemente il perché. Perché aumentando l’energia cinetica delle molecole aumentano il numero di urti efficaci che permettono di raggiungere il valore dell’energia di attivazione. 6) A 986°C la costante della reazione H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO(g) vale 1,6. Se in un recipiente da 5 L si mettono 8 mol di H2 (g), 2 mol di CO2 (g), 6 mol di H2O (g) e 5 mol di CO(g) calcolare il valore del 'G e dire in che direzione si sposterà l’equilibrio. 'G = RT ln.RT ln Q = RT ln Q/K Q = 6 x 5 / 8 x 2 = 1,9 quindi 'G = 8,31x 10-3 x 1259 ln 1,9/ 1,6 = 1,8 kJ l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei reagenti. 7) Il prodotto di solubilità Kps del MgCO3 è di 2,6x10-5. Si mescolano insieme due soluzioni, la prima contenente ioni Mg++ e la seconda ioni CO3= entrambe alla concentrazione 4x10-3 mol/L. A) Stabilire se si ha precipitazione di MgCO3 B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 10 g di Na2 CO3 (sale completamente solubile) A) Supponendo di partire da 1 L di ciascuna soluzione si otterrà un volume finale di due L Per cui le concentrazioni iniziali saranno dimezzate (2x10-3) Kps = [Mg++][CO3=] e dato che il prodotto delle due concentrazioni (4x10-6) non raggiunge Kps non si avrà alcuna precipitazione. B) 10/142 = 0,09 mol di SO4= la cui concentrazione in 2 L sarà 0,045 e la concentrazione totale degli ioni carbonato sarà 9,2x10-2 per cui il prodotto delle due concentrazioni darà 1,8x10-4superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di MgCO3. 8) Si hanno 7g di HNO3 e si vuole ottenere una soluzione a pH 3,1 per aggiunta di acqua all’acido. Quale volume di acqua si deve usare? Si consideri trascurabile il volume dell’acido rispetto a quello dell’acqua. Se pH = 3,1 avremo [H3O+] = 7,8x10-4 M 7 g di HNO3 corrispondono a 7/63 = 0,11 -4 mol quindi 0,11 /V = 7,8x10 per cui V = 142,4 L . 9) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni del kripto. Il Kr ha 36 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dell’ elemento precedente più un elettroneBr- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone Rb+. 10) La temperatura di ebollizione del SiH4 è di 161K e quella del CH4 è di 109 K. Quelle di HF e di HCl sono rispettivamente di 294 K e di 188 K. Date una spiegazione del diverso andamento. A parità di interazioni (dipolo-dipolo) SiH4 ha una massa molare maggiore di CH4 e quindi avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra HF e HCl invece bolle a temperatura maggiore HF perché tra le sue molecole esiste l’interazione particolarmente forte che prende il nome di legame idrogeno. UNIVERSITA’ DI BERGAMO D Facoltà di Ingegneria Soluzioni del compito del 30 Gennaio 2007 per Ingegneria Informatica e Meccanica 1) La temperatura di ebollizione del SiH4 è di 161K e quella del. CH4 è di 109 K Quelle di PH3 e di NH3 sono rispettivamente di 185 K e di 240 K. Date una spiegazione del diverso andamento. A parità di interazioni (dipolo-dipolo) SiH4 ha una massa molare maggiore di CH4 e quindi avrà bisogno di una energia maggiore per passare in fase vapore. Tra NH3 e PH3 invece bolle a temperatura maggiore NH3 perché tra le sue molecole esiste l’interazione particolarmente forte che prende il nome di legame idrogeno. 2) Il prodotto di solubilità Kps del SrCrO4 è di 3,6x10-5. Si mescolano insieme due soluzioni, la prima contenente ioni Sr++ e la seconda ioni CrO4= entrambe alla concentrazione 4x10-3 mol/L. A) Stabilire se si ha precipitazione di SrCrO4. (sale B) Cosa succede se alla soluzione così ottenuta si aggiungono 10 g di Na2CrO4 completamente solubile) A) Supponendo di partire da 1 L di ciascuna soluzione si otterrà un volume finale di due L Per cui le concentrazioni iniziali saranno dimezzate (2x10-3) Kps = [Sr++][CrO4=] e dato che il prodotto delle due concentrazioni (4x10-6) non raggiunge Kps non si avrà alcuna precipitazione. B) 10/162 = 0,06 mol di CrO4= la cui concentrazione in 2 L sarà 0,03 e la concentrazione totale degli ioni cromato sarà 6,2x10-2 per cui il prodotto delle due concentrazioni darà 1,2x10-4superiore al Kps, per cui si avrà precipitazione di SrCrO4. 3) Realizzando la reazione di fusione nucleare del deuterio a dare Elio (2 D He), si ottengono 23x 108 kJ per la formazione di 1 mol di He. Sapendo che nella combustione di un litro di esano si liberano 32500 kJ calcolare alla combustione di quanti litri di esano corrisponde l’energia liberata nella formazione di una mol di He. 23x 108/32500= 71000 L circa 4) La diminuzione della temperatura comporta una diminuzione della velocità di reazione. Spiegare brevemente il perché. Perché diminuendo l’energia cinetica delle molecole diminuiscono il numero di urti efficaci che permettono di raggiungere il valore dell’energia di attivazione. 5) Se si aggiungono dei pezzi di rame ad una soluzione di HCl non si osserva alcuna reazione. Invece se i pezzi di rame si aggiungono all’HNO3 si osserva una vivace reazione con formazione di un gas rosso. Spiegare il perché della reazione nel secondo caso. In base ad i valori dei potenziali redox si nota che H3O+ non ò in grado di ossidare il Cu, casa che è invece capace di fare lo ione nitrato che si riduce a NO2 gas rosso. 6) Si hanno 7g di HNO3 e si vuole ottenere una soluzione a pH 2,9 per aggiunta di acqua all’acido. Quale volume di acqua si deve usare? Si consideri trascurabile il volume dell’acido rispetto a quello dell’acqua. Se pH = 2,9 avremo [H3O+] = 0,0012 M 7 g di HNO3 corrispondono a 7/63 = 0,11 mol quindi 0,11 /V = 0,0012 per cui V = 91,7 L . 7) Indicare quale ione positivo e quale ione negativo hanno lo stesso numero di elettroni del neon. Ne ha 10 elettroni e quindi con lo stesso numero di elettroni si avranno lo ione dell’ elemento precedente più un elettrone F- e quello dell’elemento seguente meno un elettrone Na+. H2O (g) + CO(g) 8) A 986°C la costante di equilibrio della reazione H2 (g) + CO2 (g) vale 1,6. Se in un recipiente da 25 L si mettono 5 mol di H2 (g), 8 mol di CO2 (g), 3 mol di H2O (g) e 9 mol di CO(g) calcolare il valore del 'G e dire in che direzione si sposterà l’equilibrio. 'G = RT ln.RT ln Q = RT ln Q/K Q = 3 x 9 / 5 x 8 = 0,7 quindi 'G = 8,31x 10-3 x 1259 ln 0,7/ 1,6 = -9 Kj l’equilibrio si sposterà verso la formazione dei prodotti. 9) 1,40 g del composto XCl2 furono trasformati nel corrispondente solfato XSO4, il quale pesava 1,66 g. Calcolare la massa molare dell’elemento X. Mol di XCl2 = 1,40 /(x + 71) Mol di XSO4 = 1,66 /(x + 96) dato che da una mol di XCl2 si forma una mol di XSO4 avremo che 1,40 /(x +71) = 1,66 /(x + 96) da cui x =63,5 10) In una cella elettrolitica, al polo negativo si fa avvenire la reazione Mg++ Mg. In Al. In entrambi i casi si vogliono una altra cella si fa avvenire la reazione Al+++ ottenere 50 g di metallo. Se l’intensità della corrente che passa nelle due celle è la stessa, in quale delle due celle si completerà prima la deposizione? Dalla legge di Faraday si ha g = MMx i x t / nx F dato che g, i e F sono uguali per entrambi le celle avremo che g x F / i = tAl x MMAl / nAl = tMg x MMMg / nMg da cui tAl / tMg = MMMg x nAl / MMAl x nMg = 27 x 3 / 24 x 2 =1,69 quindi si depositeranno prima i 50 g di magnesio UNIVERSITA’ DI BERGAMO Facoltà di Ingegneria Soluzioni del compito di Chimica per Ingegneria Informatica e Meccanica del 2 Aprile 2007 1) La costante di equilibrio Kp della reazione NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) vale -2 2 9,40x10 atm alla temperatura di 297 K. Se inizialmente nel recipiente si mette una certa quantità di NH4HS (s), quale sarà la pressione nel recipiente quando si raggiunge l’equilibrio? Kp = PNH3 x PH2S = 9,40x10-2 = x x x x2 = 9,40x10-2 x = 0,31 Ptot = 2 x 0,31 = 0,62 atm 2) Una volta stabilita la concentrazione iniziale dei reagenti, da cosa dipenderà la velocità della reazione? Dal valore dell’energia di attivazione. 3) Dire quali reazioni possono avvenire, giustificando la risposta, mettendo: a) Polvere di Magnesio in una soluzione acquosa di H2SO4 b) Un pezzo di ferro in una soluzione di solfato di rame c) Un lingotto d’oro in una soluzione di HCl In base ai valori dei potenziali redox, le reazioni che possono avvenire, sono: Mg++ + H2 a) Mg + 2 H3O+ ++ b) Fe + Cu Fe++ + Cu c) Au + H3O+ 4) L’ammoniaca NH3 è una base. NF3 e NH2OH saranno basi più forti o più deboli? Dato che all’azoto sono legati dei gruppi più elettronattrattori dell’idrogeno (F nel primo caso e O nel secondo, Il doppietto elettronico sarà meno disponibile e quindi saranno meno basiche dell’ammoniaca. 5) 10 g di Cromo vengono trattati con un eccesso di una soluzione di HCl. Calcolare il volume di H2 che si sviluppa alla pressione di 1,02 atm e alla temperatura di 35°C. 2 Cr+3 + 3 H2 + 6 H2O 2 Cr + 6 H3O+ 10 / 52 = 0,19 mol di Cr dalla reazione bilanciata si vede che per una mol di Cr si formano 3/2 di mol di H2 quindi si formeranno 3/2 x 0,19 = 0,29 mol di H2 che occuperanno il volume di V = 0,29 x 0,082 x (273 + 35) / 1,02 = 7,2 L. 6) Sapendo che l’entalpia d’evaporazione dell’etanolo C2H5OH a 25°C è 42.6 kJ/mol, calcolare il 'H° di reazione per C2H5OH(g) ĺ C2H4(g) + H2O(g) sapendo che 'H°f C2H5OH (l) = -277.7 kJ/mol, 'H°f C2H4(g) = +52.5 kJ/mol e 'H°f H2O(g) = -241.8 kJ/mol. C2H5OHg C2H5OH l 2 Cs + 2 H2g H2g + ½ O2 g C2H5OHg C2H5OH l 2 Cs + 3 H2g + ½ O2g C2H4g H2Og C2H4 g + H2O g - 42,6 277,7 52,5 -241,8 45,8 7) L’ acido cloroso HClO2 ha una costante di dissociazione Ka di 1,15·10-2. Calcolare il pH di una soluzione 10-2 M di acido cloroso in acqua. H3O+ + ClO2HClO2 + H2O -2 10 – x x x 2 -2 -2 -3 Ka = x / 10 - x = 1,15·10 da cui x = 6,4 x 10 pH = 2,2 8) Scrivete i prodotti di reazione e bilanciate le seguenti reazioni: acido nitrico con idrossido di calcio in soluzione acquosa, ammoniaca con acido nitrico. 2 H3O+ + 2 NO3 - + Ca++ + 2 OH NH4+NO3 – NH3 + HNO3 Ca++ + 2 NO3 - + 4 H2O 9) Tracciare un grafico dell’andamento del 'S° in funzione di T per il riscaldamento dell’Alluminio dalla temperatura di 0°C a 800°C. La temperatura di fusione dell’alluminio è di 660°C. 'S° 933 K T 10) La produzione dei metalli Al e Mg viene fatta per elettrolisi dei loro sali fusi. Quale dei due metalli richiede più corrente per la produzione di 1 kg di Al o 1 kg di Mg? 1000/27 = 37,0 mol di Al 1000/24 = 41,7mol di Mg Al Mg+2 + 2e Mg Al+3 + 3 e 7 Q Mg = 41 x 96500 x 2 = 7,91 x 106 QAl = 37,0 x 96500 x 3 = 1,07 x 10 Richiede meno corrente la produzione di 1kg di Mg UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 25/6/2007 1) Indicate il polo positivo e quello negativo e calcolate la f.e.m. della seguente pila, dopo avere scritto le reazioni che avvengono nelle due semicelle: ++ Co/ Co++ 0,15 M // Fe 0,68 M/ Fe Utilizzate i valori dei potenziali della tabella. + Co++ + 2 e Co - Fe Fe++ + 2 e ++ EFe++/Fe = E°Fe++/Fe + 0,059/2 lg [Fe++] ECo++/Co = E°Co++/Co + 0,059/2 lg [Co ] ECo++/Co = -0,28 + 0,059/2lg 0,15 = -0,30 V EFe++/Fe =-0,45 + 0,059/2 lg 0,68 = -0,46 V 2) Si deve fare una soluzione acquosa di Ca(OH)2 a pH = 10,3. Quanti g di Ca(OH)2 si devono sciogliere in 100 L di acqua per raggiungere il pH voluto?. Ca++ + 2 OH- quindi pH = 10,3 pOH = 3,7 [OH-] = 2 x 10 -4 mol/L Ca(OH)2 per ottenere 2 x 10 -4 mol/L di OH- basterà partire da 1 x 10 -4 mol/L di Ca(OH)2 1 x 10 -4 x 100 = 0,01 mol di Ca(OH)2 par a 0,74 g. 3) Un gas reale si comporta da gas ideale solo a particolari condizioni di temperatura e pressione. Cosa succede quando non si comporta da gas ideale? Ci saranno forze attrattive o repulsive tra le molecole, che lo fanno deviare dal comportamento ideale 4) Lo ione NH2- può essere considerato un acido o una base? Dato che NH2- può derivare dalla reazione NH3 + Base Bronsted si comporta da acido e quindi NH2- sarà una base. NH2- + BaseH+ per la teoria di 5) Il tricloruro di alluminio può reagire con gli ioni cloruro secondo la reazione AlCl4AlCl3 + ClDisegnate le formule di struttura delle specie che compaiono nella reazione e mettete in evidenza le variazioni della geometria. Cl Cl Cl Al Al + Cl Cl Cl Cl Cl sp2 sp3 6) La dissociazione termica del carbammato ammonico da luogo al seguente equilibrio 2 NH3 (g) + CO2 (g). Se si parte da carbammato solido a 40°C e NH2CO2NH4 (s) all’equilibrio la pressione totale è di 0,363 atm, quale è il valore della Kp? NH2CO2NH4 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g). Kp = P2NH3 PCO2 se si è partiti dal carbammato solido, all’equilibrio sono presenti le moli gassose di NH3 e di CO2 in rapporto 2 a 1 PNH3 = 0,242 e e quindi la pressione totale sarà data per 2/3 da NH3 ed 1/3 da CO2 cioè 2 3 PCO2 = 0,121 e Kp = 0,242 x 0,121 = 0,0071 atm 7) I grafici Energia y Coordinata di reazione per tre differenti reazioni hanno il seguente andamento: E E E 2 0 k J /m o l 4 0 k J /m o l 5 0 k J /m o l - 4 0 k J /m o l 2 0 k J /m o l - 2 0 k J /m o l C. di R: C. di R: C. di R: Dire quale di queste è la più veloce. Quale la più esotermica e quale la più endotermica. Quella con la minore energia di attivazione sarà la più veloce, cioè la prima la più esotermica e quella con la maggiore differenza tra lo stato finale e quello iniziale, cioè sempre la prima, e quella endotermica sarà quella in cui lo stato energetico dei prodotti è superiore a quello dei reagenti cioè la seconda. 8) Sapendo che H2 (g) + CO2 (g) CO(g) + H2O (g)alla temperatura di 2000K, ha Kp= 4,4. Calcolare il 'G° della reazione ed il 'G se la PH2 = 0,25 atm, PCO2 = 0,78 atm, PH2O = 0,66 atm, PCO = 1,20 atm, 'G° = -RTln Kp = -8,31x 2000 x ln 4,4 = - 24624 J 'G = 'G° + RT ln Q = -24624 + 8,31 x 2000 x ln 1,20x 0,66 / 0,25 x 0,78 = -24624 + 23294 = -1330 J la reazione va verso i prodotti. 9) A parità di temperatura e pressione e di stato di aggregazione, quale di queste due sostanze avrà un 'S° minore e perché? CH3CH2-OH CH3-O-CH3 Allo stato liquido nell’Etanolo ci saranno dei legami idrogeno e quindi il sistema è più ordinato ed il contenuto di entropia sarà inferiore. 10) HF è un acido di media forzala cui Ka = 7,1 x 10-4. Se il pH di una soluzione di HF è 6,20, calcolare il rapporto [F-]/[HF]. HF + H2O H3O+ + F- [H3O+] [F -] Ka = [HF] pH = 6,20 [H3O+] = 6,31 x 10-7mol/L Ka quindi = + [H3O ] 7,1 x 10-4 / 6,31 x 10-7 = 1,13x 103 [F -] [HF] UNIVERSITA’ DI BERGAMO Facoltà di Ingegneria Soluzioni del compito scritto di Chimica per Ingegneria Informatica e Meccanica del 17 Luglio 2007 1) Considerate la seguente affermazione:”Entro certi limiti, è possibile fare bollire un liquido alla temperatura che si vuole”. Se pensate che sia corretta spiegate come fareste a far bollire un liquido alla temperatura voluta e quali sono i limiti citati nella frase, se pensate che non sia corretta spiegate il perché. La temperatura di ebollizione dipenderà dalla pressione esercitata sul liquido, è quindi possibile fare bollire un liquido a qualunque coppia di pressione e temperatura purché compresa tra il punto triplo e la temperatura critica. 2) In un reattore del volume di 50 L vengono introdotti 3,0 g di H2 e 200,0 g di I2. Alla temperatura 2 HI (g). Sapendo che all’equilibrio si di 448 °C avviene la reazione H2 (g) + I2 (g) formano 187,3 g di HI, determinare il valore della costante di equilibrio. 200 / 254 = 0,79 mol I2 187,3 /128 = 1,46 mol HI 2 HI H2 + I2 1,5 0,79 --x -x 2x 1,5 – x 0,79 – x 2x 2x = 1,46 x = 0,73 all’equilibrio avremo mol H2 = 0,77 mol I2 = 0.06 mol HI = 1,46 1,462 n2HI K= = = 46 nH2 x nI2 0,77 x 0,06 3 / 2 = 1,50 mol H2 3) In un recipiente contenente 1500 mL di una soluzione acquosa di HCl si aggiungono 10 g di NaOH, Il pH della soluzione alla fine dell’aggiunta è risultato 11,5. Quale era la quantità di acido presente nella soluzione iniziale? 10 / 40 = 0,250 mol di NaOH totali pH = 11,5 pOH = 2,5 [OH-]= 3,16 x 10-3 M in 1,5 L 4,7 x 10-3 mol OH-rimaste mol reagite 0,250 – 0,005 = 0,245 mol di HCl nella soluzione 0,245 x 36,5 = 8,9 g 4) Tracciare il grafico EypH per la reazione MnO4- + 8 H3O+ + 5 e = 1 e pH = 14 1,6 1,4 1,2 1 E E = 1,51 + 0,059 / 5 lg [H3O+]8 E = 1,51 – 0,059 x 8 / 5 pH A pH = 1 E = 1,41 V a pH = 7 E = 0,85 V a pH = 14 E =0,19 V Mn++ + 12 H2O tra pH 0,8 0,6 0,4 0,2 0 0 2 4 6 8 pH 10 12 14 5) Calcolare la variazione di entropia per l’espansione isoterma di una mole di un gas perfetto dal volume iniziale di 15 L al volume finale di 40L. Per un'espansione isoterma si ha'S = nRln V2/V1 = 1 x 8,31 x ln 40/15 = 8,15 Joule 6) Uno dei più vecchi metodi per ottenere O2 gas consisteva nello scaldare KClO3, secondo la reazione 2 KClO3 (s) Æ 2 KCl (s) + 3 O2 (g) . Se si riscaldano 120 g di KClO3 (s), che volume di O2 viene raccolto a 0,8 atm e 120°C? MM di KClO3 = 122,5 avremo quindi 0,98 di KClO3. Se da 2 moli di KClO3 si ottengono 3 moli di O2 da 0,98 moli si otterranno 0,98 x 3/2 = 1,47 moli di O2 che occuperanno il volume di 1,47 x 0,082 x 393/0,8 = 59,2 L 7) Disegnare le formule di struttura di CS2, H2S, e H2CO, indicando l’ibridazione dell’atomo centrale. S C S S H H C O H H sp sp3 sp2 8) Bilanciate la seguente reazione di ossidoriduzione: Fe2(SO4)3 + NaCl + H2O FeSO4 + NaClO2 + H2SO4 Æ 2 2 Fe+2 Æ 2 Fe+3 + 2 e Cl+3 + 4e Æ Cl-1 4 Fe+2 + Cl+3 Æ 4 Fe+3 + Cl-1 quindi per quanto riguarda le specie che variano il numero di ossidazione avremo: 4 FeSO4 + NaClO3 Æ 2 Fe2(SO4)3 + NaCl in totale 4 FeSO4 + NaClO3 + 2 H2SO4 Æ 2 Fe2(SO4)3 + NaCl + 2 H2O 9) Che reazione avviene mescolando insieme NaH e HCl? Se sapete che il 'H° della reazione Na(s) + ½ H2 (g) Æ NaH(s) è di –57,3 kJoule/mol, e quello della reazione ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) Æ HCl(g) è di – 92,4 kJoule/mol. Trovate nella tabella quali dati vi servono e calcolare il 'H° della reazione. +1 -1 +1 -1 NaH + HCl la reazione più semplice da immaginare è la formazione di NaCl e la formazione di H2. Avremo quindi NaH(s) + HCl(s) Æ NaCl(s) + H2 (g) per calcolare il 'H° dovremo utilizzare gli H° di formazione 'H° = 57,3 NaH(s) Æ Na(s) + ½ H2 (g) HCl(g) Æ ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) 'H° = 92,4 'H° = - 405,5 Na(s) + ½ Cl2(g) Æ NaCl(s) NaH(s) + HCl(s) Æ NaCl(s) + H2 (g) 'H° = - 255,8kJ/mol 10) In un recipiente chiuso e tenuto a temperatura costante viene fatta avvenire la reazione NH3 (g) + HCl (g). Raggiunto l’equilibrio la pressione nel recipiente è di 0,8 NH4Cl(s) atm, e del NH4Cl(s) è ancora presente.. Quale sarà la pressione se il volume viene dimezzato? Kp = PNH3 PHCl = 0,4 x 0,4 = 0,16 atm2 la costante di equilibrio è costante a temperatura costante e quindi resterà la stessa e quindi anche la pressione nel recipiente. La diminuzione di volume comporterà la formazione di NH4Cl(s) fino a quando la pressione totale ritornerà ad essere 0,8 atm UNIVERSITA’ DI BERGAMO FACOLTA’ DI INGEGNERIA SOLUZIONI DEL COMPITO DI CHIMICA PER INGEGNERIA INFORMATICA E MECCANICA DEL 6/9/2007 1) A parità di costo delle materie prime e di lavorazione è più conveniente ottenere il Manganese da Mn3O4 o da MnS? Supponendo di partire da un kg di entrambi i minerali, per il primo avremo 1000/229 = 4,37 mol di Mn3O4 e 1000 / 87 = 11,49 mol di MnS. Da 1 mol di Mn3O4 si ottengono 3 mol di Mn quindi da 11,49 se ne otterranno 4,37 x 3 = 13,11 mol di Mn pari a 721 g da 1 mol di MnS si otterrà 1 mol di Mn e quindi da 11,48 se ne ottengono 11, 48 cioè 631 g. Mn3O4 è quindi più conveniente. 2) L’aria diventa tossica per un uomo quando il suo contenuto in anidride carbonica è superiore al 5%. Se aveste una cantina dove si è accumulata una notevole quantità di anidride carbonica, quale o quali delle seguenti sostanze utilizzereste per farne diminuire la quantità, giustificando la risposta? NaHCO3, H2SO4, H2O, KOH Na2CO3, L’anidride carbonica CO2 si può sciogliere in acqua dando H2CO3 oppure ancora meglio può reagire con una base forte per dare KHCO3 (o ancora meglio K2CO3). 3) Stabilire il valore della differenza di potenziale e le polarità della seguente pila: Cu / Cu++ 0,1 M // Cu++ 0,02 M / Cu Dall’eq. di Nernst E = E° + 0,059/2 log [Cu++] si vede che dove c’è la maggiore concentrazione si ha il potenziale più elevato e quindi fungerà da polo positivo il semielemento dove la [Cu++] è 0,1, l’altro semielemento sarà il polo negativo. La fem sarà 'E = 0,059/2 log 0,1/ 0,02 = 0,021 V. 4) Il 'H°f di N2H4 (l) e’ di - 315,4 kJ/mol, quello di N2O4 (g) e’ di 9,7 kJ/mol e quello di H2O (l) è di - 285,8 kJ/mol. Bilanciare la reazione e calcolare la quantità di calore per mol di N2O4 (g). N2 (g) + H2O (l) N2H4 (l) + N2O4 (g) La reazione bilanciata è 2 N2H4 (l) + N2O4 (g) 3 N2 (g) + 4 H2O (l) -285,8 x 4 – ( -315,4 x 2 + 9,7) = -522,1 kJ /mol di N2O4 (g). e il 'H° sarà 5) Uno dei problemi che si pongono i progettisti delle auto ad idrogeno è che questo gas a temperatura ambiente non può essere liquefatto. Il butano (C4H10), il gas contenuto negli accendini, invece può essere liquefatto. Spiegare la differenza di comportamento. A temperatura ambiente l’idrogeno si trova al di sopra della temperatura critica, mentre il butano essendo al di sotto della sua temperatura critica può essere liquefatto. 6) Calcolare il pH di una soluzione di H2SO4 0,028M. Se a 50 mL di questa soluzione si aggiungono 50 mL di una soluzione di NaOH 0,010 M, quale sarà il pH della soluzione risultante? 2 H3O+ + SO4= quindi se la soluzione è 0,028 M la concentrazione H2SO4 + 2 H2O degli H3O+ sarà 0,028 x 2 =0,056 M ed il pH sarà 1,25. In 50 mL della soluzione di H2SO4 ci saranno 0,028 x 50 / 1000 = 0,0014 mol di H2SO4 pari a 0,0028 H3O+. In 50 mL della soluzione di NaOH si avranno 0,010 x 50 / 1000 = 0,0005. Mescolando le due soluzioni gli OHreagiranno con gli H3O+e resteranno 0,0028 – 0,0005 = 0,0023 mol di H3O+in eccesso in 100 mL di soluzione finale. La concentrazione sarà 0,0023 x 1000 / 100 = 0,023 M ed il pH = 1,64. 7) Prevedere se le energie di ionizzazione e le affinità elettroniche dei gas nobili avranno valori grandi o piccoli, e date una spiegazione delle previsioni fatte. Dato che i gas nobili hanno raggiunto una configurazione elettronica particolarmente stabile, non avranno particolare voglia né di prendere né di cedere un elettrone, quindi bassa affinità elettronica ed alto potenziale di ionizzazione. 8) In un recipiente chiuso, tenuto a temperatura costante, abbiamo il seguente sistema all’equilibrio: CO2(s) CO2 (g) Dire cosa succede se diminuiamo il volume A) alla pressione interna del recipiente B) alla fase solida A T costante la pressione di vapore è costante, e quindi A) la pressione di vapore non varia e B) l’equilibrio si dovrà spostare verso la fase solida. 9) Calcolare quanto tempo ci vorrà per far depositare 0,5 g di Ni da una sua soluzione di Ni++ usando una corrente di 3A Dalla legge di Faraday si ricava che t = Q x n x g / MM x t = 96500 x 2 x 0,5 / 58,3 x 3 = 552 secondi, pari a 9min e 12 sec. 10) Sapendo che la K della reazione N2 (g) + O2 (g) quantità di NO rimasta se si parte da 35,0 mol di NO. n2NO K= n N2 x n O2 35,0 -2x x = 2,6x 10-2 = 2 NO (g) vale 2,6 x 10-2 , calcolare la ( 35,0 – 2 x)2 ovvero xxx = 0,16 da cui x = 16,2 e NO rimasta sarà 35,0 – 2 x 16,2 = 2,6 mol. Soluzioni del compito del 30 Ottobre 2007 per Ingegneria Informatica e Meccanica 1) Se il calore di combustione dello zucchero è di -2803 kJ/mol,calcolare quanti grammi di zucchero bisogna mangiare se si ha bisogno di 30 kJ (30 kJ è l’energia necessaria ad una persona di 60 kg per salire a piedi un dislivello di 50 m, la formula dello zucchero è C6H12O6) 30 / 2803 = 0,011 mol di zucchero 180 massa molare dello zucchero 0,011 x 180 = 1,98 g 2) Indicare le polarità, la reazione globale e calcolare la f.e.m. per la seguente pila ; Pt / Fe +3 0,1 M, Fe+2 0,2 M // Sn +2 0,05 M / Sn E Fe+3/Fe+2 =0,77 + 0,059log 0,1/0,2 = 0,75 V polo positivo E Sn+2/Sn = -0,14 +0,059/2log 0,05= -0,18 V polo negativo 'E = 0,75 – (-0,18) = 0,93 V 2 Fe+2 + Sn+2 2 Fe+3 + Sn 3) In un cilindro di un auto del volume di 300 mL si iniettano 0,03 g di benzina (C8H18), 0,12 g di O2 e 0,4 g di N2, se la temperatura del cilindro è di 700° C, calcolare la pressione all’interno del cilindro e calcolarla se in fase di compressione il volume si riduce a 100 mL. 0,03/ 114 = 2,6 x 10-4 mol di benzina 0,12/ 32 =3,75x 10-3 mol di ossigeno 0,4 /28 = 1,43x 10-2 mol di azoto moli totali = (2,6 + 37,5 +143) x 10-4 mol=183,1x 10-4 mol = 1,831x 10 -2 mol P = 1,831x 10 –2 x 0,082 x 973 / 0,3 = 4,89 atm dato che la trasformazione è a T costante avremo che P1V1 /V2 = 4,89 x 0,3 / 0,1 = 14,7 atm 4) Descrivete cosa avviene e quale sarà il pH delle soluzioni ottenute sciogliendo in acqua c) SO3 a) NaCl b) CH3COOK NaCl + H2O Na+aq + Cl-aq CH3COO -aq + K+aq CH3COOH + OH- CH3COOK + H2O CH3COO - + H2O SO3 + H2O H2SO4 + 2 H2O H2SO4 2 H3O+ + SO4= 5) Bilanciare la seguente reazione di ossido riduzione Zn(NO3)2 + SO2 + NO2 + H2O ZnS + HNO3 6 S= + 2 H2O NO3- + e + 2 H+ SO2 + 4 H+ + 6 e NO2 + H2O pH = 7 pH >7 pH<7 S= + 6 NO3- + 8 H+ ZnS + 8 HNO3 SO2 + 6 NO2 + 4 H2O SO2 + 6 NO2 + Zn(NO3)2 + 4 H2O 6) Perché l’aumento della temperatura rende le reazioni più veloci? Spiegare l’andamento con un grafico opportuno. 'N E N T1 reagenti a T2 prodotti a T2 T2 reagenti a T1 prodotti a T1 C, di R E 7) Un’acqua di scarico è risultata inquinata da HCl, e la concentrazione è risultata essere 0,002 M. Se il volume di acqua inquinata è di 20 m3, quanti g di HCl sono stati versati nell’acqua? 20 m3 = 20000 L 0,002 M significa 0,002 moli/L quindi in 20000 L avremo 20000 x 0,002 = 40 moli di HCl 40 x 36,5 = 1460 g di HCl 8) Uno dei più vecchi metodi per ottenere O2 gas consisteva nello scaldare KClO3, secondo la reazione 2 KClO3 (s) Æ 2 KCl (s) + 3 O2 (g) . Se si riscaldano 120 g di KClO3 (s), che volume di O2 viene raccolto a 0,8 atm e 120°C? MM di KClO3 = 122,5 avremo quindi 0,98 di KClO3. Se da 2 moli di KClO3 si ottengono 3 moli di O2 da 0,98 moli si otterranno 0,98 x 3/2 = 1,47 moli di O2 che occuperanno il volume di 1,47 x 0,082 x 393/0,8 = 59,2 L 9) Disegnare le formule di struttura di CS2, H2S, e H2CO, indicando l’ibridazione dell’atomo centrale. S S C S H C O H H H sp sp3 sp2 10) Descrivere che tipo di interazioni ci sono (se ci sono) tra le molecole di HF(l), He(g), NaCl(s). HF(l) legame idrogeno, He(g) si può approssimare ad un gas ideale (quindi senza interazioni) oppure deboli forze di Van der Waals, NaCl(s) sistema ionico interazioni colombiane.