Esercizi per le vacanze. Alcuni risultati sono riportati tra parentesi

ISTRUZIONI:
1) In fondo trovi il programma svolto durante l’anno: ti aiuterà per il ripasso
2) Per svolgere gli esercizi seguenti utilizza il quaderno di chimica che hai già o, se è quasi
finito, prendi un quaderno nuovo che poi userai in terza. PUOI ANCHE REALIZZARE UN
QUADERNO DIGITALE
3) Ricopia sul quaderno il testo o scrivi con chiarezza i dati e le richieste dell’esercizio
4) IL LAVORO ESTIVO SERVIRA’ PER IL RIPASSO DI INIZIO D’ANNO QUINDI SVOLGILO CON
ORDINE!!
5) Gli allievi con valutazione finale “6” sono tenuti a svolgere tutti gli esercizi. Gli altri possono
saltare quattro esercizi a scelta di blocchi B, C, D,F e sei esercizi a scelta dal blocco E
Esercizi per le vacanze. Alcuni risultati sono riportati tra parentesi
A
Soluzioni, concentrazione e solubilità
1 Una soluzione è preparata sciogliendo 10 g di zucchero in 200 g di acqua. Indica la
concentrazione della soluzione in % m/m
2
Uno studente ha pesato 100 g di zucchero con cui deve preparare una soluzione acquosa con
concentrazione 40% m/m. Quanta acqua distillata deve pesare?
3
Osserva il grafico relativo alla solubilità in acqua di alcune sostanze.
a) Determina la massa di nitrato di potassio necessaria per saturare 250 g di acqua alla
temperatura di 80 °C.
b) Quanto nitrato di potassio precipita per raffreddamento a 40 °C di una soluzione satura a 80°C
preparata a partire da 300g di acqua?
c) Si mescolano 55g di nitrato di potassio con 75 g di acqua a 60°C. –La soluzione è satura? Spiega.
4
Una soluzione acquosa di cloruro di sodio ha concentrazione 5,2% m/m. Uno studente preleva
0,050 kg di soluzione e fa evaporare il solvente. Quando il solvente è completamente
evaporato, quanti grammi di sale può pesare lo studente?
5
In un becher vi sono 250 g di soluzione acquosa di saccarosio che ha concentrazione 28 % m/m.
Vengono poi aggiunti 100g di acqua. Quanto vale la nuova concentrazione della soluzione?
B
C
Bilanciamento
1) H3PO3 + CuO → Cu3(PO3)2 +3H2O
6) Al(OH)3 + H3PO4 → + AlPO4 + H2O
2) Cs2O + H2O → CsOH
7) AgNO3 + FeCl3 → AgCl + Fe(NO3)3
3) P2O5 + H2O →HPO3
8) Al(OH)3 + HCN → Al(CN)3 + H2O
4) NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl
9) HClO + Ba(OH)2 → Ba(ClO)2 + H2O
5) NaF + Mg(OH)2 → MgF2 + NaOH
10) H2CO3 + Fe(OH)3 → Fe2(CO3)3 +
H2O
masse relative ed assolute
Calcolare le masse formula relative ed assolute delle seguenti sostanze
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
H2O
K2SO4
FeSO4
(NH4)2SO4
CO
KBr
Br2
K4Fe(CN)6
SO2
Na2CO3
(64,06 u – 1,06 10-22 g)
(105,99 u – 1,76 10-22 g)
D
Mole, massa molare e numero di Avogadro
1. Quanto pesano:
a) 0,2 mol di Idrossido di Magnesio Mg(OH)2
b) 3 10-2 mol di Nitrito Stannoso Sn(NO2)2
c) 2,5 mol di Acido Ipocloroso HClO
d) 7,3 10-3 mol di Solfato di Bario BaSO4
e) 0,047 mol di Cloruro di Alluminio. AlCl3
2. A quante moli corrispondono :
a) 50 g di Carbonato di Litio Li2CO3
b) 753 g di idrossido Ferrico Fe(OH)3
c) 37 g di Ossido di Calcio CaO
d) 2 g di Anidride Nitrica N2O5
e) 5 g di Ossigeno gassoso.O2
3. A quante moli corrispondono 3,011 1020 molecole di Azoto N2
(11,6 g)
(6,8 10-1)
4. Quante molecole sono contenute in 3,5 10-1 mol di metano CH4
(2,108 1023)
5. Quanti atomi sono presenti in 2 g d’Oro Au
6. Quanto pesano 1021 atomi di Ferro Fe
(9,3 10-2 g)
7. Quante molecole sono presenti in 120 g di glucosio C6H12O6
8. 3,25 mol di un composto pesano 318,5 g. Qual è la sua massa formula relativa
(98 u)
9. A quante moli corrispondono e quanto pesano 2 1018 atomi di Rame Cu
10. 3,3 1020 molecole di un composto pesano 8,9 10-2 g. Calcolare la sua massa molare
E
Elementi, isotopi e ioni
1) Quanti protoni e quanti neutroni formano il nucleo dell’Argento-107 ?
2) Quanti neutroni sono presenti in 3270 Ge ?
3) Scrivi, nella forma
4)
5)
6)
7)
8)
A
Z
X , l’isotopo del Rame che presenta nel suo nucleo 36 neutroni
Quanti nucleoni sono presenti in 2860 Ni ?
Quanti elettroni presenta il catione Al3+ ?
65
66
29 Cu e 30 Zn hanno lo stesso numero di neutroni ?
Il Calcio-40 ed il Calcio-45 hanno lo stesso numero di massa A ?
Quanti protoni e quanti neutroni vi sono in 1940 K ?
9) 24 Mg e 26 Mg hanno lo stesso numero atomico Z ?
10) Quanti elettroni presenta l’anione S2- ?
11) Quanti elettroni presenta complessivamente l’anione CO32- ?
12) Quanti neutroni sono presenti in 4292 Mo ?
13) Quanti protoni presenta il catione Cu2+ ?
14) 3478 Se e 3678 Kr presentano lo stesso numero atomico Z ?
15) Qual è il numero di massa ed il numero di nucleoni di
32
15
123
51
Sb ?
32
16
16) P e S presentano lo stesso numero di neutroni ?
17) Quanti protoni sono presenti nell’anione Cl- ?
18) Scrivi, nella forma ZA X , il Silicio-29
19) Scrivi, nella forma ZA X , il nuclide con Z = 30 ed N = 38
20) Il Sodio-23 ed il Magnesio-24 presentano lo stesso numero di neutroni ?
F
Conversione composizione percentuale/formula e viceversa
Date le seguenti composizioni percentuali (in massa), determinare le corrispondenti formule
minime
1) 3,09% H 31,60% P
65,31% O
2) 75,27% Sb
24,73% O
3) 75,92% C
6,37% H
17,71% N
4) 44,87% K 18,39% S
36,73%O
Determinare la composizione percentuale dei seguenti composti
5) Fe2O3
6) CaO
7) Mg(NO3)2
8) Na2SO4
9) NH4HCO3
10) C6H12O6
Determinare la formula molecolare delle seguenti sostanze di cui si conosce la massa formula e i
risultati dell’analisi quantitativa, espressi come massa dei singoli elementi costituenti il campione
analizzato
11) massa molecolare= 34,01 u
20,74 g H
329,6g O
12) massa molecolare= 30,07 u
99,86 g C
25,14g H
13) massa molecolare= 176,12 u
8,18 mg C
0,92 mg H
10,90 mg O
Alcune risposte degli esercizi su Conversione composizione percentuale/formula e viceversa
1) H3PO4
2) Sb2O5
5) 70% Fe 30%O
6) 71,5% Ca 28,5% O
11) H2O2 12) C2H6 13) C6H8O6 (ac. Ascorbico - vit.C)
G
Gas e calcoli stechiometrici ( esercizi dal testo: vedere le soluzioni sul sito)
Esercizi 21, 25, 27, 29, 31, 33, 35 pag 230
esercizi dal 50 al 59 p 67 e 68 .
PROGRAMMA SVOLTO
La sicurezza in laboratorio.
La stesura della relazione di laboratorio
La principale strumentazione di laboratorio e il suo utilizzo
Il sistema aperto, chiuso e isolato
La materia e i suoi stati: ipotesi del modello particellare, stato solido, liquido e aeriforme.
Proprietà e trasformazioni della materia: trasformazioni fisiche e passaggi di stato, trasformazioni
chimiche.
Le proprietà intensive ed estensive: massa , temperatura e densità
Miscugli omogenei ed eterogenei: caratteristiche e classificazione
Metodi di separazione dei miscugli: decantazione, filtrazione, centrifugazione, distillazione,
cristallizzazione e cromatografia.
I criteri di purezza e la curva di riscaldamento delle sostanze.
Le soluzioni: solubilità, soluzione satura, corpo di fondo, espressioni della concentrazione di una
soluzione come percentuale in massa.
Il grafico di solubilità delle sostanze
Tappe fondamentali nell'evoluzione storica del pensiero chimico:
dai filosofi antichi all'alchimia, lo studio dei gas e le leggi dei gas: Boyle, Charles e Gay-Lussac .
A.L.Lavoisier e la legge di conservazione della massa e la definizione di elemento
il XIX secolo: il lavoro di Proust, la legge delle proporzioni definite e la definizione di composto, la
teoria atomica di Dalton e la legge delle proporzioni multiple, il contributo di Avogadro ed il
principio di Avogadro, il contributo di Cannizzaro e la definizione di grammomolecola, di molecola e
di atomo
la classificazione degli elementi dai primi tentativi alla Tavola Periodica di Mendeleev.
Particelle subatomiche e modello nucleare dell'atomo.
Definizione di Z e di A. Gli isotopi.
Struttura della Tavola Periodica, metalli, non metalli e semimetalli
Le sostanze pure elementari e composte: simboli e formule chimiche di elementi, composti e ioni
Trasformazioni chimiche, reagenti e prodotti. Le equazioni chimiche e il loro bilanciamento
Unità di massa atomica e massa atomica relativa
Formule, massa molecolare e massa formula.
Il numero di Avogadro. Mole e massa molare. La concentrazione molare.
Composizione percentuale dei composti, formula minima e formula molecolare. Uso della mole
nelle equazioni chimiche.