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Testo Problemi – 2010-2011
Testo Problemi – 2010-2011
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Testo Problemi – 2010-2011
1) Scrivere le formule delle seguenti molecole: (a) biossido di
silicio, (b) carbonato di ferro(III), (c) solfato di calcio, (d)
solfuro di rame(I), (e) ossido di piombo(IV), (f) acetato di
cobalto(II), (g) ossido di bario, (h) solfuro d’alluminio, (i)
permanganato di potassio, (j) idrogeno carbonato di sodio, (k)
acido cloridrico, (l) nitrito di sodio, (m) solfito di cromo(III),
(n) clorato di potassio, (o) bicromato di sodio, (p) ipoclorito di
rame(II), (q) acido nitroso, (r) iodato di nichel(II), (s) nitrato
di cobalto(III), (t) acido fluoridrico, (u) pentacloruro di
fosforo, (v) diossido di carbonio, (w) fosfato di potassio, (x)
fluoruro di calcio, (y) acetato di magnesio.
2) Scrivere i nomi dei seguenti composti: (a) ICl3, (b) N2O5, (c)
SO3, (d) Co(NO2)2, (e) NH4Cl, (f) Ni(CN)2, (g) CuCl2.6H2O, (h)
Ca(HCO3)2, (i) BaO, (j) CoCl2, (k) Fe(NO3)3, (l) Cu(ClO3)2, (m)
CN-, (n) NaNO3, (o) HClO3, (p) MgF2, (q) Fe2(CO3)3, (r)
Zn(ClO4)2, (s) Al(OH)3, (t) CsBr.
3) La miscela isotopica naturale del magnesio è composta da tre
isotopi: 24Mg (78,99 %, PA1 = 23,9850); 25Mg (10,00 %, PA2
= 24,9858); 26Mg (11,01 %, PA3 = 25,9826). Calcolare il peso
atomico del Mg nella miscela isotopica naturale.
4) Il PA dell’oro è 196,967. Calcolare: (a) la massa media di un
atomo d’oro; (b) quanti atomi sono contenuti in 196,67 g di
oro.
5) Utilizzando la Tavola Periodica calcolare i PM delle seguenti
sostanze: (a) Cl2, (b) Fe, (c) K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, (d)
C2H5OH, (e) SO42-.
6) Calcolare: (a) il PM del benzene (C6H6), (b) la massa media di
una molecola di benzene, (c) il numero di molecole di benzene
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Testo Problemi – 2010-2011
a 25°C, sapendo che la densità di questo composto è 0,8765
g/cm3.
7) Il PM di un composto di formula MCl2 è 102,97. Conoscendo il
PM del cloro, calcolare il PM di M.
8) Facendo reagire del bromato di potassio con acido bromidrico
si ottiene bromo. Si chiede la quantità di bromo ottenibile
facendo reagire 20,0 g di bromato di potassio con un eccesso
di acido bromidrico.
9) Calcolare la composizione percentuale del nitrato di cobalto(II)
esaidrato.
10) Si vuole estrarre il Cu dalla malachite, CuCO3.Cu(OH)2.
Calcolare quanto rame è teoricamente estraibile da 1,00 Kg di
minerale.
11) L’analisi percentuale ponderale della fenantrolina ha dato i
seguenti risultati: C, 80,0 %; H 4,45 %; N, 15,55 %.
Ricavare: (a) la formula empirica, (b) la formula molecolare
sapendo che il suo PM è 180,21.
12) L’analisi percentuale di una sostanza ha dato i seguenti
risultati: Fe, 23,7 %; S, 20,4 %; O, 54,2 %; H, 1,7 %.
Calcolare: (a) la formula empirica della sostanza, (b) la più
semplice formula bruta sapendo che lo zolfo è presente solo
come componente dell’anione solfato e che l’idrogeno è
presente solamente nell’acqua di cristallizzazione.
13) Lo ione argento in soluzione acquosa reagisce
quantitativamente con l’anione dicromato e forma un
precipitato di Ag2CrO4. A una soluzione acquosa di nitrato
d’argento è stato aggiunto del dicromato di potassio in eccesso
e si sono ottenuti 1,382 g di cromato d’argento. Calcolare: (a)
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Testo Problemi – 2010-2011
quanti grammi di AgNO3 sono contenuti nella soluzione, (b)
quanto K2Cr2O7 ha reagito.
14) L’acido fosforoso, H3PO3, scaldato si decompone producendo
acido fosforico, H3PO4, e fosfina, PH3. Scaldando 10,0 g di
acido fosforoso si sono ottenuti 0,947 g di fosfina. Calcolare la
resa percentuale in fosfina.
15) La reazione dello iodato di sodio con ioduro di sodio porta alla
formazione di iodio. Calcolare quanto iodio si può formare
trattando 100 g di iodato di sodio con 200 g di ioduro di sodio.
16) L’ossalato di calcio reagisce in soluzione acida con il
permanganato di potassio secondo la seguente reazione
equazione da bilanciare:
a) KMnO4 + CaC2O4 + H2SO4 >
MnSO4 + K2SO4 + CaSO4 + CO2 + H2O
b) 2,87 g di una miscela di ossalato e carbonato di calcio
sono stati fatti reagire con 5,6 mmoli di KMnO4. Calcolare
la composizione ponderale della miscela.
17) Il metanolo è preparato industrialmente per idrogenazione del
monossido di carbonio con un eccesso d’idrogeno. Calcolare
quanto metanolo si ottiene trattando 10 kg di monossido di
carbonio con un eccesso di idrogeno, sapendo che nelle
condizioni operative la conversione è del 70 %.
18) Calcolare quanto pesano 2,50x10-2 moli di: (a) argento, (b)
solfato di ferro(II) esaidrato.
19) Calcolare la massa molare e il numero di moli contenute in
10,00 g delle seguenti sostanza: (a) diossido di carbonio, (b)
solfato di sodio decaidrato.
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Testo Problemi – 2010-2011
20) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche col metodo
algebrico:
a) Na2CO3 + HCl > NaCl + CO2 + H2O
b) C6H12O6 + O2 > CO2 + H2O
c) Ca2+ + PO43- > Ca3(PO4)2
d) Ag + NO3- + H+ > Ag+ + NO + H2O
21) Bilanciare le seguenti equazioni redox:
a) NO3- > NO2
- (ambiente alcalino)
b) O2 > H2O
c) SO32- > SO4
2- (ambiente alcalino)
d) As > H2AsO4-
e) ClO3- + SO3
2- > Cl- + SO42-
f) Cl2 + OH- > ClO3- + Cl- + H2O
g) CrO42- + SO2 + H+ > Cr3+ + SO4
2- + H2O
22) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche:
1) Cu + HNO3 > Cu(NO3)2 + NO + H2O
2) MnO42- + H2O > MnO2 + MnO4
- + OH-
3) S2O32- + MnO4
- + H+ > Mn2+ + SO42- + H2O
23) Definire i numero di ossidazione degli elementi nelle specie
chimiche sotto riportate: CO2, NH3, HNO3, KMnO4, Na2S2O3,
Pb3O4, Cr2O72-, NH4
+.
24) Un ossido di formula empirica M2O5 contiene il 34,81% di
ossigeno. Trovare: (a) il peso atomico di M, noto quello
dell’ossigeno, (b) di che elemento si tratta (servirsi dei pesi
atomici).
25) Trovare: (a) la massa molare del solfuro di carbonio, CS2; (b)
quante moli di questo composto sono contenute in 10,0 g di
sostanza, (c) in quanti dm3, misurati a 20 °C, sono contenute
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Testo Problemi – 2010-2011
2,50 moli, sapendo che a questa temperatura la densità di CS2
è di 1,266 kg dm-3.
26) Calcolare: (a) le masse molari dell’idrossido di sodio e
dell’acido acetico, CH3COOH, (b) quanti grammi di NaOH
occorrono per reagire con 10,0 g di CH3COOH, sapendo che
queste due sostanze reagiscono tra loro in rapporto di moli
1:1.
27) Trovare le masse corrispondenti a 5,00x10-2 moli delle
seguenti sostanze: (a) SO3; (b) C12H8N2; (c) Na2CO3; (d)
K2[PtCl6]; (e) Na2HPO4·7H2O.
28) Il platino reagisce con una miscela di HCl e HNO3, acqua regia,
e forma l’anione esacloroplatinato(IV), [PtCl6]2–, che può
essere precipitato come sale di potassio, K2[PtCl6]. Calcolare:
(a) quanti grammi di platino occorrono per ottenere 10,00 g di
K2[PtCl6], supposto che la resa sia quantitativa, (b) quanti g di
K2[PtCl6] si possono ottenere da 3,75 g di Pt.
29) Per pirolisi (decomposizione termica) del carbonato di calcio si
ottiene diossido di carbonio, come solo prodotto contenente
carbonio, e ossido di calcio solido. Calcolare: (a) la massima
quantità di CO2 ottenibile per pirolisi di 10,0 kg di CaCO3, (b)
la percentuale ponderale di una miscela di CaCO3 e
CaSO4·2H2O, sapendo che per pirolisi di 12,0 g di questa
miscela si sono sviluppati 2,50 g di CO2.
30) Il magnesio, Mg, può essere ottenuto industrialmente usando
come minerale di partenza la dolomite: MgCO3·CaCO3. Trovare
la quantità di magnesio teoricamente ottenibile da 10,0 kg di
dolomite, supposta pura.
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Testo Problemi – 2010-2011
31) La nitroglicerina, C3H5(ONO2)3, si ottiene usando come
materiale di partenza il glicerolo, C3H5(OH)3. Calcolare quanta
nitroglicerina si può ottenere da 10,0 g di glicerolo,
supponendo che la reazione sia quantitativa.
32) Il solfato di rame pentaidrato, CuSO4·5H2O, si può ottenere
partendo da rame metallico e acido solforico, H2SO4. Calcolare
quanto solfato di rame pentaidrato si può teoricamente
ottenere da 1,00 kg di rame usando un eccesso degli altri
reagenti.
33) Lo ione magnesio in soluzione acquosa può essere precipitato
quantitativamente come fosfato di magnesio e ammonio,
Mg(NH4)PO4·6H2O. Trovare quanto cloruro di magnesio, MgCl2,
era contenuto in 50,0 cm3 di una sua soluzione acquosa se la
completa precipitazione di Mg2+ ha prodotto 327,4 mg di
Mg(NH4)PO4·6H2O.
34) Un processo industriale per l’estrazione del rame usa come
materiale di partenza minerali contenenti solfuri di rame.
Calcolare quanto rame può essere teoricamente estratto da
100 kg di un minerale che contiene il 15% in massa di Cu2S.
35) Sono stati determinati i pesi molecolari e le percentuali
ponderali di due sostanze, con i seguenti risultati: (a) C,
52,2%; H, 4,4%; N 20,3% e ossigeno; PM = 138,1; (b) C,
55,8%; H 11,7%; N 32,5%; PM = 129,2. Trovare la formula
empirica e la formula bruta delle due sostanze.
36) E’ stata determinata la percentuale ponderale di tre sostanze,
con i seguenti risultati: (a) C, 15,78; S, 84,22%; (b) C,
40,0%; H, 13,4%; N, 46,6%; (c) K, 26,6%; Cr, 35,3%; O,
38,1%. Trovare le formule empiriche delle tre sostanze.
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Testo Problemi – 2010-2011
37) Per pirolisi del K2S2O7(s) si ottiene K2SO4(s) e SO3(g). Trovare:
(a) quanto K2S2O7 è stato sottoposto a pirolisi se la massa
iniziale ha subito un calo di 1,245 g, (b) le moli di K2SO4
ottenute.
38) 3,00 g di fosforo reagiscono con un eccesso di ossigeno e
danno 6,87 g di un ossido di fosforo. Trovare: (a) la formula
empirica dell’ossido, (b) quante moli di ossigeno, O2,
reagiscono con una mole di fosforo bianco, P4, per dare
l’ossido in questione.
39) Una soluzione acquosa contenente 0,645 g del cloruro di un
metallo alcalino, MCl, è trattata con un eccesso di nitrato
d’argento, AgNO3, che provoca la precipitazione quantitativa
dell’anione cloruro come cloruro d’argento. La quantità di AgCl
ottenuta è di 1,240 g. Calcolare: (a) il peso atomico di M; (b)
la percentuale in peso degli elementi che formano il composto.
Individuare di quale elemento si tratta (servirsi dei pesi
atomici).
40) La combustione di 4,375 g di un composto organico costituito
solo da C, H e N, ha prodotto 10,12 g di CO2, 4,83 g di H2O e
ossidi di azoto. Trovare: (a) la formula empirica del composto,
(b) la percentuale in peso degli elementi che formano il
composto.
41) In seguito ad anidrificazione di 2,180 g di un solfato idrato di
calcio, CaSO4·xH2O, si è verificato un calo di massa di 0,456 g.
Trovare: (a) il numero di molecole di acqua di cristallizzazione
in CaSO4·xH2O; (b) la percentuale in peso degli elementi che
formano il composto, (c) quante moli di calcio sono contenute
in 10,0 g di questo sale.
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Testo Problemi – 2010-2011
42) Per cauto riscaldamento, in assenza di aria, di 2,19 g di un
composto ternario contenente idrogeno, azoto e ossigeno si
sono ottenuti 1,20 g di ossido di diazoto, N2O, e acqua.
Trovare: (a) la percentuale ponderale della sostanza, (b) la
sua formula empirica.
43) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche:
a) ZnS + H2SO4 > ZnSO4 + H2S
b) NaOH + H2SO4 > Na2SO4 + H2O
c) Pb(NO3)2 + H2SO4 > PbSO4 + HNO3
d) H2S + O2 > SO2 + H2O
e) C5H12 + O2 > CO2 + H2O
f) HNO2 > HNO3 + NO + H2O
g) Cu(NO3)2 > CuO + NO2 + O2
h) Cu + H2SO4 > CuSO4 + SO2 + H2O
44) Bilanciare le seguenti equazioni ioniche:
a) I- + Cl2 > Cl- + I2
b) SnO2 + OH- + H2O > [Sn(OH)6]2-
c) Fe3+ + OH- > Fe2O3 + H2O
d) Fe2+ + O2 + H2O > FeOH2+
e) Zn + H+ > Zn2+ + H2
f) Zn + H3O+ > Zn2+ + H2 + H2O
g) Ca2+ + HPO42- > Ca3(PO4)2 + H+
h) Mg2+ + NH4+ + HPO4
2- > Mg(NH4)PO4 + H+
i) Mg2+ + NH4+ + HPO4
2- + H2O -> Mg(NH4)PO4 + H3O+
j) I- + IO3- + H+ > I2 + H2O
k) I- + IO3- + H3O
+ > I2 + H2O
l) Cu + H2O2 + H+ > Cu2+ + H2O
m) Cu + H2O2 + H3O+ > Cu2+ + H2O
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Testo Problemi – 2010-2011
n) Mn2+ + PbO2 + H3O+ > MnO4
- + Pb2+ + H2O
45) Bilanciare le seguenti reazioni redox:
1) Na + H2O > NaOH + H2
2) Cr2O3+ Al > Cr + Al2O3
3) PbO2 + HCl > PbCl2 + Cl2 + H2O
4) 3Ag + HNO3 > AgNO3 + NO + H2O
5) PbO2 + [Cr(OH)4]- + OH- > CrO4
2- + [Pb(OH)3]- + H2O
6) Cl2 + OH- > Cl- + ClO- + H2O
7) Al + OH- + H2O > [Al(OH)4]- + H2
8) MnO4- + H2O > MnO2 + O2 + OH-
9) NO2- + I- + H+ > NO + I3
- + H2O
10) Fe2+ + Cr2O72- + H3O
+ > Fe3+ + Cr3+ + H2O
11) Al > H2AlO3- ambiente basico (OH- e H2O)
12) SO42- > SO3
2- ambiente basico (OH- e H2O)
13) HCrO4- > Cr3+ ambiente acido (H+ e H2O)
14) HAsO2 > H3AsO4 ambiente acido (H3O+ e H2O)
15) H2O2 > H2O (H2O, ma anche H+, o OH-)
16) MnO2 > Mn2+ ambiente acido (H3O+ e H2O)
17) NO3- > NO ambiente acido (H+ e H2O)
18) NO3- > NO ambiente acido (H3O
+ e H2O)
19) MnO2 > MnO4- acqua ma anche H+ o OH-
20) Zn > ZnO22- ambiente basico (OH- e H2O)
21) AgCl > Ag soluzione acquosa di ioni Cl-
22) Hg2Cl2 > Hg soluzione acquosa di ioni Cl-
23) Pb > PbSO4 soluzione acquosa di ioni SO42-
24) Cu2+ + I- > CuI + I2
25) IO- > IO3- + I-
26) HNO2 -> NO3- + NO + H3O
+
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Testo Problemi – 2010-2011
27) MnO4- + Fe2+ + H+ > Mn2+ + Fe3+ + H2O
28) MnO2 + Cl- + H+ > Mn2+ + Cl2 + H2O
29) MnO2 + Cl- + H3O+ > Mn2+ + Cl2 + H2O
30) Cr2O72- + Cl- + H+ > Cr3+ + Cl2 + H2O
31) Al + H2O + OH- --> [Al(OH)4]- + H2
32) Cl2 + I2 + H2O > Cl- + IO3- + H+
33) Mn2+ + ClO3- + H2O -> MnO2 + Cl- + H+
34) HAsO2 + I2 + H2O > H2AsO4- + I- + H+
46) Un isotopo dell’uranio, U, ha numero di massa 235. Scrivere il
simbolo dell’isotopo e stabilire quanti protoni, neutroni ed
elettroni lo costituiscono (aiutarsi con la tavola periodica).
47) Il magnesio, Mg, ha tre isotopi stabili con numero di massa,
rispettivamente, 24, 25 e 26. Scrivere i simboli dei tre isotopi
e indicare il numero di protoni, di neutroni e di elettroni che
costituiscono ciascun isotopo (aiutarsi con la tavola periodica).
48) Scrivere le specie chimiche che si ottengono effettuando le
operazioni indicate e stabilire se sono cationi, anioni, atomi
oppure molecole: (a) aggiunta di un elettrone a Br, Cu2+, Ag+;
(b) aggiunta di 2 elettroni a Au3+, S, Pb2+; (c) sottrazione di
due elettroni a Cu, O2-, Tl+, (d) addizione di uno ione Cl- a
Fe3+, Pb2+, H+.
49) La miscela isotopica naturale del rame è costituita dagli isotopi 63Cu (PA1 = 62,9396; 69,17%) e 65Cu (PA2 = 64,9278;
30,83%). Calcolare: (a) il peso atomico del rame nella miscela
isotopica naturale; (b) la massa media di un atomo di rame,
(c) quanti atomi di rame sono contenuti a 20 °C in 1,00 cm3 di
rame, sapendo che a questa temperatura la sua densità è di
8,92 kg dm-3.
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Testo Problemi – 2010-2011
50) Calcolare il peso molecolare dei seguenti composti: (a) PCl5;
(b) KOH; (c) C6H5NO2; (d) H2C2O4; (e) Na2SO4·10H2O; (f)
K3[Fe(CN)6], (g) KCl·MgCl2·6H2O.
51) Calcolare: (a) il peso molecolare della piridina, C5H5N, (b)
quante molecole di piridina sono contenute a 20 °C in una
goccia di piridina del diametro di 0,400 cm, sapendo che a
questa temperatura la densità di questa sostanza è di 0,9819
kg dm-3.
52) Un composto di formula bruta H2MCl6·6H2O ha peso
molecolare 517,91. Noti i pesi atomici di H, Cl e O, trovare:
(a) il peso atomico di M, (b) di che elemento si tratta (servirsi
dei pesi atomici).
53) L’iridio, che ha numero atomico Z = 77, presenta due isotopi
rispettivamente di peso atomico 190,961 e 192,963. Indicare
il numero dei protoni e di elettroni presenti nel nucleo di ogni
isotopo e calcolare le abbondanze naturali percentuali di
ciascun isotopo sapendo che il peso atomico medio dell’iridio è
192,217.
54) Determinare lo stato di ossidazione degli elementi scritti in
grassetto nei seguenti composti o ioni: (a) PbO2; (b) CO; (c)
SO3; (d) C2H6; (e) Na2S; (f) H2S; (g) Ca3(PO4)2; (h) K2MnO4;
(i) Al(OH)3; (j) Na2SO3; (k) K2[PtCl6]; (l) CaC2O4; (m)
K2S2O7; (n) Na5IO6; (o) Mn3O4; (p) Na2S2; (q) NO3-; (r)
S2O32-; (s) HCrO4
-; (t) S4O62-; (u) AlOH2+.
55) Il fosforo reagisce col bromo e forma il tribromuro di fosforo.
Calcolare quanti grammi di PBr3 si possono ottenere da 10,0 g
di P.
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Testo Problemi – 2010-2011
56) Il nitrato d’argento reagisce in soluzione acquosa con il rame
metallico depositando Ag. Calcolare quanto rame reagisce con
1,00 g di AgNO3.
57) Il fosforo si estrae dai suoi minerali con una serie di reazioni
che sono descritte dal seguente processo da bilanciare:
Ca3(PO4)2 + C + SiO2 > P4 + CaSiO3+ CO
Calcolare quanto fosforo si può ottenere da 10,0 kg di minerali
che contiene il 90,0 % di Ca3(PO4)2.
58) Un elemento, costituito da due isotopi, ha peso atomico medio
69,723. L’isotopo più pesante, la cui abbondanza naturale è
39,892, ha peso atomico 70,926. Calcolare: (a) il peso
atomico dell’isotopo più leggero, (b) sfruttando i dati riportati
nella Tabella Periodica individuare quale elemento potrebbe
essere.
59) 5,0 g di una miscela di nitrito e nitrato di sodio sono trattati
con zinco e sono quantitativamente ridotti, in ambiente basico,
ad ammoniaca:
NO2- + Zn > NH3 + [Zn(OH)3]
- (da bilanciare)
NO3- + Zn > NH3 + [Zn(OH)3]
- (da bilanciare)
L’ammoniaca liberata è titolata con 323 mL di H2SO4 0,100 M.
Calcolare la composizione ponderale della miscela.
60) Il cloro alla luce reagisce quantitativamente con l’idrogeno per
dare cloruro d’idrogeno. Calcolare quanto HCl si ottiene
facendo reagire 5,00 g di H2 con 5,00 g di Cl2.
61) Calcolare quanto bromuro d’argento si ottiene facendo reagire
2,00 grammi di NaBr con 2,00 g di Ag2SO4.
62) Il NH4NO3 si decompone secondo l’equazione:
NH4NO3 > N2O + H2O (da bilanciare)
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Testo Problemi – 2010-2011
Calcolare la conversione percentuale sapendo che da 30,0 g di
nitrato d’ammonio si ottengo 12,0 g di N2O.
63) Calcolare quanto acido benzoico si ottiene facendo reagire
35,0 g di toluene con ossigeno sapendo che la conversione è
del 90 %.
C6H5CH3 + O2 > C6H5COOH + H2O
64) Il processo globale di conversione dell’ammoniaca in HNO3 può
essere rappresentato dall’equazione, da bilanciare,:
NH3 + O2 > HNO3 + H2O
Calcolare quanto HNO3 si ottiene da 10,0 kg di NH3 sapendo
che la resa complessiva del processo è del 95,0 %.
65) Per trattamento di 2,00 g di solfato di Co(II) esaidrato con un
eccesso di KNO2 sono stati ottenuti 3,06 g di K3[Co(NO2)6].
Calcolare la conversione percentuale sapendo che il processo
complessivo può essere rappresentato dalla seguente
equazione da bilanciare:
Co2+ + K+ + NO2- + H+ > K3[Co(NO2)6] + NO + H2O
66) L’acido arsenico ha formula H3AsO4. Calcolare la percentuale
degli elementi costituenti.
67) Determinare: (a) la formula empirica e (b) molecolare di una
sostanza che presenta la seguente analisi elementare: C =
44,77 %, H = 1,25 %, Cl = 44,04 % e ossigeno e che ha peso
molecolare = 321,98 g mole-1.
68) Dall’analisi per combustione di 0,840 g di un composto
organico contenente C, H e O si ottengono si ottengono 0,578
g di CO2 e 0,042 di H2O. Quale è: (a) la formula empirica del
composto e (b) quale quella molecolare sapendo che la massa
molare del composto è 122,123 g mole-1.
15
Testo Problemi – 2010-2011
69) Considerare la reazione:
3 Cu + 8 HNO3 > 3 Cu(NO3)3 + 2 NO + 4 H2O. Se si
ottengono 13,750 g di NO partendo da 50,0 g di rame quale è
la resa percentuale della reazione ?
70) Considerare la reazione:
Fe2O3 + 3 CO > 2 Fe + 3 CO2. Sapendo che si sono ottenuti
4,63 kg di ferro e che la resa del processo è stata del 75,5 %,
determinare la quantità in kg di ossido di ferro da cui si è
partiti
71) Considerare la reazione:
2 Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 > P4 + 10 CO + 6 CaSiO3.
Determinare la massa di fosforo che si ottiene partendo da
0,75 kg di fosforite e da 0,50 kg di silice sapendo che la
reazione avviene con una conversione del 90,0 %.
72) Considerare la reazione: 2 H2 + CO > CH3OH. Calcolare la
quantità di alcool metilico ottenuta facendo reagire 2,0 moli di
idrogeno con 2,0 moli di CO.
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Testo Problemi – 2010-2011
III GGGaaasss
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Testo Problemi – 2010-2011
1) Una certa quantità di gas è posta in un cilindro munito di
pistone mobile. A 25°C e alla pressione di 3,50 atm il gas
occupava un volume di 2,50 atm. Calcolare: (a) il volume
occupato alla stessa temperatura se il gas è sottoposto a una
pressione di 1,000x105 Pa; (b) la pressione del gas se il
volume è espanso a 4,50 L, operando in condizioni isoterme.
2) Una certa quantità d’ossigeno occupa un volume di 850 cm3 a
25,0°C e alla pressione di 2,450 atm. Calcolare: (a) il volume
occupato dopo riscaldamento a 500 K in condizioni isobare;
(b) la temperatura in scala centigrada alla quale deve essere
portato il gas perché alla stessa pressione occupi un volume di
600 cm3; (c) la temperatura in K che deve essere realizzata
perché, costretto nel volume iniziale, il gas eserciti una
pressione 4,38 atm.
3) Una certa quantità di azoto a 30,0°C e alla pressione di 1,5
atm occupa il volume di 1,00 m3. Calcolare: (a) il volume
occupato a 10,0°C e alla pressione di 750 torr; (b) la
pressione del gas a 400 K se il suo volume è espanso a 2500
L; (c) la temperatura che deve avere il gas perché dopo
compressione a 0,500 m3 eserciti una pressione di 5,00x105
Pa.
4) Una quantità ignota di diossido di carbonio a 50,0°C e alla
pressione di 2,243x105 Pa occupa un volume di 3,50 dm3.
Calcolare: (a) la massa di CO2 presente; (b) la massa di CO2
che deve essere aggiunta al volume iniziale perché a 50,0°C la
pressione del gas sia di 5,00 atm.
5) Considerare la reazione:
MnO2(s) + 4 HCl > MnCl2 + 2 H2O + Cl2(g)
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Testo Problemi – 2010-2011
Calcolare: (a) quanto MnO2, supposto puro, deve reagire per
ottenere 5,00 L di cloro misurati a condizioni normali; (b)
quanto cloro si ottiene per reazione completa di 2,53 g di
MnO2 puro all’80%.
6) Una certa quantità di carbonio puro è bruciata in un reattore di
2,50 dm3 contenente ossigeno alla pressione di 1,25 atm e alla
temperatura di 500 °C.
C(s) + O2(g) > CO2(g)
La miscela gassosa ottenuta è fatta gorgogliare in una
soluzione di Ba(OH)2 e il carbonato di bario precipitato è
filtrato ed essiccato, mentre l’ossigeno rimasto è raccolto a
40,0 °C in un cilindro di 5,00 L:
Ba(OH)2 + CO2(g) > BaCO3(s) + H2O
Si sono ottenuti 1,476 g di BaCO3. Calcolare; (a) la massa di
carbonio inizialmente presente; (b) la pressione di O2
contenuto nel cilindro alla fine della reazione.
7) Un gas occupa un volume di 3,75 dm3 alla pressione di
1,455x105 Pa e alla temperatura di 40,0 °C. Calcolare: (a) il
volume occupato quando in condizioni isoterme il gas è
compresso a 2,43x105 Pa; (b) il volume occupato quando è
scaldato a 480 K in condizioni isobare.
8) Una certa quantità di aria contenuta in una bombola esercita
una pressione di 2,43 atm a 25,0 °C. Calcolare: (a) la
pressione dell’aria quando è scaldata a 400 °C in condizioni
isocore (b) a quale temperatura la sua pressione è di 4,00 atm
se si opera a volume costante.
9) Una certa quantità di ossigeno a 30,0 °C e 0,875 atm occupa
un volume di 4,25 dm3. Calcolare: (a) la pressione quando è
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Testo Problemi – 2010-2011
scaldato in condizioni isocore a 120,0 °C; (b) il volume
occupato quando è scaldato in condizioni isobare a 120,0 °C.
10) Un gas a 20,0 °C e alla pressione di 475 Torr occupa un
volume di 8,43 dm3. Calcolare: (a) la temperatura alla quale
nel medesimo volume esercita una pressione di 1,505x105 Pa,
(b) a quale volume deve essere compresso se si vuole che a
20,0 °C eserciti una pressione di 1,505x105 Pa.
11) Una certa quantità d’idrogeno contenuta in un cilindro munito
di pistone mobile occupa un volume di 6,50 dm3 a 110,0 °C e
alla pressione di 6,55x105 Pa. Calcolare il volume occupato a
25,0 °C e alla pressione di 1,000 atm.
12) Una certa quantità di aria occupa un volume di 2,50 dm3 a
28,5 °C e alla pressione di 0,785 atm. Calcolare: (a) il volume
occupato a 400 K e 845 Torr; (b) la pressione esercitata
quando occupa un volume di 1,00 L a 45,0 °C.
13) Una certa quantità di azoto occupa un volume di 4,50 dm3 a
25,0 °C e alla pressione di 1,50 atm. Calcolare quante sono le
moli d’azoto.
14) Una certa quantità di argo, posta in una bombola di 10,0 dm3,
esercita una pressione di 5,50 atm a 28,0 °C. Calcolare: (a) la
massa di argo contenuta nella bombola; (b) la pressione del
gas alla stessa temperatura dopo che dalla bombola sono stati
tolti 34,75 g di gas.
15) Calcolare: (a) quanti grammi di metano, CH4, sono contenuti
in un volume di 57,5 dm3 a 20,0 °C e 2,73 atm; (b) la
pressione residua dopo averne spillati 30,0 g a volume e
temperatura costante, (c) quanti litri sarebbero necessari
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Testo Problemi – 2010-2011
spillarne nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione
per averne 1,25 moli.
16) Per combustione dell’etanolo, C2H5OH, si ottengono diossido di
carbonio e acqua (reazione d bilanciare):
C2H5OH(l) + O2(g) > CO2(g) + H2O(l)
Calcolare quanti m3 di diossido di carbonio, misurati a 20,0 °C
e 1,35 atm, si formano per combustione di 10,0 dm3 di
etanolo (d = 0,7893 kg dm-3).
17) Una quantità ignota di carbonato di sodio è fatta reagire
quantitativamente con acido solforico:
Na2CO3 + H2SO4 > Na2SO4 + H2O + CO2(g)
Il diossido di carbonio sviluppato è essiccato e raccolto in un
cilindro del volume di 4,50 dm3 a 25,0 °C. La pressione
risultante è di 1,743x105 Pa. Calcolare la massa di Na2CO3
trattata.
18) 2,00 g di un materiale contenente ossalato di calcio, CaC2O4, e
altri componenti inerti sono fatti reagire con un eccesso di
permanganato di potassio in ambiente acido (da bilanciare):
KMnO4 + CaC2O4(s) + H2SO4 > K2SO4 + MnSO4 + CaSO4(s)
+ H2O + CO2(g) Il diossido di carbonio che si sviluppa è essiccato e convogliato
in un cilindro munito di pistone mobile. Calcolare: (a) quanti
grammi di ossalato di calcio erano presenti nel materiale
iniziale, sapendo che si sono ottenuti 0,725 dm3 di CO2
misurati a 25,0 °C e a 732 Torr; (b) la percentuale di ossalato
di calcio contenuta in questo materiale.
19) SO2 si può ottenere per combustione dello zolfo o per
arrostimento della pirite FeS2.
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Testo Problemi – 2010-2011
S(s) + O2(g) > SO2(g)
FeS2(s) + O2(g) > Fe2O3(s) + SO2(g) (bilanciare)
Calcolare a) quanti m3 di SO2 si ottengono a 50,0 °C e 1,00
atm per combustione di 2,50 kg di zolfo puro oppure di FeS2
pura all’88,0%; (b) quanti m3 di ossigeno, misurati a 25,0 °C
e alla pressione di 1,50 atm, occorrono nei due casi nell’ipotesi
che non avvengano altre reazioni.
20) 8,50 g di carburo di calcio,CaC2, impuro di materiale inerte,
sono trattati con acqua. L’acetilene (C2H2; etino) che si
sviluppa è essiccato e raccolto in un pallone di 4,50 dm3
termostatato a 20,0 °C (da bilanciare).
CaC2(s) + H2O > Ca(OH)2 + C2H2(g)
La pressione risultante è di 450 Torr. Calcolare la purezza
percentuale del carburo di calcio.
21) 2,76 g di una miscela di carbonato di sodio e di
idrogenocarbonato di sodio sono fatti reagire
quantitativamente con acido solforico:
Na2CO3 + H2SO4 > Na2SO4 + H2O + CO2(g)
NaHCO3 + H2SO4 > Na2SO4 + H2O + CO2(g)
Il diossido di carbonio sviluppato è raccolto in un pallone di
2,00 dm3 a 25,0 °C. La pressione risultante è di 0,347 atm.
Calcolare: (a) le masse di Na2CO3 e di NaHCO3 presenti nella
miscela; (b) la composizione percentuale della stessa.
22) Una miscela gassosa costituita da 0,47 g di N2 e 0,135 g di Ne
è contenuta in un recipiente del volume di 0,350 L alla
temperatura di 20°C. Calcolare la pressione parziale dei due
gas e la pressione totale della miscela dopo che dall’esterno si
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Testo Problemi – 2010-2011
sono introdotti nel recipiente 120 cm3 di CO2 alla pressione di
752 mmHg, senza che si verifichino variazione di temperatura.
23) 3,50 g di un idrocarburo (C, 85,6%; H, 14,4%) occupano un
volume di 2,40 dm3 a 70,0 °C e alla pressione di 740 Torr.
Calcolare: (a) quante moli di idrocarburo sono presenti; (b) la
massa molare di questo; (c) la sua formula bruta.
24) Si assuma un comportamento ideale dei gas per calcolare: (a)
la densità dell’ossigeno a 50,0 °C e alla pressione di 0,750
atm, (b) la massa molare di un gas che nelle stesse condizioni
di temperatura e di pressione ha una densità di 1,812 g dm-3.
25) Calcolare il peso molecolare di un gas la cui densità in
condizioni normali è di 1,977 g dm-3.
26) La densità di un gas ignoto è di 1,375 volte quella
dell’ossigeno nelle stesse condizioni di temperatura e di
pressione. Calcolare la massa molare del gas ignoto.
27) La densità di un idrocarburo gassoso a 25,0 °C e alla
pressione di 0,750 atm è di 0,922 g dm-3. Calcolare: (a) la
massa molare dell’idrocarburo; (b) la sua formula bruta,
sapendo che la composizione percentuale è: C, 79,89%; H,
20,11%.
28) Una bombola di 1,00 dm3, termostatata a 20,0 °C, contiene
1,250 g di N2, 0,365 g di O2 e 0,455 g di CO2. Calcolare: (a) le
frazioni molari dei singoli gas; (b) la pressione totale della
miscela gassosa; (c) le pressioni parziali dei singoli gas.
29) La pressione totale di una miscela gassosa di N2, O2 e Ar è di
2,50 atm. Calcolare le pressioni parziali dei singoli gas,
sapendo che la frazione molare di N2 è 0,644 e quella di O2 è
0,283.
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Testo Problemi – 2010-2011
30) 406 g di ammoniaca, contenuti in un reattore di 10,0 dm3 a
450 °C, temperatura alla quale l’ammoniaca dissocia
parzialmente nei reagenti:
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) Ad equilibrio raggiunto la pressione totale è di 220 atm.
Calcolare: (a) il grado di dissociazione dell’ammoniaca, (b) le
pressioni parziali dei tre gas all’equilibrio.
31) In un cilindro di 5,00 L sono posti 37,7 g di fosgene, COCl2, e
20,5 g di cloro. La miscela gassosa è scaldata a volume
costante fino a 800°C. Il fosgene si dissocia parzialmente:
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) Ad equilibrio raggiunto la pressione della miscela è di 13,1
atm. Calcolare il grado di dissociazione del fosgene
32) Una miscela di CO2, O2 e N2 ha una pressione totale di
1,435x105 Pa. Calcolare le pressioni parziali dei tre
componenti, sapendo che la frazione molare del diossido di
carbonio è 0,176 e quella dell’ossigeno è di 0,443.
33) Si conoscono le pressioni parziali dei componenti di una
miscela gassosa costituita da NH3 (p(NH3) = 0,372 atm), N2
(p(N2) = 0,147 atm) e H2 (p(H2) = 0,834 atm). Calcolare: (a)
la pressione totale della miscela; (b) le frazioni molari dei
singoli gas.
34) Un pallone di 2,50 dm3 contiene 0,125 moli di N2 e 8,40·10-2
mol di O2 a 25,0 °C. Calcolare: (a) la pressione totale della
miscela; (b) le pressioni parziali dei due gas.
35) Un cilindro chiuso contiene 3,76 g di O2, 2,27 g di N2 e 4,28 g
di CO2. Calcolare: (a) le pressioni parziali dei singoli gas,
sapendo che la pressione totale è di 2,26 atm, (b) la pressione
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Testo Problemi – 2010-2011
totale nel cilindro se il suo volume viene variato in modo che la
pressione parziale di O2 sia di 8,76x104 Pa.
36) Un reattore chiuso contiene ossigeno alla pressione di 0,500
atm e una quantità ignota di carbonato di calcio. Il carbonato
di calcio è sottoposto a decomposizione termica.
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Dopo aver ripristinato la temperatura iniziale la pressione
risultante è di 0,850 atm. Calcolare: (a) le pressioni parziali
dei due gas, (b) le loro frazioni molari.
37) La pressione totale di una miscela costituita da O2, CO2 e NH3
è di 2,43 atm. Dopo aver assorbito l’ammoniaca in acido
solforico la pressione si è ridotta a 1,97 atm. Infine il diossido
di carbonio è assorbito con Ba(OH)2. La pressione finale è di
0,728 atm. Le operazioni sono state condotte tutte a volume e
temperatura costanti. Calcolare: (a) le pressioni parziali dei
tre gas nella miscela iniziale; (b) le loro frazioni molari.
38) La densità di un gas è 6,470 g dm-3 a 0°C, 1 atm. Calcolare la
densità del gas a 912 mmHg e a 25°C. Se il gas è portato a
una temperatura -50°C e la sua densità diventa 100 volte
maggiore di quella che aveva a O°C e 1 atm, quale è la nuova
pressione del gas ? Se il gas è costituito dal 21,9 % in massa
di zolfo e dal 78,05 % in massa del fluoro quale è la sua
formula molecolare ?
39) Considerare la reazione:
2 H2(g) + O2(g) > 2 H2O(l)
Calcolare: (a) quale volume di H2(g) misurato a 25°C e a 1,00
atm reagisce completamente con 1,00 L di O2(g) nelle stesse
condizioni di pressione e temperatura; (b) quale volume di
25
Testo Problemi – 2010-2011
H2O(l) a 25°C e 1,00 atm (d = 0,007 g cm-3); (c) quale massa
di H2O(l) si forma se si assume una conversione del 82,2 %.
40) Una certa quantità di diossido di carbonio è posta in un
reattore e scaldata a 2000 K. A equilibrio di dissociazione
raggiunto la miscela gassosa esercita una pressione di 1,00
atm e il diossido di carbonio è dissociato per il 1,81 % secondo
la reazione:
CO2(g) CO(g) + ½ O2(g)
Calcolare le pressioni parziali dei tre gas.
41) Il tetraossido di diazoto, N2O4, si dissocia parzialmente:
N2O4(g) 2 NO2(g) Una certa quantità di N2O4, a una data temperatura e in
assenza di dissociazione esercita una pressione di 1,476 atm,
a equilibrio di dissociazione raggiunto esercita una pressione di
1,843 atm, misurata alla stessa temperatura. Calcolare il
grado di dissociazione di N2O4.
42) Il triossido di zolfo è parzialmente dissociato ad alte
temperature:
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) 94,1 g di SO3 sono posti in un reattore di 2,50 dm3 e portati a
1000 K. Ad equilibrio di dissociazione raggiunto la pressione
della miscela gassosa è di 42,6 atm. Calcolare: (a) il grado di
dissociazione di SO3; (b) le pressioni parziali dei tre gas
contenuti nel reattore a 1000 K.
43) Una certa quantità di triossido di zolfo è posta in un reattore e
portata a 1000 K. La pressione totale a equilibrio di
dissociazione raggiunto è di 9,36 atm.
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)
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Testo Problemi – 2010-2011
Sapendo che il triossido di zolfo è dissociato per il 32,0%,
calcolare: (a) le frazioni molari dei tre gas nella miscela di
equilibrio; (b) le pressioni parziali di questi.
44) 37,7 g di fosgene sono posti in un cilindro chiuso di 10,0 dm3 e
portati a 800 °C, temperatura alla quale in condizioni di
equilibrio rimane indissociato il 53,7% di COCl2.
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) Calcolare la pressione totale della miscela all’equilibrio.
45) Trovare il volume occupato da 26,9 g di cloruro di solforile,
SO2Cl2, a 100 °C, sapendo che a equilibrio di dissociazione
raggiunto il composto è dissociato per il 63% e la pressione
totale è di 3,646 atm.
SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g) 46) L’aria ha un peso molecolare medio di 29,0 g mole-1.
Calcolare: (a) la densità dell’aria a 25°C e 770 mmHg; (b) la
densità dell’aria a 223 K e 210 mmHg; (c) la densità dell’elio a
25°C e 770 mmHg.
47) Considerare la reazione:
SO2(g) + Cl2(g) = SO2Cl2(g)
3,0 moli di SO2 e 5,0 moli di Cl2 sono poste in un reattore del
volume di 30,0 dm3 alla temperatura di 100°C. A equilibrio
raggiunto la pressione finale è di 6,46 atm. Calcolare: (a) le
frazioni molari dei gas presenti all’equilibrio, (b) e le pressioni
parziali.
48) Considerare la reazione:
N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
Calcolare la massa di ammoniaca che si ottiene a equilibrio
raggiunto facendo reagire 5,00 m3 di azoto e 10,0 m3 di
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Testo Problemi – 2010-2011
idrogeno (misurati a condizioni normali) in un reattore di 650
dm3 a 450 °C, sapendo che la pressione finale nel reattore a
450 °C è di 55,2 atm.
49) 1,00 g di benzene, C6H6, sono quantitativamente bruciati in un
reattore chiuso di 2,50 dm3, contenente 0,150 moli di
ossigeno.
2 C6H6 + 15 O2(g) 12 CO2(g) + 6 H2O(g)
La temperatura finale è di 110 °C. Calcolare: (a) la pressione
della miscela a 110 °C dopo la combustione; (b) la pressione
finale della miscela raffreddata a 25,0 °C, sapendo che a
questa temperatura la pressione di vapore saturo dell’acqua è
di 3,2x10-2 atm.
50) Ad alta temperatura il diossido di carbonio si dissocia
parzialmente in CO e O2:
2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g)
Una certa quantità di diossido di carbonio è posta in un
reattore e scaldata a 2000 K. Ad equilibrio di dissociazione
raggiunto la miscela gassosa esercita una pressione di 1,00
atm e il diossido di carbonio è dissociato per l’1,81%.
Calcolare le pressioni parziali dei tre gas.
51) In un recipiente chiuso del volume di 15,0 dm3 è contenuta
aria umida che esercita una pressione di 750 mmHg alla
temperatura di 19°C. Il recipiente è raffreddato a 0°C e l’aria,
in essa contenuta, esercita una pressione di 425 mmHg.
Calcolare la quantità di acqua che condensa dentro al
recipiente in seguito al raffreddamento.
52) Un recipiente del volume di 1,5 dm3 sopporta una pressione
massima di 2,0 atm. Il recipiente è riempito con azoto alla
28
Testo Problemi – 2010-2011
temperatura di 20°C e alla pressione di 0,95 atm. Calcolare:
(a) se il recipiente può essere riscaldato a 150°C senza
esplodere, (b) la temperatura minima alla quale si raggiunge
la pressione di rottura.
53) Si consideri aria secca con una composizione percentuale in
volume del 78,1 % di N2, 20,9 % di O2 e del 1,0 % di altri gas
dei quali si considera come rappresentativo il solo argo, Ar
(effettivamente il gas Ar, che si presenta nell’aria come
percentuale in volume dello 0,93 %, si trova in quantità
predominante rispetto a quello degli altri gas come CO2 0,04
%, Ne 0,002 % ecc. Determinare la composizione dell’aria
secca esprimendola in percentuali in massa. Se tale aria è
contenuta in un recipiente del volume di 3,5 dm3 alla
pressione di 0,95 atm, quale sarà la pressione finale dentro al
recipiente dopo l’allontanamento a temperatura costante
dell’ossigeno?
54) La densità di un gas è 6,470 g dm-3 a c.n. Calcolare: (a) la
densità del gas a 912 mmHg e a 25°C, (b) la pressione del
gas quando questo è raffreddato -50°C e la sua densità
diventa 100 volte maggiore di quella che aveva a c.n, (c) la
formula molecolare del gas se contiene il 21,95 % di S e 78,05
% di fluoro.
55) L’aria esercita sugli uomini un’azione tossica se il suo
contenuto di CO2 supera il 5 % in volume. Un uomo elimina
normalmente in 10 minuti 5 g di CO2 il cui volume è uguale a
quello dell’ossigeno che l’uomo contemporaneamente inspira.
Calcolare quante ore potrebbe trattenersi un uomo in un
ambiente ermeticamente chiuso di 10 m3 a 25°C e a 1,0 atm.
29
Testo Problemi – 2010-2011
SSStttrrruuuttttttuuurrraaa EEEllleeettttttrrrooonnniiicccaaa eee
TTTaaavvvooolllaaa PPPeeerrriiiooodddiiicccaaa
30
Testo Problemi – 2010-2011
1) Individuare i possibili valori di l, ml per n = 1 e 4
2) Scrivere le terne di numeri quantici e il simbolo convenzionale
degli orbitali atomici dell’idrogeno permessi per n = 2 e 3.
Indicare inoltre il numero complessivo di orbitali permessi nei
due casi.
3) Scrivere le terne dei numeri quantici che definiscono un
orbitale 2s, 4p e 3d.
4) Dedurre quali dei seguenti orbitali non possono esistere: 1s,
1p, 2s, 2p, 2d.
5) Individuare l’orbitale con più bassa energia (a livello
energetico più basso) in ciascuna delle seguenti coppie di
orbitali di un atomo polielettronico: 3p, 3d; 5s, 3d.
6) Sistemare in ordine crescente i livelli energetici dei seguenti
orbitali in un atomo polielettronico: 2s, 2p, 3s, 3d, 4s, 4f.
7) Stabilire quali configurazioni elettroniche che seguono non
sono accettabili in base al solo principio di esclusione di Pauli:
(a) 1s22s22p4; (b) 1s22s32p3; (c) 1s22s22p63s23p63s03d12; (d)
1s22s22p63s23p64s23d10.
8) Tenendo presente la regola di Hund stabilire quanti elettroni
spaiati sono contenuti in atomi che hanno le configurazioni
elettroniche che seguono: (a) 1s22s22p3; (b) 1s22s22p5; (c)
1s22s22p63s23p64s13d5; (d) [Xe]6s15d3.
9) Costruire la configurazione elettronica degli atomi che seguono
e indicare quanti elettroni possiedono: (a) O, (b) Fe, (c) Sr.
10) Utilizzando anche la Tavola Periodica degli Elementi, scrivere
in forma abbreviata la configurazione elettronica degli ioni che
seguono: (a) H-, (b) F-, (c) S2-, (d) Pb2+, (e) Ag+.
31
Testo Problemi – 2010-2011
11) Indicare il simbolo di: (a) tutti gli elementi del secondo
periodo i cui atomi hanno orbitali 2p vuoti, (b) tutti i metalli
del terzo periodo che hanno almeno un elettrone spaiato, (c)
tutti i metalli alcalino-terrosi che hanno i sottolivelli 3d pieni,
(d) tutti gli alogeni che hanno elettroni 4p spaiati
12) Spiegare il significato di: (a) il principio di esclusione di Pauli,
(b) la regola di Hund, (c) una riga in uno spettro atomico di
emissione, (d) il numero quantico principale.
13) Indicate l’atomo che nell’ambito delle seguenti coppie possiede
l’energia di prima ionizzazione più elevata (considerare
attentamente le eccezioni all’andamento generale): (a) Ba o
Ca, (b) Be o B, (c) Ar o Xe.
14) Scrivere le configurazioni elettroniche dello stato fondamentale
di: (a) Zn2+, (b) Se2-, (c) I-, (d) Y, (e) P, (f) In, (g) As, (h) Ir.
15) Scegliere la migliore delle tre alternative
(a) Massima energia Se S Te
prima ionizzazione
(b) Minimo raggio Cl- Br- F-
(c) Minima affinità elettronica K Rb Cs
(d) Maggiore energia di prima ionizzazione O S F
(e) minore energia di seconda ionizzazione Ar K Ca
(f) massimo numero di elettroni spaiati Fe Co Ni
(g) massimo raggio ionico Ca2+ Mg2+ Ba2+
(h) massimo raggio S2- Cl- Cl
(i) energia di prima ionizzazione C N O
più elevata
(j) massima affinità elettronica P S Cl
(k) minimo raggio atomico Sn I Bi
32
Testo Problemi – 2010-2011
(l) minima energia di prima ionizzazione K Na Ca
(m) sottostrato impossibile 4g 5d 4p
(n) numero di orbitali con n = 2 2 4 8
(o) numero di orbitali 5f 14 7 9
16) Utilizzando anche la Tavola Periodica degli elementi scrivere in
forma abbreviata la configurazione elettronica dello stato
fondamentale degli atomi che seguono e indicare quanti
elettroni spaiati hanno; (a) 7N, (b) 13Al, (c) 19K, (d) 20Ca, (e)
33As, (f) 77Ir.
17) Stabilire quali atomi che allo stato fondamentale hanno le
configurazioni elettroniche che seguono appartengono alla
serie degli elementi di transizione e, con l’aiuto della Tavola
Periodica, individuare di quali elementi si tratta: (a)
[Ar]3d54s1, (b) [Ne]3s23p2, (c) [Kr]4d105s25p2, (d)
[Xe]4f145d46s2.
33
Testo Problemi – 2010-2011
IIIlll LLLeeegggaaammmeee CCChhhiiimmmiiicccooo
E
EE
GGGeeeooommmeeetttrrriiiaaa dddeeelllllleee MMMooollleeecccooollleee
34
Testo Problemi – 2010-2011
1) Si considerino le seguenti sostanze: (a) Cl2, (b) SCl2, (c) NaF,
(d) NaH, (e) H2O, (f) I2, (g) SO2, (h) Cl2O, (i) NCl3, (j) CsF,
(k) N2, (l) CH4, (m) KCl. Tenendo conto dell’elettronegatività
prevedere se i legami sono covalenti puri, covalenti polari o
ionici.
2) Si consideri l’acido formico, HCOOH. Si chiede quanti legami
e sono presenti nella molecola.
3) Descrivere il legame presente nei seguenti composti: (a) SO32-
, (b) COCl2, (c) KF, (d) I3-.
4) Quale relazione sussiste tra elettronegatività di due atomi e il
tipo di legame ?
5) Quale specie nell’ambito delle seguenti coppie dovrebbe avere
la pressione di vapore minore: (a) Cl2O, Na2O; (b) InCl3,
SbCl3; (c) LiH(s), HCl(g); (d) MgCl2(s), PCl3(l).
6) Elencare i seguenti legami in ordine crescente di carattere
ionico: (a) C-Cl, (b) Na-Cl, (c) Al-Cl, (d) Br-Cl
7) Dedurre quali ibridizzazioni possono essere assegnate al
carbonio nelle seguenti molecole: (a) HCN, (b) CS2; (c) COCl2,
(d) CCl4.
8) Proporre l’ibridizzazione da assegnare ai due atomi di carbonio
del CH3CN e dedurre quanti legami sono presenti nella
molecola.
9) Individuare le variazioni di ibridizzazione del carbonio che
accompagnano le seguenti reazioni: (a) CO + H2 > H2CO;
(b) 2 CO + O2 > CO2; (c) CH4 + 2 O2 > CO2 + 2 H2O
10) Individuare le ibridizzazioni dello zolfo più idonee a descrivere i
legami nelle molecole che seguono: (a) SF4; (b) SF6.
35
Testo Problemi – 2010-2011
11) Individuare quali degli ioni o molecole che seguono hanno una
configurazione elettronica che non può essere descritta
utilizzando il solo metodo degli orbitali molecolari localizzati:
(a) SOCl2; (b) Cl2C=CCl2; (c) SO32-; (d) SO4
2-.
12) Individuare l’ibridizzazione da assegnare all’azoto nell’anione
nitrato.
13) Scrivere le formule di Lewis degli atomi dei seguenti elementi
(usando anche una lineetta per indicare ogni coppia di
elettroni solitaria): (a) Na; (b) Ba; (c) Br; (d) O. Inoltre,
tenendo presente la loro collocazione nella tavola periodica
degli elementi e la regola del gas nobile, proporre quali specie
cationiche o anioniche stabili possono formare.
14) Scrivere le formule di Lewis delle molecole che seguono
(usando una lineetta per un legame covalente bielettronico o
una coppia di elettroni solitaria): (a) H2; (b) ICl; (c) HCl.
15) Descrivere con formule di Lewis i seguenti composti: (a) MgF2;
(b) OF2.
16) Scrivere le formule di Lewis delle due molecole che seguono e
stabilire se sono acidi o basi di Lewis: (a) BH3; (b) H2O.
17) Individuare quali dei seguenti elementi possono espandere
l’ottetto e stabilire quanti legami covalenti bielettronici
possono formare senza che si instaurino cariche formali: (a)
As; (b) Be; (c) Cl, (d) C.
18) Scrivere le formule di Lewis delle seguenti molecole il cui
atomo centrale è indicato in grassetto: (a) XeO3; (b) ClO3F;
(c) HIO3.
19) Scrivere le formule di Lewis dei seguenti elementi: (a) Ne, (b)
Rb, (c) I, (d) Mg, (e) C, (f) F, (g) S.
36
Testo Problemi – 2010-2011
20) Scrivere le formule di Lewis delle seguenti molecole: (a) Cl2,
(b) HCl, (c) ClF, (d) ClO2, (e) N2O4.
21) Scrivere le formule di Lewis dei seguenti composti: (a) KCl,
(b) SCl2, (c) Na2S.
22) Scrivere le formule di Lewis delle seguenti molecole: (a) SiH4,
(b) NF3, (c) CH2F2, (d) C2H5F, (e) SO3, (f) SOF4, (g) H3AsO4.
23) Individuare quale dei seguenti elementi possono espandere
l’ottetto: (a) B, (b) P, (c) F, (d) I, (e) N, (f) S.
24) Scrivere le formule di Lewis dei seguenti anioni: (a) NH2-, (b)
BH4-, (c) IO4
-, (d) NCO-.
25) Per i composti o ioni sotto riportati rappresentare le strutture
di Lewis e descrivere la geometria molecolare indicando il tipo
di coordinazione dell’atomo centrale e gli orbitali da esso
impiegati: (a) BH3, (b) PH2-, (c) H2O, (d) SF2, (e) ClF2
-, (f)
XeF2, (g) BF4-, (h) SiF4, (i) BrF4
-, (l) CO32-, (m) SO3
2-, (n)
BrO3-, (o) SeO2, (p) SeO3, (q) SOCl2, (r) NOCl, (s) XeOF4, (t)
XeO2F4, (u) HClO, (v) HClO2, (z) HClO3, (x) HClO4.
37
Testo Problemi – 2010-2011
TTTeeerrrmmmooodddiiinnnaaammmiiicccaaa CCChhhiiimmmiiicccaaa
38
Testo Problemi – 2010-2011
1) Un gas è espanso da 2,50 L a 8,00 L contro una pressione
esterna costante di 2,00 atm. Durante il processo il gas
assorbe dall’ambiente 250 J di calore. Calcolare: (a) la
variazione di entalpia del gas; (b) il lavoro compiuto dal gas
sull’ambiente; (c) la variazione di energia interna del gas.
2) La combustione di 0,3780 g di CO in un eccesso di ossigeno
(eq. 1) produce 3,819 kJ di calore quando reagenti e prodotti
di reazione sono nei loro stati standard. Si chiede: (a) la
quantità di calore sviluppata bruciando 1,800 g di CO nelle
medesime condizioni operative; (b) l’entalpia standard della
reazione di combustione (1); (c) l’entalpia standard della
reazione (2); (d) l’entalpia molare standard della reazione di
combustione di CO a CO2 (eq. 3); (e) quali reazioni sono
endotermiche.
2 CO(g) + O2(g) > 2 CO2(g) (1)
2 CO2(g) > 2 CO(g) + O2(g) (2)
CO(g) + O2(g) > CO2(g) (3)
3) Lo stagno reagisce con un eccesso di cloro per produrre SnCl4
(eq. 1). Si sa che per reazione di 0,785 g di stagno secondo
questa reazione si sviluppano 3,382 kJ di calore quando
reagenti e prodotto di reazione sono nei loro stati standard a
25,0 °C.
Sn(s) + 2 Cl2(g) > SnCl4(l) (1)
Calcolare: (a) l’entalpia standard della reazione (1); (b)
l’entalpia molare standard di formazione di SnCl4(l).
4) Quando sono bruciati 2,850 g di etanolo, a 25,0 °C e 1 atm, si
sviluppano 20,22 kcal quando i prodotti ottenuti sono nelle
stesse condizioni di temperatura e di pressione.
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Testo Problemi – 2010-2011
C2H5OH(l) + 3 O2(g) > 2 CO2(g) + 3 H2O(l) (1)
D’altra parte, operando nelle stesse condizioni, la combustione
di 1,180 g di carbonio puro nella forma allotropica di grafite
(eq. 2) libera 9,240 kcal, mentre per combustione nelle stesse
condizioni di temperatura e pressione di 2,500 L di idrogeno
misurati a 18,0 °C e 2,000 atm (eq. 3), si ottengono 14,30
kcal.
Cgrafite + O2(g) > CO2(g) (2)
2 H2(g) + O2(g) > 2 H2O(l) (3)
Calcolare: (a) l’entalpia molare standard di combustione di
etanolo, carbonio e idrogeno; (b) il calore prodotto dalla
combustione di 1,00 L di etanolo (d = 0,7893 kg dm-3) a 25,0
°C e 1 atm, (c) l’entalpia molare standard di formazione
dell’etanolo.
5) La fermentazione degli zuccheri in assenza di ossigeno porta
alla formazione di etanolo e diossido di carbonio (eq. 1)
C6H12O6(s) > 2 C2H5OH(l) + 2 CO2(g) (1)
Le entalpie standard di formazione dei composti che
compaiono nel’eq. (1) sono: ( 6 12 6 = -1273,3 kJ mole-1),
( 2 5 = -277,6 kJ mole-1), ( 2f COH = -393,5 kJ mole-1).
Si chiede: (a) di calcolare l’entalpia standard della reazione
(1); (b) di stabilire se la fermentazione del glucosio è un
processo esotermico o endotermico; (c) di calcolare il calore
prodotto o assorbito nella fermentazione di 1,0 hL di soluzione
zuccherina di glucosio al 5 % in peso (d = 1,03 kg dm-3).
f C H OH
f C H OHH
6) La combustione di 1,754 g di carbonio puro nella forma
allotropica della grafite libera 57,47 kJ quando reagenti e
40
Testo Problemi – 2010-2011
prodotti sono nei loro stati standard. D’altra parte, se nelle
stesse condizioni sono bruciati 1,438 g di carbonio puro nella
forma allotropica di diamante si liberano 47,34 kJ. Calcolare
l’entalpia molare standard della transizione allotropica
descritta dall’equazione:
Cdiamante > Cgrafite (1)
7) Calcolare l’entalpia standard della reazione (1), conoscendo le
entalpie molari standard di formazione dei reagenti e dei
prodotti ( 3f NHH = -45,9 kJ mole-1), ( 2f H OH = -285,8 kJ
mole-1).
4 NH3(g) + 3 O2(g) > 2 N2(g) + 6 H2O(l)
8) Calcolare: (a) la variazione di entropia molare standard che
accompagna la formazione dell’etano (eq. 1), (b) quella di
combustione dello stesso composto (eq. 2), conoscendo le
entropie molari standard delle sostanze che compaiono nelle
due reazioni in J mol-1 K-1: S° = 5,7 (Cgrafite); 130,7 (H2(g));
205,2 (O2(g)); 229,2 (C2H6(g)); 213,8 (CO2(g)); 70,0 (H2O(l)).
2 Cgrafite + 3 H2(g) > C2H6(g) (1)
C2H6(g) + 7/2 O2(g) > 2 CO2(g) + 3 H2O(l) (2)
9) Il metanolo, CH3OH, è prodotto per reazione di monossido di
carbonio con idrogeno in adatte condizioni:
CO(g) + 2 H2(g) > CH3OH(g)
rH = -90,5 kJ, rS = -219,2 J K-1
Note l’entalpia e l’entropia standard della reazione, calcolare:
(a) l’energia libera standard della reazione a 25°C; (b) la
temperatura alla quale il sistema si trova in condizioni di
equilibrio reagenti e prodotto di reazioni sono nei loro stati
41
Testo Problemi – 2010-2011
standard, nell’ipotesi che l’entalpia e l’entropia siano
indipendenti dalla temperatura; (c) il campo di temperature
nel quale il metanolo decompone spontaneamente in CO(g) e
H2(g), nell’ipotesi che nel sistema i tre composti siano nei loro
stati standard.
10) Quando il clorato di potassio è sottoposto a riscaldamento può
dare luogo, tra le altre cose, a un processo di dismutazione:
4 KClO3(s) > 3 KClO4(s) + KCl(s)
Si conoscono le energie libere molari standard di formazione di
KClO3(s) (-296,3 kJ mol-1), di KCl(s) (-408,5 kJ mol-1) e di
KClO4(s) (-303,1 kJ mol-1). Calcolare: (a) l’energia libera
standard della reazione, (b) se a 25,0 °C la reazione è
spontanea quando tutte le sostanze sono nei loro stati
standard.
11) Si utilizzino le energie libere standard delle reazioni (1) e (2)
per calcolare l’energia libera molare standard di formazione del
monossido di azoto, NO (eq, 3)
4 NH3(g) + 5 O2(g) > 4 NO(g) + 6 H2O(l) 1rG = -1006,6 kJ
4 NH3(g) + 3 O2(g) > 2 N2(g) + 6 H2O(l) 1rG = -1357,0 kJ
½ N2(g) + ½ O2(g) > NO(g) (3)
12) La costante di equilibrio a 25,0°C, della reazione sotto
riportata è 3,37x10-4
SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g)
Calcolare: (a) l’energia libera standard della reazione a
25,0°C; (b) la pressione del cloro all’equilibrio a 25°C, quando
le altre sostanze sono nei loro stato standard.
42
Testo Problemi – 2010-2011
13) L’ultimo stadio della sintesi del carbonato di sodio consiste
nella conversione dell’idrogenocarbonato di sodio nel
carbonato, con evoluzione di CO2(g) e H2O(g).
2 NaHCO3(s) > Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
Sono note le energie libere molari standard di formazione di
NaHCO3(s) (-851,0 kJ mole-1), di Na2CO3(s) (-1044,4 kJ mole-1),
di CO2(g) (-394,4 kJ mol-1) e di H2O(g) (-228,6 kJ mole-1).
Calcolare: (a) l’energia libera standard di questa reazione a
25,0 °C; (b) il campo di temperature nel quale la reazione è
spontanea quando tutte le sostanze sono nei loro stati
standard, sapendo che l’entalpia standard della reazione è
135,6 kJ e assumendo che non dipenda dalla temperatura.
14) Si utilizzino le energie libere e le entalpie molari standard di
formazione note (Tabelle) per dedurre: (a) l’energia libera
standard e l’entropia standard della reazione (1) a 25,0 °C,
sapendo che l’entalpia standard di reazione è di 197,8 kJ; (b)
se SO3(g) è un composto stabile a 25,0 °C quando tutte le
sostanze presenti nel sistema sono nei loro stati standard; (c)
la costante di equilibrio a 150 °C, assumendo che l’entalpia
standard di reazione sia indipendente dalla temperatura.
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) (1)
15) Si conoscono l’entalpia e l’entropia molare standard della
reazione (1)
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) (1)
rH = 108,6 kJ, rS = 137,3 J K-1
Calcolare: (a) l’energia libera molare standard della reazione;
(b) la costante di equilibrio a 25,0°C; (c) la costante di
equilibrio a 300°C, assumendo che l’entalpia e l’entropia
43
Testo Problemi – 2010-2011
molare standard di reazione siano indipendenti dalla
temperatura.
16) L’ammoniaca è preparata per sintesi diretta degli elementi (eq.
1).
½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)
fH = -45,9 kJ mole-1; rS = -99,0 J mole-1 K-1
Utilizzare l’entalpia e l’entropia molare standard di formazione
dell’ammoniaca per calcolare: (a) l’energia libera molare
standard di formazione dell’ammoniaca a 25,0°C; (b) l’energia
libera molare standard di formazione a 400°C; (c) l’energia
libera molare della reazione a 400 °C quando le pressioni dei
singoli gas sono di 10,0 atm, (d) il campo di temperature nel
quale la reazione è spontanea quando tutte le sostanze
presenti nel sistema sono nei loro stati standard. Si assuma
che l’entalpia e l’entropia molari standard siano indipendenti
dalla temperatura.
17) Che cosa si intende per stato standard di una sostanza.
18) L’ossidazione dell’azoto avviene tramite la reazione:
N2(g) + O2(g) 2NO(g) H° = +180,6 kJ
Calcolare: (a) quanto calore assorbe la formazione di 0,70
moli di NO; (b) quanto calore assorbe l’ossidazione di 17,4 L di
azoto, misurati a 1,00 atm e 273 K; (c) quale massa di azoto
è ossidata se durante un processo sono assorbiti 790 kJ.
19) Calcolare quanto calore si può ottenere dalla miscela formata
da 50,0 g di ossido di ferro(III) e 25,0 g di alluminio secondo
la reazione:
Fe2O3(s) + 2Al(s) Al2O3(s) + 2 Fe(s)
H° = -851,5 kJ
44
Testo Problemi – 2010-2011
20) Distinguere l’entalpia di combustione dall’entalpia di
formazione di un composto. Spiegare perché l’entalpia di
combustione non è l’opposto di quella di formazione.
21) L’entalpia standard di combustione della grafite e del diamante
sono rispettivamente -393,51 kJ mole-1 e 395,41 kJ mole-1.
Calcolare la variazione entalpica per il processo
grafite diamante.
22) Classificare le seguenti proprietà come intensive o estensive:
(a) capacità termica; (b) entalpia di reazione; (c) entalpia
standard di formazione.
23) Considerare la reazione:
3MnO2(s) + 4Al(s) 2Al2O3(s) + 3 Mn(s). Sfruttando le
tabelle termodinamiche e sapendo che H°f MnO2(s) = -521 kJ
mole-1, calcolare: (a) l’entalpia standard della reazione, (b)
l’entalpia quando si formano 10,0 g di Mn.
24) Sfruttando le tabelle termodinamiche determinare l’entalpia
standard della reazione:
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
25) Un gas contenuto in un cilindro di 3,00 dm3, munito di pistone
mobile, è espanso a 10,00 dm3 contro una pressione esterna
costante di 2,500x105 Pa. Durante il processo il sistema
assorbe 450 J di energia termica. Calcolare: (a) il lavoro
compiuto dal gas; (b) il H e il E della trasformazione fisica
avvenuta.
26) Calcolare le entropie molari standard di combustione del
metano, CH4(g), e dell’etanolo, C2H5OH(l), conoscendo le
entropie molari standard dei due reagenti e dei prodotti: (in J
45
Testo Problemi – 2010-2011
mol-1 K-1) CH4 = 186,3; C2H5OH = 160,7; O2 = 205,2; CO2 =
213,8; H2O = 70,0.
27) Si usino le energie libere molari standard di formazione di
MgO(s) (-569,3 kJ mole-1), MgCO3(s) (-1012,1 kJ mole-1) e
CO2(g) (-394,4 kJ mole-1) per calcolare: (a) l’energia libera
standard della reazione a 25,0 °C; (b) il campo di pressioni di
CO2 entro il quale la reazione non decorre a 25,0 °C.
MgO(s) + CO2(g) MgCO3(s)
28) Il fosforo reagisce in un eccesso di ossigeno per dare P4O10. La
combustione di 0,495 g di fosforo sviluppa 11780 J. Calcolare
l’entalpia molare standard di formazione di P4O10(s).
P4(s) + 5 O2(g) P4O10(s)
29) H2S reagisce con SO2 e produce S.
2 H2S(g) + SO2(g) 3 S(s) + 2 H2O(l)
Utilizzando le energie libere molari standard a 25,0°C di
letteratura, dedurre: (a) l’energia libera standard della
reazione; (b) la costante di equilibrio a 25,0 °C; (c) se a 25,0
°C la reazione è spontanea quando tutte le sostanze sono nei
loro stati standard.
30) Calcolare l’entropia molare standard di formazione di C2H2(g),
C2H4(g) e C2H6(g), conoscendo le entropie molari standard di
carbonio, idrogeno e dei tre idrocarburi (in J mol-1 K-1: 5,7;
130,7; 200,9; 219,3; 229,2).
31) Le reazioni sotto riportate rappresentano la sintesi industriale
dell’ammoniaca e il primo stadio della dell’ottenimento di HNO3
che consiste nell’ossidazione di NH3 a monossido di azoto, NO.
N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g)
4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g)
46
Testo Problemi – 2010-2011
Facendo uso delle entropie molari standard di reagenti e
prodotti (Tabelle): (a) determinare le entropie standard delle
reazioni, (b) dare una giustificazione qualitativa del segno
positivo o negativo dell’entropia standard.
32) Si faccia uso delle energie libere molari standard di formazione
a 25,0 °C riportate in letteratura per dedurre: (a) l’energia
libera standard delle reazioni sotto riportate, (b) se queste
sono spontanee quando tutte le sostanze sono nei loro stati
standard.
2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 SO2(g) + 2 H2O(l)
4 HF(g) + O2(g) 2 F2(g) + 2 H2O(l)
33) La costante di equilibrio della reazione,sotto riportata, a 25,0
°C è 3,05x10-7.
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Calcolare: (a) l’energia libera standard della reazione a 25,0
°C; (b) l’energia libera molare standard di formazione di PCl5(g)
a 25,0 °C, sapendo che quella di PCl3(g) è di -267,8 kJ mole-1.
34) Un metodo per produrre idrogeno consiste nella reazione di
vapore acqueo con carbone in opportune condizioni. Le
reazioni che avvengono sono descritte dalle eq. (1) e (2).
C(grafte) + H2O(g) CO(g) + H2(g) (1)
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) (2)
Utilizzando le energie libere e le entalpie molari standard di
formazione a 25,0 °C, calcolare: (a) le costanti di equilibrio
delle due reazioni a 25,0 °C; (b) il campo di temperature
entro il quale le reazioni sono spostate a destra quando tutte
le sostanze sono nei loro stati standard, assumendo che e
siano indipendenti dalla temperatura.
47
Testo Problemi – 2010-2011
35) Il mercurio è ottenuto per arrostimento del suo solfuro
HgS(s) + O2(g) Hg(l) + SO2(g)
Calcolare l’entalpia molare standard della reazione,
conoscendo le entalpie molari standard di formazione di HgS(s)
(-58,2 kJ mol-1) e di SO2(g) (-296,8 kJ mol-1).
36) Il cloruro di rame(I) disproporziona a cloruro di rame(II) e
rame metallico.
2 CuCl(s) Cu(s) + CuCl2(s)
Calcolare l’entalpia standard della reazione, conoscendo le
entalpie molari standard di formazione di CuCl(s) (-137,2 kJ
mole-1) e di CuCl2(s) (-220,1 kJ mol-1).
37) La combustione di 1,734 g di zolfo rombico a 25,0 °C e 1 atm
sviluppa 16,05 kJ di energia termica, mentre la combustione di
1,487 g di zolfo monoclino nelle stesse condizioni sviluppa
13,78 kJ. Dedurre: (a) l’energia molare della transizione di
zolfo monoclino in zolfo rombico; (b) se la reazione descrive
un processo esotermico o endotermico.
38) Si vuole determinare l’entalpia standard della ipotetica
conversione dell’acetilene, C2H2(g) a benzene, C6H6(l).
3 C2H2(g) C6H6(l)
La combustione di 1,474 g di acetilene ha sviluppato 73,67 kJ
di calore, mentre la combustione di 0,874 g di benzene ne ha
sviluppati 36,56 kJ misurati a 25°C e a 1 atm. Calcolare
l’entalpia standard della reazione.
39) Si conoscono l’entalpie molari standard di formazione di SO2(g)
(-296,8 kJ mol-1) e di SO3(g) (-395,7 kJ mol-1). Si chiede: (a) di
calcolare l’entalpia standard della reazione sotto riportata; (b)
se la reazione è esotermica o endotermica; (c) quanto calore è
48
Testo Problemi – 2010-2011
messo in gioco (assorbito o ceduto dal sistema) quando sono
fatti reagire 10,0 kg di SO2(g) a 25,0 °C e 1 atm.
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
40) All’aria l’argento reagisce con il solfuro di idrogeno per dare
solfuro di argento, Ag2S(s).
4 Ag(s) + 2 H2S(g) + O2(g) 2 Ag2S(s) + 2 H2O(l)
Calcolare l’entalpia standard di questa reazione, facendo uso
dell’entalpie molari standard di formazione di H2S(g) (-20,6 kJ
mol-1), di Ag2S(s) (-32,6 kJ mol-1) e di H2O(l) (-285,8 kJ mol-1).
41) L’entalpia standard della reazione:
SnCl2(s) + Cl2(g) SnCl4(l)
è -186 kJ. Sapendo che l’entalpia molare standard di
formazione di SnCl4(l) è di -511 kJ mole-1, calcolare l’entalpia
molare standard di formazione di SnCl2(s).
42) Se si bruciano a 25,0 °C e 1 atm 0,100 dm3 di C2H6(g), misurati
a 20,0 °C e 1,50 atm, si ottengono 9,733 kJ di energia
termica. Se si opera nelle stesse condizioni, per combustione
di 0,284 g di carbonio nella forma allotropica della grafite si
ottengono 9,304 kJ di calore, mentre per combustione di
1,000 dm3 di idrogeno, misurati a 18,0 °C e 0,800 atm, se ne
ottengono 9,571 kJ. Calcolare l’entalpia molare standard di
formazione dell’etano.
43) Calcolare l’entalpia molare standard di formazione
dell’acetone, CH3COCH3, conoscendo l’entalpie molari standard
dell’acetone, del carbonio e dell’idrogeno.
CH3COCH3(l) + 4 O2(g) > 3 CO2(g) + 3 H2O(l) 0combH = -1790 kJ mole-1
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Testo Problemi – 2010-2011
Cgrafite + O2(g) > CO2(g) 0combH = -393,5 kJ mole-1
H2(g) + ½ O2(g) > H2O(l) 0combH = -285,8 kJ mole-1
44) Sulla base delle entalpie standard delle reazioni (1) e (2)
dedurre l’entalpia molare standard di formazione del
pentacloruro di fosforo, PCl5(s) (eq. 3).
P4(s) + 6 Cl2(g) > 4 PCl3(l) (1) 01H = -1279 kJ
PCl3(l) + Cl2(g) > PCl5(s) (2) 02H = -123,8 kJ
¼ P4(s) + 5/2 Cl2(g) > PCl5(s) (3)
45) Il perossido di idrogeno disproporziona a H2O e O2.
2 H2O2(l) 2 H2O(l) + O2(g)
Calcolare l’entalpia molare standard di formazione del
perossido di idrogeno, sapendo che l’entalpia molare standard
di formazione di H2O(l) è di -285,8 kJ mol-1 e che la reazione di
dismutazione libera 196,0 kJ.
46) L’energia libera molare standard di combustione del benzene a
25 °C è di -3202 kJ mole-1, mentre l’entalpia molare standard
di combustione è di -3268 kJ mol-1.
C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(l)
Calcolare l’entropia molare standard della reazione.
47) Si conoscono i valori delle entalpie e delle entropie standard
delle reazioni (1) e (2).
4 NH3(g) + 5 O2(g) > 4 NO(g) + 6 H2O(l) (1)
1rH = –1166 kJ; 1rS = –534 J K-1
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) (2)
2rH = –890,5 kJ; 2rS = –243,1 J K-1
Calcolare le loro energie libere standard di reazione a 25 °C.
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Testo Problemi – 2010-2011
48) La sintesi industriale dell’ammoniaca avviene per reazione
diretta degli elementi in opportune condizioni (eq. 1). Si
conoscono l’entalpia e l’entropia molare standard di
formazione dell’ammoniaca.
½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g) (1)
fH = –45,9 kJ mol-1; fS = –99,0 Jmol-1 K-1
Assumendo che i valori di fH e di fS non dipendano dalla
temperatura calcolare l’energia libera molare standard di
formazione dell’ammoniaca a 25 °C e a 450 °C, quando
reagenti e prodotto di reazione sono nei loro stati standard.
49) Uno stadio importante della sintesi industriale dell’acido
solforico è l’ossidazione in adatte condizioni del diossido di
zolfo a triossido di zolfo (eq. 1).
2 SO2(g) +O2(g) > 2 SO3(g) (1)
rH = –197,8 kJ; rS = –188,0 J K-1
Assumendo che l’entalpia e l’entropia della reazione siano
indipendenti dalla temperatura, e che reagenti e prodotto di
reazione siano nei loro stati standard, determinare: (a)
l’energia libera standard di questa reazione a 25 °C; (b) il
campo di temperature entro il quale la reazione non è
spontanea.
50) Il monossido di azoto è instabile e tende a decomporre negli
elementi (eq. 1), o a dismutare a ossido di diazoto e diossido
di azoto, (eq. 2).
2 NO(g) > N2(g) + O2(g) (1)
1H = –182,6 kJ; 1rS = –24,8 J K-1
3 NO(g) > N2O(g) + NO2(g) (2)
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Testo Problemi – 2010-2011
2rH = –159,1 kJ; 2rS = –172,3 J K-1
Tenendo conto delle entalpie e delle entropie standard delle
due reazioni e assumendo che i loro valori siano indipendenti
dalla temperatura, determinare: (a) l’energia libera standard
delle due reazioni a 25 °C; (b) i campi di temperatura entro i
quali la reazione di dismutazione (eq. 2) è un processo
spontaneo oppure non avviene.
51) Si consideri la reazione di idrogenazione dell’etilene (etene),
C2H4(g) (eq 1).
C2H4(g) + H2(g) > C2H6(g) (1)
rH = –136,4 kJ mol-1; rS = –120,8 J mol-1 K-1
Sulla base dei valori dell’entalpia e dell’entropia molare
standard della reazione, si chiede: (a) se ciascuno di questi
valori favorisce la spontaneità della reazione, (b) il campo di
temperature entro il quale la reazione di idrogenazione è un
processo spontaneo, assumendo che entalpia e entropia di
reazione siano indipendenti dalla temperatura, e nell’ipotesi
che reagenti e prodotti di reazione siano nei loro stati
standard.
52) Si conoscono l’energie libere molari standard di formazione a
25,0 °C di IBr (3,7 kJ mol-1) e di ICl (–5,5 kJ mol-1). Dedurre:
(a) l’energia libera standard delle reazioni (1) e (2) a 25,0 °C;
(b) se IBr e ICl sono stabili a 25,0 °C quando tutte le sostanze
sono nei loro stati standard, (c) le costanti di equilibrio a 25,0
°C delle due reazioni.
2 IBr(g) > I2(s) + Br2(l) (1)
2 ICl(g) > I2(s) + Cl2(g) (2)
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Testo Problemi – 2010-2011
53) Usando le energie libere molari standard di formazione di
Cu2O(s) (-146,0 kJ mol-1) e di CuO(s) (-129,7 kJ mole-1),
calcolare: (a) l’energia libera standard della reazione a 25,0
°C; (b) la costante di equilibrio a 25,0 °C.
2 Cu2O(s) + O2(g) 4 CuO(s)
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Testo Problemi – 2010-2011
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Testo Problemi – 2010-2011
1) Calcolare: (a) quanti grammi di una soluzione di acido
fosforico, H3PO4, all’85,0% in massa (d = 1,685 g cm-3)
contengono 25,0 g di acido fosforico puro; (b) quanti cm3
devono essere diluiti con acqua per preparare 1,00 kg di
soluzione al 10,0%.
2) Calcolare: (a) la concentrazione in g dm-3 di una soluzione
acquosa di acido nitrico al 6,30% (d = 1,032 g cm-3); (b) il
volume di soluzione che contiene 10,0 g di HNO3 puro.
3) Calcolare: (a) la frazione molare di acqua contenuta in una
soluzione acquosa di etanolo, C2H5OH, sapendo che la frazione
molare di questo è 0,347; (b) la massa di questa soluzione
che contiene 0,100 moli di etanolo; (c) la percentuale
ponderale di etanolo.
4) Una soluzione di acido perclorico, HClO4, al 70,0% ha una
densità di 1,67 kg dm-3. Calcolare: (a) la molalità della
soluzione; (b) la massa di soluzione che contiene 0,100 moli di
acido perclorico.
5) Calcolare quanti grammi di nitrato di sodio occorrono per
preparare 0,250 L di una sua soluzione 0,100 M.
6) E’ stato acquistato dell’acido nitrico concentrato commerciale
al 65,0% (d = 1,383 kg dm-3). Calcolare: (a) la molarità e la
molalità della soluzione di HNO3; (b) il volume di soluzione che
contiene 0,150 mol di HNO3; (c) il volume di acido nitrico
concentrato che occorre aggiungere a 1,000 dm3 di HNO3
0,400 M per ottenere una soluzione di acido nitrico 1,00 M.
7) Calcolare: (a) la molalità di una soluzione preparata
sciogliendo 0,245 moli di idrossido di sodio in 3,50 kg di
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Testo Problemi – 2010-2011
acqua; (b) la molalità di una soluzione ottenuta aggiungendo
alla precedente 1500 g di acqua.
8) Calcolare: (a) la temperatura di ebollizione di una soluzione
acquosa di urea, CO(NH2)2, al 2,00%, sapendo che la costante
ebullioscopica dell’acqua è 0,513 K kg mol-1, (b) la quantità di
acqua che occorre aggiungere a 1,00 kg di questa soluzione
perché la sua temperatura di ebollizione sia di 100,080 °C.
9) Una soluzione preparata sciogliendo 4,50 g di canfora,
C10H16O, in 100 cm3 di etanolo, C2H5OH (d = 0,7893 g cm-3)
bolle a 78,75 °C, mentre l’etanolo puro bolle a 78,29 °C.
Calcolare: (a) la costante ebullioscopica dell’etanolo; (b) il
peso molecolare di una sostanza non volatile che determina un
innalzamento ebullioscopico di 0,224 °C quando ne sono sciolti
9,85 g in 200 cm3 di etanolo; (c) la frazione molare di soluto
di quest’ultima soluzione.
10) Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione
preparata sciogliendo 10,0 g di etanolo, C2H5OH, in 100 g di
acqua (Kcr(H2O) = 1,86 K kg mol-1).
11) Una soluzione acquosa al 2,45% di una sostanza incognita
presenta un abbassamento crioscopico di 0,432 °C. Calcolare
la massa molare della sostanza (Kcr(H2O) = 1,86 K kg mol-1).
12) La canfora, C10H16O, allo stato fuso (tf = 178,8 °C) è impiegata
in crioscopia nella determinazione delle masse molari. In
seguito alla dissoluzione di 1,870 g di naftalene, C10H8, in 50,0
g di canfora allo stato fuso si ottiene una soluzione che inizia a
congelare a una temperatura di 11,0 °C inferiore a quella della
canfora pura. Calcolare: (a) la costante crioscopica della
canfora; (b) il peso molecolare di una sostanza molecolare che
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Testo Problemi – 2010-2011
provoca un abbassamento crioscopico di 13,6 °C quando ne
vengono sciolti 64,2 mg in 1,00 g di canfora.
13) 50,0 cm3 di una soluzione preparata sciogliendo 1,00 g di una
proteina nell’adeguata quantità di acqua presenta una
pressione osmotica d 5,3 Torr a 20 °C. Calcolare: (a) la
molarità della soluzione; (b) il peso molecolare della proteina.
14) E’ stata preparata una soluzione metanolica all’1,95% di urea,
CO(NH2)2 (d = 0,803 g cm-3). Calcolare: (a) la sua pressione
osmotica a 25 °C; (b) la pressione osmotica a 50 °C; (c) la
massa molare di una sostanza la cui soluzione di
concentrazione 47,0 g dm-3 è isotonica con quella dell’urea.
15) Calcolare: (a) la temperatura di congelamento di una
soluzione acquosa preparata sciogliendo 20,0 g di cloruro di
calcio in 100 g di acqua; (b) la pressione osmotica a 20,0 °C
di una soluzione acquosa di acido solforico, H2SO4, all’1,00%
(d = 1,005 g cm-3), (c) la temperatura di ebollizione di una
soluzione acquosa di Al2(SO4)3·18H2O di concentrazione 2,38 g
dm-3 (d = 1,000 g cm-3). Si assuma che i tre elettroliti in
soluzione siano totalmente dissociati (Kcr(H2O) = 1,86 K kg
mol-1; Keb(H2O) = 0,513 K kg mol-1).
16) Ricavare i coefficienti di van’t Hoff relativi alle seguenti
soluzioni acquose: (a) soluzione 5,00x10-2 m che congela a –
0,279 °C; (b) soluzione al 2,50% di un composto di peso
molecolare 378 che bolle a 100,170 °C; (c) soluzione
3,50x10-2 M che a 15,0 °C ha una pressione osmotica di 1,65
atm (Kcr(H2O) = 1,86 K kg mol-1; Keb(H2O) = 0,513 K kg
mol-1).
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Testo Problemi – 2010-2011
17) In soluzione acquosa l’acido tricloroacetico, Cl3CCOOH, si
dissocia parzialmente:
Cl3CCOOH + H2O H3O+ + Cl3CCOO-
Calcolare il grado di dissociazione a 25,0 °C dell’acido
tricloroacetico in una soluzione acquosa di 6,10 g di acido in
250 mL, sapendo che a questa temperatura la pressione
osmotica della soluzione è di 6,08 atm.
18) Calcolare: (a) quanti grami di carbonato sodico sono contenuti
in 25,0 g di una soluzione al 5,85 % in peso; (b) quanti
grammi di questa soluzione contengono 1,25 g di Na2CO3; (c)
in quanti grammi di soluzione sono contenuti 5,0x10-3 moli di
Na2CO3.
19) Calcolare: (a) quante moli di HCl sono contenute in 100 mL di
una soluzione di HCl al 36,0% in massa (d = 1,179 g cm-3);
(b) il volume di soluzione che ne contiene 14,7 g.
20) Calcolare quanti grami di NaOH occorre sciogliere in 100 g di
acqua per ottenere una soluzione al 15,0 % di NaOH.
21) Calcolare la molalità, le frazioni molari e la percentuale
ponderale delle seguenti soluzioni: (a) 0,20 moli di HCl sciolte
in 250 g di acqua; (b) 0,650 moli di etanolo, C2H5OH, sciolte
in 3,5 kg di acqua.
22) Quale è la densità di una soluzione acquosa di nitrato di
potassio che ha un punto di ebollizione di 103°C e una
pressione osmotica di 122 atm a 25°C. Keb(H2O) = 0,513 K kg
mole-1
23) Calcolare la molalità di una soluzione acquosa di metanolo,
CH3OH, la cui frazione molare è 0,329.
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Testo Problemi – 2010-2011
24) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo in
acqua 5,00 g di glucosio (C6H12O6) in modo da ottenere 2,5 L
di soluzione.
25) Calcolare quanti grammi di cromato di potassio occorrono per
preparare 500 mL di una soluzione 0,100 M.
26) Calcolare il volume di HCl 1,250 M necessario per preparare
500 mL di una soluzione 0,100 M.
27) Calcolare: (a) la molarità di una soluzione di HCl al 37 % in
peso (d = 1,18 g cm-3); (b) quanti millilitri di questa soluzione
contengono 0,200 moli di HCl.
28) Sono disponibili due soluzioni di H2SO4 rispettivamente 0,500
M e 0,100 M. Calcolare: (a) quanti mL della soluzione più
diluita occorrono aggiungere a 50,0 mL di quella più
concentrata per ottenere una soluzione 0,200 M; (b) il
rapporto tra i volumi delle due soluzioni che devono essere
mescolati tra loro per ottenere una soluzione 0,300 M di
H2SO4.
29) Calcolare: (a) la molarità e la molalità di una soluzione
acquosa di H2SO4 al 30,0 % (d = 1,219 kg dm-3); (b) il
volume di soluzione che contiene 1,00 moli di acido.
30) Calcolare il volume di HCl 0,125 M necessario per salificare
l’idrossido di sodio contenuto in 50 mL di una soluzione 5x10-2
M.
31) Considerare la reazione:
2 Ba2+ + Cr2O72- + H2O = 2BaCrO4(s) + 2 H+
Trovare la molarità di una soluzione acquosa di BaCl2 sapendo
che in seguito al trattamento di 50 mL di questa con un
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Testo Problemi – 2010-2011
eccesso di dicromato di potassio si sono ottenuti 0,485 g di
BaCrO4.
32) Calcolare: (a) il volume di H2SO4 al 98 % (d = 1,84 g cm-3)
necessario per preparare 250 mL di una soluzione 0,250 M;
(b) il volume della soluzione così preparata necessario per far
reagire completamente 2,0 g di Ba(OH)2.8H2O.
33) La temperatura di ebollizione di una soluzione preparata
sciogliendo 0,387 g di un composto molecolare non volatile in
50,0 mL di benzene (d = 0,8765 g cm-3) è di 80,27°C.
Sapendo che il benzene puro bolle a 80,09°C, calcolare: (a) la
molalità della soluzione; (b) la massa molare del composto
disciolto (Keb = 2,64 K kg mole-1)
34) Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione
acquosa di urea, CO(NH2)2, al 3,0 % in peso. (Keb = 0,513 K
kg mole-1)
35) Quando 6,45 g di una sostanza molecolare non volatile sono
sciolti in 250 g di etanolo, si verifica un aumento della
temperatura di ebollizione di 0,176°C. Calcolare: (a) la
molalità della soluzione; (b) la massa molare della sostanza
disciolta; (c) la sua frazione molare. (Keb = 1,23 K kg mole-1)
36) Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione
etanolica di glucosio, C6H12O6, al 6,25 % in peso sapendo che
l’etanolo puro bolle a 78,29°C e che una soluzione etanolica
0,200 m di una sostanza molecolare non volatile bolle a
78,54°C.
37) Calcolare l’abbassamento crioscopico di una soluzione
benzenica 0,153 m di un composto molecolare ignoto. (Kcr =
5,07 K kg mole-1)
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Testo Problemi – 2010-2011
38) E’ stato trovato che sciogliendo 0,612 g di un composto
molecolare in 15,0 g di canfora allo stato fuso provoca un
abbassamento crioscopico di 3,4°C. Calcolare il PM del
composto. (Kcr = 37,8 K kg mole-1)
39) Calcolare a quale temperatura inizia a congelare una soluzione
acquosa di glicerolo, C3H5(OH)3, al 12,5 % in peso. (Kcr = 1,86
K kg mole-1)
40) Calcolare quanto glicole etilenico, C2H4(OH)2, occorre sciogliere
in 2,5 kg di acqua perché la soluzione risultante inizi a
congelare a -15,0°C. (Kcr = 1,86 K kg mole-1)
41) Calcolare il PM delle sostanze indissociate le cui soluzioni sono
caratterizzate dai seguenti dati: (a) soluzione contenente
0,535 g di uno zucchero in 250 mL (p = 0,340 atm a 18,0°C);
(b) una soluzione acquosa di proteina di concentrazione 8,70 g
dm-3 (p = 7,9 Torr a 20,0°C); (c) una soluzione al 1,48 % in
peso (d = 1,0 g cm-3) di una sostanza organica (p =
5,987x105 Pa a 10,0°C)
42) Calcolare la pressione osmotica, espressa in Torr, delle
seguenti soluzioni: (a) 1,432x10-2 M a 50,0°C; (b) saccarosio,
C12H22O11, con concentrazione 2,5 g dm-3 a 20,0°C; (c)
soluzione etanolica al 1,85% in peso (d = 0,793 g cm-3) di
piridina, C5H5N, a -20,0°C; (d) contenente 1,0 g di C6H12O6 e
1,0 g di C12H22O11 in 100 mL a 25,0°C.
43) La soluzione di un composto indissociato ha una pressione
osmotica di 2,43 atm a 20,0°C. Calcolare la pressione
osmotica a 60,0°C della soluzione ottenuta diluendo 25,0 mL
della soluzione precedente a 100 mL.
61
Testo Problemi – 2010-2011
44) 0,167 g di un composto indissociato di formula empirica CH2O
sono stati sciolti in acqua in modo da ottenere 25,0 mL di
soluzione. La pressione osmotica di tale soluzione a 20,0°C è
di 676 Torr. Calcolare la formula molecolare del composto.
45) Calcolare i coefficienti di van’t Hoff dei seguenti elettroliti forti:
(a) Mg(ClO4)2; (b) MgSO4; (c) (NH4)2SO4; (d) TiCl3; (e)
Al2(SO4)3. Ordinare i sali secondo l’ordine crescente delle
temperature di congelamento di loro soluzioni equimolali.
46) Calcolare: (a) la temperatura di ebollizione e (b) la pressione
osmotica (in atm) a 20,0°C delle soluzioni acquose che
seguono considerando i soluti elettroliti forti. (i) NaCl
1,37x10-2 M (d = 1,00 g cm-3); (ii) (NH4)2SO4 con
concentrazione 4,25 g dm-3 (d = 1,002 g cm-3); (iii) H2SO4 al
4,00 % in peso (d = 1,025 g cm-3); (iv) Ce2(SO4)3 in 500 cm3
2,48 g di sale. (Keb = 0,515 K kg mole-1).
47) Calcolare: (a) la temperatura di congelamento, (b) la
pressione osmotica (in Pa) a 100°C delle soluzioni acquose che
seguono nell’ipotesi che i sali contenuti siano elettroliti forti. (i)
TiCl3 2,35x10-2 M (d = 1,0 g cm-3); (ii) Mg(ClO4)2 0,010 m (d
= 1,00 g cm-3); (iii) NaClO4 20,5 g dm-3 (d = 1,01 g cm-3). (Kcr
= 1,86 K kg mole-1)
48) Una soluzione acquosa di solfato di sodio a 20°C ha una
pressione osmotica di 59,2 Torr. Calcolare la molarità della
soluzione nell’ipotesi che il sale sia un elettrolita forte.
49) Calcolare: (a) quanti grammi di cloruro di calcio occorre
sciogliere in 2,5 kg di acqua perché la temperatura di
congelamento della soluzione risultante sia -10,0°C; (b) la
temperatura di ebollizione della soluzione. Considerare il
62
Testo Problemi – 2010-2011
cloruro di calcio un elettrolita forte. (Kcr = 1,86 K kg mole-1;
Keb = 0,513 K kg mole-1).
50) Calcolare i coefficienti di van’t Hoff relativi alle seguenti
soluzioni: (a) 2,85x10-3 M che a 20°C ha una pressione
osmotica di 0,274 atm; (b) 4,27x10-2 m che congela a
-0,159°C; (c) 3,44 % in peso di un sale con PM 208,2 che
bolle 100,263°C. (Kcr = 1,86 K kg mole-1; Keb = 0,513 K kg
mole-1)
63
Testo Problemi – 2010-2011
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Testo Problemi – 2010-2011
1) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio Kp delle
seguenti reazioni:
3NO(g) N2O(g) + NO2(g) (1)
4 HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2 Cl2(g) (2)
SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g) (3)
2) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio Kc delle
seguenti reazioni:
HNO2(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + NO2-(aq) (1)
4 ClO3- 3ClO4
- + Cl- (2)
Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+ (3)
3) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio delle seguenti
reazioni eterogenee:
SnO(s) + CO(g) Sn(s) + CO2(g) (1)
Zn(s) + 2H3O+
(aq) Zn2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l) (2)
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4
2-(aq) (3)
4CuO(s) 2Cu2O(s) + O2(g) (4)
4) La costante Kp della reazione (1) a 494°C è 0,363 atm.
Calcolare la costante di equilibrio delle reazioni (2)-(4) alla
stessa temperatura
2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) (1)
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) (2)
NO2(g) NO(g) + ½ O2(g) (3)
NO(g) + ½ O2(g) NO2(g) (4)
5) Scrivere l’espressione delle costanti di equilibrio delle seguenti
reazioni, usando le pressioni parziali per le sostanze in fase
gassosa:
4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g) (1)
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Testo Problemi – 2010-2011
2 Fe3+ + 3 I- 2 Fe2+ + I3– (2)
MnO2(s) + 4 H3O+ + 2 Cl- Mn2+ + 6 H2O + Cl2(g) (3)
6) Si conoscono i valori delle costanti di equilibrio
termodinamiche delle reazioni (1)–(3) a 25 °C, Scrivere le
costanti di equilibrio stechiometriche ed i corrispondenti valori.
2 H2O(g) 2 H2(g) + O2(g) K1 = 8,1x10-81 (1)
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) K2 = 3,02x10-4 (2)
2 Cu+(aq) Cu(s) + Cu2+
(aq) K3 = 1,2x106 (3)
7) La costante di equilibrio, KP, della reazione (1) a 1290 °C è
1,30x10-10 atm. Calcolare le costanti di equilibrio, KP, alla
stessa temperatura delle reazioni (2) e (3).
2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g) (1)
CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) (2)
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) (3)
8) Calcolare la KC della reazione (1) e la KP della reazione (2).
2 H2O(g) + 2 Cl2(g) 4 HCl(g) + O2(g) (1)
KP(1) = 9,26x10-3 atm a 400 °C
SO2(g) + O2(g) SO3(g) (2)
KC(2) = 16,9 a 1000 K
9) Si consideri la reazione in condizioni di equilibrio e, si utilizzi il
solo principio di Le Châtelier per prevedere in che direzione si
sposta l’equilibrio quando il sistema è sottoposto ai seguenti
stimoli esterni: (a) un aumento della temperatura; (b) un
aumento della pressione totale; (c) un aumento del volume
nel quale si trova la miscela di reazione, sapendo che la
reazione sviluppa 57,2 kJ.
2 NO2(g) N2O4(g) (1)
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Testo Problemi – 2010-2011
10) Una miscela di SO2 e O2 di composizione imprecisata è posta
in un reattore chiuso e mantenuta a 1000 K fino al
raggiungimento delle condizioni di equilibrio. Le pressioni
parziali all’equilibrio sono: P(SO2) = 1,37 atm, P(O2) = 0,84
atm; P(SO3) = 2,35 atm. Calcolare la Kp della reazione a 1000
K.
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) (1)
11) 2,97 g di fosgene, COCl2, sono introdotti in un reattore di 1,00
dm3 e riscaldati a 550 °C, temperatura alla quale si instaura
l’equilibrio (1). Ad equilibrio raggiunto si trova una
concentrazione di Cl2 di 2,28x10-2 mol dm-3. Calcolare la KC e
la KP di questa reazione a 550 °C.
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) (1)
12) Il metanolo è preparato per idrogenazione del CO (eq. 1). Una
miscela costituita da 2,00 mol di CO e 2,00 mol di H2 è posta
in un reattore di 10,0 dm3, riscaldata a 500 K. All’equilibrio nel
sistema sono presenti 0,38 mol di CH3OH. Calcolare: (a) la KP
della reazione a 500 K; (b) la pressione totale del sistema
all’equilibrio, (c) quante moli di CH3OH si ottengono
all’equilibrio se il sistema viene compresso fino a una
pressione totale di 50,0 atm.
CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) (1)
13) In un reattore di 1,00 dm3 è introdotta una miscela di NO2, NO
e O2 di composizione imprecisata ed è scaldata a 494 °C, fino
al raggiungimento delle condizioni di equilibrio (eq. 1), alle
quali si hanno le seguenti pressioni parziali: P(NO2) = 0,327
atm; P(O2) = 0,244 atm. Calcolare: (a) la pressione totale
della miscela all’equilibrio; (b) quale pressione deve essere
67
Testo Problemi – 2010-2011
esercitata sul sistema (variando il volume del reattore) perché
il numero di moli di NO2 all’equilibrio si riduca del 50%.
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) (1)
KP = 0,364 atm a 494 °C
14) Considerare l’equilibrio C(s) + CO2(g) 2 CO(g).
Quando questo sistema è all’equilibrio a 700°C in un
contenitore di 2,0 L sono presenti 0,100 moli di CO, 0,200
moli di CO2 e 0,400 moli di C. Quando il sistema è raffreddato
a 600°C, si formano altre 0,040 moli di C(s). Calcolare la KP:
(a) a 700°C; (b) a 600°C.
15) La costante di equilibrio della reazione (1) a 300 °C è 13,5
(mol dm-3)-1. Calcolare: (a) quante moli di PCl5 sono presenti
all’equilibrio partendo da una miscela iniziale costituita da
0,100 moli di PCl3 e 0,300 moli di Cl2, contenuta in un reattore
di 2,00 dm3 e scaldata a 300 °C; (b) le masse di PCl5, PCl3 e
Cl2 all’equilibrio quando il volume è espanso a 5,00 dm3; (c) la
massa di PCl3 che occorre aggiungere in quest’ultimo caso per
aumentare del 20% la quantità di PCl5 presente all’equilibrio.
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) (1) KC = 13,5 (mol dm-3)-1
16) Una certa quantità di ioduro di idrogeno è posta in un reattore
e avviene la reazione di dissociazione (1).
2 HI(g) H2(g) + I2(g) (1)
Ad equilibrio raggiunto il 23,2% di HI si è dissociato. Calcolare
la costante di equilibrio della reazione (1) alla temperatura di
esercizio.
17) Un campione di NO2 puro, contenuto in un reattore chiuso a
140 °C ha una pressione di 1,136 atm. Viene riscaldato a 767
K e la pressione totale all’equilibrio è di 2,60 atm (eq. 1).
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Testo Problemi – 2010-2011
Calcolare: (a) il grado di dissociazione di NO2, (b) le pressioni
parziali di NO2, NO e O2 all’equilibrio; (c) la KP della reazione a
767 K.
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) (1)
18) 2,50 moli di fosgene, COCl2, sono scaldate a 800 °C in un
reattore di 10,0 dm3. A questa temperatura il composto si
dissocia reversibilmente (eq. 1). Calcolare: (a) il grado di
dissociazione del composto; (b) le concentrazioni molari e le
pressioni parziali di equilibrio delle tre sostanze.
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) (1)
KC = 1,52x10-2 moli dm-3
19) Si conoscono le costanti di equilibrio a 25 °C delle reazioni (1)
e (2). Calcolare la costante di equilibrio della reazione (3).
Cl2(g) + 2 OH- ClO- + Cl- + H2O (1)
K1 = 3,2x1018 atm-1
3 ClO- ClO3- + 2 Cl- (2)
K2 = 1,8x1019
3 Cl2(g) + 6 OH- ClO3- + 5 Cl- + 3 H2O (3)
20) Calcolare la Kc delle seguenti reazioni alle temperature
indicate.
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) Kp = 0,652 atm-1 a 250°C
H2(g) + I2(g) 2HI(g) Kp = 54,1 a 700 K
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g)
Kp = 25,1 atm2 a 1000 K
21) Calcolare la Kp delle seguenti reazioni alle temperature
indicate.
SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g)
KC = 1,33x10-5 moli dm-3 a 25°C
69
Testo Problemi – 2010-2011
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
KC = 0,201 moli dm-3 a 450°C
22) Calcolare la Kc, alle temperature indicate, delle seguenti
reazioni eterogenee.
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g
Kp = 4,5 atm a 1200 K
2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
Kp = 0,25 atm2 a 125°C
23) Si considerino le reazioni in condizioni di equilibrio e,
utilizzando il principio di Le Chatelier, prevedere in che senso
si sposta l’equilibrio quando si aumenta: (a) la temperatura;
(b) la pressione; (c) il volume.
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) H°r = -197,8 kJ
SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g) H°r = 67,2 kJ
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) H°r = -41,2 kJ
24) Una miscela costituita da 0,100 moli di PCl5, 0,100 moli di PCl3
e 0,100 moli di Cl2 è scaldata a 300°C in un reattore di 2,0
dm3, nel quale avviene la reazione sotto riportata. Si chiede:
(a) di dedurre il verso della reazione spontanea; (b) di
calcolare le concentrazioni molari e le pressioni parziali delle
specie presenti all’equilibrio.
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Kc = 7,44x10-2 moli dm-3 a 300°C
25) Considerare la reazione:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Quando le pressioni parziali di azoto, idrogeno e ammoniaca
sono rispettivamente 3,27 atm, 2,54 atm e 2,84x10-2 atm il
70
Testo Problemi – 2010-2011
sistema si trova in equilibrio alla temperatura di 500°C.
Calcolare le Kp, e Kc.
26) Considerare la reazione:
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)
Un’indagine ha dimostrato che una miscela 1:1 di CH4 e H2O a
1000 K reagisce fino a raggiungere le condizioni di equilibrio
alle quali le pressioni parziali di H2O e CO sono rispettivamente
8,54 atm, 2,87 atm. Calcolare: (a) la Kp della reazione, (b) la
pressione totale della miscela all’equilibrio.
27) Considerare la reazione:
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
Una miscela costituita da 5,0 moli di CO e 5,0 moli di H2O è
scaldata a 700 K. Ad equilibrio raggiunto sono ancora presenti
1,24 moli di CO. Calcolare la Kc e la Kp della reazione.
28) Considerare la reazione:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Un reattore contenente inizialmente 0,100 moli di H2 e 0,100
moli di I2 è scaldato fino al raggiungimento delle condizioni di
equilibrio alle quali si trova che si sono formate 0,160 moli di
HI. Calcolare la costante di equilibrio di questa reazione.
29) Considerare la seguente reazione:
2NOBr(g) 2NO(g) + Br2(g)
In un reattore di 5,0 dm3 sono poste 9,40x10-2 moli di NOBr. A
equilibrio raggiunto sono ancora presenti 6,2x10-2 moli di
NOBr. Calcolare: (a) le pressioni parziali dei componenti la
miscela di equilibrio sapendo che il processo è condotto a
50°C; (b) la KP e KC del processo in esame.
71
Testo Problemi – 2010-2011
30) Si consideri la reazione:
2 NO2(g) N2O4(g) Kp = 0,71 atm-1 a 25°C
5,0 g di N2O4 sono introdotti in un reattore di 10,0 dm3 a
25°C, contenente già 5,0 g di NO2. Si instaura l’equilibrio
sopra riportato. Calcolare le pressioni parziali delle specie
presenti all’equilibrio.
31) 0,400 moli di diossido di carbonio posti in un reattore di 10,0
dm3 a 2000°C sono dissociate per il 1,0 % secondo la reazione
sotto riportata. Calcolare la Kp della reazione alla temperatura
indicata.
2 CO2(g) 2CO(g) + O2(g)
32) In un reattore di 2,0 dm3 è contenuto NO2(g) alla temperatura
di 140°C e alla pressione di 0,237 atm. Dopo raffreddamento a
25,0°C la pressione totale del sistema è di 0,126 atm anche a
causa dell’instaurarsi dell’equilibrio:
2NO2(g) N2O4(g)
Calcolare: (a) la Kp e la Kc della reazione; (b) le concentrazioni
molari di NO2 e di N2O4 se nel sistema sono aggiunti 2,3x10-3
moli di N2O4.
33) Una miscela di NO2 e N2O4 è termostatata a 100°C,
temperatura alla quale si stabilisce il seguente equilibrio:
N2O4(g) 2NO2(g) Kp = 10,5 atm a 100°C
Calcolare le pressioni parziali delle specie all’equilibrio sapendo
che inizialmente si introducono in un recipiente indeformabile
del volume di 10,0 dm3 4 moli di N2O4 e 12 moli di NO2.
34) 5,0x10-2 moli di I2 e 0,15 moli di HI sono poste in un reattore
e la miscela è scaldata a 600 K, temperatura alla quale si
instaura l’equilibrio:
72
Testo Problemi – 2010-2011
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) K = 0,5 a 600 K
Calcolare le moli delle specie presenti all’equilibrio.
35) 7,614 g di I2 sono introdotti in un reattore di 1,0 dm3,
contenente idrogeno alla pressione di 1,223 atm a 25,0°C. La
miscela è scaldata poi a 700 K e si instaura il seguente
equilibrio:
H2(g) + I2(g) 2HI(g) K = 20,0 a 700 K
Calcolare la concentrazione di HI all’equilibrio.
36) Per la reazione:
N2(g) + 2 H2O(g) > 2 NO(g) + 2 H2(g) KP = 1,54x10-3.
All’equilibrio si ha: P (N2) = 0,168 atm, P (NO) = 0,225 atm, e
Ptot = 1,87 atm. Calcolare le pressioni parziali di H2 e H2O
supponendo che inizialmente la miscela di reazione era
formata da N2 e H2O.
37) Considerare la reazione:
4 NH3(g) + 3 O2(g) 2 N2(g) + 6 H2O(l)
H = -1530 kJ.
Discutere quanto saranno influenzate le moli di ammoniaca,
quando a equilibrio raggiunto, si: (a) rimuove O2(g); (b)
aggiunge N2(g); (c) aggiunge acqua; (d) aumenta il volume del
contenitore a pressione costante; (e) aumenta la temperatura.
38) Considerare la reazione:
3BrO- BrO3- + 2Br- KC = 2x1015 25°C
Calcolare la concentrazione dello ione ipobromito all’equilibrio
in una soluzione nella quale a seguito del disproporzionamento
si sono formate 1,2x10-2 moli dm3 di BrO3-.
39) Considerare la reazione:
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) K = 0,64, 900 K
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Testo Problemi – 2010-2011
Calcolare le pressioni parziali all’equilibrio di tutte le specie,
con le seguenti condizioni iniziali: (a) P (CO2) = P (H2) = 1,00
atm, P (CO) = P (H2O) = 0; (b) P (CO2) = 2,0 atm, P (H2) =
1,0 atm; P (CO) = P (H2O) = 0
40) Considerare la reazione:
N2O4(g) 2NO2(g)
0,14 moli di N2O4 sono posti in un reattore chiuso di 5,0 dm3 e
scaldati a 50,0°C. A equilibrio raggiunto la pressione totale
della miscela è di 1,0 atm. Calcolare: (a) il grado di
dissociazione di N2O4; (b) la costante di equilibrio del
processo; (c) le concentrazioni delle specie all’equilibrio.
41) Considerare la reazione:
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Il grado di dissociazione del pentacloruro di fosforo contenuto
in un reattore di 5,0 dm3 a 250°C è di 0,730 quando la
pressione totale è di 1,56 atm. Calcolare: (a) la costante Kp
della reazione; (b) la massa di PCl5 contenuta nel reattore
prima della dissociazione; (c) le pressioni parziali delle specie
all’equilibrio se la miscela gassosa è compressa a 10,0 atm
(variando il volume).
42) Considerare la reazione:
N2O4(g) 2NO2(g) Kp = 0,140 atm 25°C
Una quantità imprecisata di N2O4 è posta in un reattore chiuso
di 2,5 dm3 alla temperatura di 25°C. Raggiunto l’equilibrio
secondo il processo sopra riportato la pressione totale del
recipiente è 2,37 atm. Calcolare: (a) il grado di dissociazione
di N2O4; (b) le pressioni parziali delle specie all’equilibrio; (c)
la massa di N2O4 introdotta nel recipiente.
74
Testo Problemi – 2010-2011
43) 2,0x10-2 moli di HI sono poste in un reattore di 250 cm3 e
scaldate a 425°C, e si dissocia secondo l’equilibrio sotto
riportato. Calcolare: (a) il grado di dissociazione di HI; (b) le
concentrazioni e le pressioni parziali delle specie all’equilibrio.
2HI(g) H2(g) + I2(g) K = 1,96x10-2 425°C
44) Considerare la reazione:
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Kp = 1,78 atm a 250°C
2,0x10-2 moli di pentacloruro di fosforo sono introdotte in un
reattore di 250 cm3 e scaldate a 250°C. Calcolare: (a) il grado
di dissociazione di PCl5; (b) le concentrazioni delle specie
all’equilibrio.
45) PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Kp = 3,50 atm a 300°C
0,240 moli di PCl5 sono introdotte in un reattore di 5,0 dm3 e
scaldate a 300°C. Calcolare: (a) il grado di dissociazione di
PCl5; (b) le frazioni molari delle specie all’equilibrio.
46) Considerare la reazione:
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) Kp = 4,4 atm 800°C
Una quantità imprecisata di COCl2 è introdotta in un reattore
di 500 cm3, scaldata a 800°C. A equilibrio raggiunto la
pressione totale della miscela è 105,6 atm, calcolare: (a) il
grado di dissociazione di COCl2; (b) il grado di dissociazione di
COCl2 in presenza di 0,1 moli di CO supponendo che le moli
iniziali di fosgene siano quelle calcolate al punto (a) e che la
pressione finale sia pari a 1,80 atm.
47) Considerare la seguente reazione:
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)
Kp = 1,75x104 atm2 a 450°C
0,200 moli di ammoniaca sono scaldate a 450°C in un reattore
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Testo Problemi – 2010-2011
del volume 1,0 dm3. Ad equilibrio raggiunto, calcolare: il grado
di dissociazione dell’ammoniaca. Discutere il termini qualitativi
come varia il grado di dissociazione dell’ammoniaca se il
reattore all’inizio conteneva già 10,0 moli di H2.
48) Considerare la reazione:
HF + H2O H3O+ + F- Kc = 6,3x10-4
Calcolare il grado di dissociazione di HF di una soluzione: (a)
0,01 M; (b) 0,001 M.
49) Calcolare la costante di equilibrio della reazione (1) utilizzando
le costanti di equilibrio delle reazioni (2) e (3)
CH4(g) + 2 H2O(g) CO2(g) + 4 H2(g) (1)
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) KP2 = 1,435
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g) KP3 = 25,11
50) Calcolare la costante di equilibrio della reazione (1) utilizzando
le costanti di equilibrio delle reazioni (2) e (3)
C(s) + 2H2O(g) CO2(g) + 2H2(g) (1)
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) K2 = 1,435
C(s) + CO2(g) 2 CO(g) K3 = 1,62
51) Calcolare la costante di equilibrio della reazione (1) utilizzando
le costanti di equilibrio delle reazioni (2) e (3)
ClO- + H2O HClO + OH- (1)
HClO + H2O H3O+ + ClO- Ka = 3,4x10-8
2H2O H3O+ + OH- Kw = 1,0x10-14
52) Calcolare: (a) la costante di equilibrio della reazione (3)
conoscendo quelle della (1) e (2); (b) la massa di BiI3 che si
scioglie in 1,0 dm3 di una soluzione 1,0 M di NaI.
BiI3(s) Bi3+(aq)+ 3I-
(aq) Ksp = 8,1x10-19
76
Testo Problemi – 2010-2011
Bi3+(aq) + 4 I-
(aq) [BiI4]-(aq) K2 = 1,0x1015
BiI3(s) + I-(aq) [BiI4]
-(aq) (3)
53) Calcolare: (a) la costante di equilibrio della reazione (1)
utilizzando le costanti di equilibrio delle reazioni (2) e (3); (b)
l’energia di Gibbs della reazione (1)
2NO(g) + O2(g) N2O4(g) (1)
N2O4(g) 2NO2(g) Kp2 = 0,14 atm
2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Kp3 = 5,2x1012 atm-1
54) Si utilizzino le costanti di equilibrio delle reazioni (1) e (2) per
calcolare: (a) la costante di equilibrio della reazione (3); (b)
l’energia di Gibbs di questa reazione.
2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Kp1 = 6,8x1024 atm-1
2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Kp2 = 5,2x1012 atm-1
SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g) (3)
55) Considerare la reazione di equilibrio:
CH4(g) + 2 H2O(g) CO2(g) + 4 H2(g); Kc = 4,0x103 a 400
K. Calcolare la composizione all’equilibrio quando le
concentrazioni iniziali sono [CH4] = 0,1; [H2O] = 0,4; [CO2] =
4,0.
56) Si consideri la reazione di equilibrio:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) K = 3,0. Determinare: (a) se il
sistema si trova in equilibrio e quale dovrebbe essere
l’eventuale verso spontaneo della reazione quando le
concentrazioni delle varie specie sono [H2] = 8,0, [I2] = 4,0;
[HI] = 2,0; (b) la composizione d’equilibrio.
57) Considerare la reazione di equilibrio:
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g); K = 16,0 a 400 K.
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Testo Problemi – 2010-2011
Calcolare la composizione all’equilibrio quando le
concentrazioni iniziali sono [H2 ] = 1,0; [CO2] = 1.
58) Si consideri la reazione di equilibrio:
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g).
Determinare la Kc sapendo che le concentrazioni iniziali di CH4
e H2O sono rispettivamente 1,0 mole L-1 e 3,0 moli L-1 e che a
equilibrio raggiunto la frazione molare del CO è pari a 0,10.
59) Considerare la reazione di equilibrio:
3 Fe(s) + 4 H2O(g) Fe3O4(s) + 4 H2(g)
K = 256 a 800 K. Calcolare la composizione all’equilibrio se
inizialmente in un pallone del volume di 8,0 L si introducono, a
800 K, 8,0 moli di H2O e una quantità di Fe(s) tale da
permettere al sistema di raggiungere la condizione di
equilibrio. Calcolare inoltre la pressione all’interno del
recipiente sia all’inizio che dopo aver raggiunto l’equilibrio
60) Si consideri la seguente reazione:
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g).
In un recipiente del volume di 5,0 dm3 sono introdotte: 4 moli
di CO, 6 di H2O, 4 di CO2 e 3 di H2. Stabilire se il sistema si
trova all’equilibrio e in caso contrario quale è il verso
spontaneo della reazione. Calcolare: (a) le moli e le
concentrazioni all’equilibrio, (b) la pressione all’interno del
recipiente di reazione. Alla miscela di equilibrio si aggiungono
6 moli di CO2 e 2 moli di H2, calcolare le moli all’equilibrio. Per
la reazione in esame condotta a 500 K la K = 14,0.
61) Calcolare: (a) la costante di equilibrio a 1200 K espressa in
concentrazioni molari di (1); (b) il calo di massa subito da
80,0 g di CaCO3 riscaldati a 1200 K in un reattore di 10,0 dm3.
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Testo Problemi – 2010-2011
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) (1)
KP = 4,5 atm a 1200 K
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Testo Problemi – 2010-2011
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Testo Problemi – 2010-2011
1) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni acquose e giustificare
se sono acide o basiche. (a) Soluzione 2,75x10-4 M di OH-; (b)
soluzione contenente 8,34x10-10 moli di ioni H3O+ in 25,0 mL;
(c) soluzione contenente 3,85x10-5 moli di ioni OH- in 1,0 m3.
2) Calcolare il numero di moli di ioni idrogeno e idrossido
contenute in 25,0 mL (a) di una soluzione avente pH = 9,43;
(b) di una soluzione avente pH = 2,88; (c) giustificare se le
due soluzioni sono acide o basiche.
3) Sono noti il pKb della metilammina, CH3NH2 pKb = 3,37, e la
costante di dissociazione dell’acido acetico, CH3COOH, (Ka =
1,75x10-5). Calcolare i valori di Kb (CH3NH2) e di pKa
(CH3COOH).
4) Calcolare le costanti di dissociazione Kb delle basi coniugate
dei seguenti acidi deboli: (a) acido formico (HCOOH) Ka =
1,8x10-4; (b) anione idrogeno fosfato, HPO42-, Ka = 4,8x10-13;
(c) acido ipoiodoso, HIO, Ka = 3,2x10-11; (d) disporre in ordine
crescente i tre acidi e le loro basi coniugate.
5) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: (a) acido perclorico,
HClO4, 1,83x10-2 M; (b) 1,0 cm3 di acido solforico al 40,0 % (d
= 1,303 g cm-3) diluito a 100 cm3 (acido completamente
dissociato); (c) 1,45 mg di Ba(OH)2.8H2O in 25 cm3 di
soluzione; (d) 1,0 cm3 di NaOH 0,100 M diluito a 50,0 cm3.
6) Calcolare quanti mL di HCl al 37,2 % (d = 1,186 g cm-3) sono
necessari per preparare 1,0 dm3 di una soluzione avente pH =
2,50.
7) Calcolare i volumi delle seguenti soluzioni di acidi e basi che
contengono 1,0x10-4 moli di H+: (a) H2SO4 pH = 1,25; (b)
NaOH pH = 10,78.
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Testo Problemi – 2010-2011
8) Calcolare: (a) quanti grammi di Ba(OH)2.8H2O occorrono per
preparare 250 cm3 di una soluzione avente pH = 12,0; (b) a
quale volume occorre diluire a 10,0 mL di questa soluzione per
prepararne una con pH = 11,0.
9) Calcolare: (a) il grado di dissociazione di CH3COOH (Ka =
1,75x10-5) in una soluzione preparata sciogliendo 0,785 g di
acido in modo da ottenere 500 mL di soluzione; (b) il grado di
dissociazione di NH3 (Kb = 1,78x10-5) in una soluzione
ottenuta diluendo a 250 mL 10 mL di una soluzione 1,50 M di
ammoniaca; (c) il pH delle due soluzioni; (d) le concentrazioni
di tutte le specie presenti all’equilibrio nelle due soluzioni.
10) Calcolare il grado di dissociazione e le costanti di dissociazione
Ka dell’acido benzoico, C6H5COOH, e Kb della base
idrossilammina, H2NOH, conoscendo il pH delle seguenti
soluzioni: (a) 1,378 g di acido benzoico sciolti in acqua fino a
ottenere 1,5 dm3 di soluzione (pH = 3,18); (b) H2NOH 0,100
M (pH = 9,47).
11) Calcolare quanti cm3 di ammoniaca al 18 % (d = 0,9294 g cm-
3) occorrono per preparare 1,0 dm3 di soluzione con pH =
11,17. (Kb = 1,78x10-5).
12) Calcolare a quale volume occorre diluire 10,0 mL di una
soluzione di acido HA nella quale l’acido è dissociato per lo
0,683 %, per ottenere una soluzione nella quale il grado di
dissociazione sia 1,26x10-2.
13) Calcolare: (a) il grado di dissociazione dell’etilammina,
C2H5NH2, (Kb = 5,0x10-4) in soluzione 0,100 M; (b) il grado di
dissociazione dopo l’aggiunta di 0,0100 moli di NaOH in 100
mL di tale soluzione; (c) la concentrazione di C2H5NH3+ nella
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Testo Problemi – 2010-2011
soluzione risultante; (d) il pH al quale bisogna portare la
soluzione iniziale perché il grado di dissociazione
dell’etilammina sia 0,100.
14) Calcolare: (a) il pH di una soluzione contenente 4,5x10-2 moli
di HCOOH (Ka = 1,77x10-4) e 4,50x10-2 moli di HCN (Ka =
6,2x10-10) in 500 mL; (b) il grado di dissociazione dei due
acidi; (c) le concentrazioni di HCOO- e di CN- all’equilibrio.
15) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 5,0x10-2 M di acido
arsenico, H3AsO4, (Ka1 = 5,5x10-3, Ka2 = 1,75x10-7; Ka3 =
5,1x10-12); (b) le concentrazioni di tutte le specie presenti
all’equilibrio.
16) Calcolare il pH, la concentrazione di ioni idrogeno e il grado di
dissociazione di HCOOH (Ka = 1,70x10-4), in una soluzione
acquosa contenente 1,48 g di acido formico e 2,15 g di
formiato di sodio, HCOONa, in 250 cm3.
17) Calcolare: (a) quanti grammi di cloruro di NH4Cl occorre
sciogliere in 500 cm3 di una soluzione contenente 5,18 g di
NH3 per dm3 (Kb = 1,8x10-5) per avere un pH di 9,28; (b) la
variazione di pH che si verifica se a questa soluzione si
aggiungono 1,00x10-2 moli di HCl; (c) la variazione di pH che
si verifica se alla soluzione iniziale sono aggiunti 1,0x10-2 moli
di NaOH.
18) Calcolare: (a) il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 4,28
g di formiato di sodio, HCOONa, in acqua fino a raggiungere
un volume di 250 cm3; (b) il grado di idrolisi del sale; (c) le
concentrazioni di tutte le specie presenti in soluzione.
(Ka(HCOOH) = 1,77·10-4).
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Testo Problemi – 2010-2011
19) Il grado di idrolisi dell’azoturo di sodio, NaN3, in una sua
soluzione 0,125 M è 5,6x10-5. Calcolare: (a) il pH della
soluzione; (b) la costante di idrolisi del sale; (c) la costante di
dissociazione Ka dell’acido azotidrico, HN3.
20) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del Na3PO4 di una soluzione
0,100 M; (b) il pH della soluzione; (c) le concentrazioni di
PO43-, HPO4
2- e H2PO4- in soluzione (Ka1 = 6,9x10-3; Ka2 =
6,2x10-8; Ka3 = 4,8x10-13).
21) Calcolare il pH di una soluzione 0,200 M di idrogenofosfato di
sodio, Na2HPO4 (Ka1 = 6,9x10-3; Ka2 = 6,2x10-8; Ka3 = 4,8x10-
13).
22) Lo ione Zn2+ in soluzione acquosa reagisce reversibilmente con
l’acqua con formazione di ZnOH+ e H3O+. Una soluzione 0,200
M di nitrato di zinco esaidrato, Zn(NO3)2.6H2O, ha un pH di
4,85. Calcolare: (a) le concentrazioni di Zn2+ e di ZnOH+
presenti in soluzione; (b) la costante di idrolisi del sale in
questione; (c) il pH che occorre imporre alla soluzione perché
il 99,99% di zinco(II) sia presente in forma non idrolizzata,
Zn2+.
23) Calcolare il pH delle soluzioni preparate come segue:
a. 25,0 mL di CH3COOH 0,100 M mescolati con 10,0 mL di
NaOH 0,100 M;
b. 10,0 mL di NaOH 0,150 M mescolati con 10,0 mL di HCN
0,100 M;
c. 10,0 mL di NaOH 5,00x10-2 M mescolati con 10,0 mL di
HCl 5,0x10-2 M;
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Testo Problemi – 2010-2011
d. 10,0 mL di NaOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di
H2SO4 5,0x10-2 M. Ka(CH3COOH) = 1,8x10-5; Ka(HCN) =
6,3x10-10.
24) Per titolare 25,0 mL di una soluzione di acido acetico sono
occorsi 23,7 mL di idrossido di NaOH 0,100 M. Calcolare: (a) il
pH al punto di equivalenza; (b) la molarità della soluzione di
CH3COOH; (c) la massa di acido acetico contenuta nella
soluzione iniziale. Ka(CH3COOH) = 1,8x10-5.
25) 0,4370 g di Na2CO3, sono stati sciolti in acqua e titolati con
una soluzione di HCl. Per titolare entrambe le funzioni basiche
dell’anione carbonato (CO32- + 2 H3O
+ H2CO3 + 2 H2O)
sono occorsi 31,8 mL della soluzione di HCl. Calcolare la
molarità di questa soluzione.
26) 1,372 g di una miscela di NaHCO3 e Na2CO3 sono stati sciolti in
50,0 mL di acqua e titolati con una soluzione 0,140 M di HCl.
Per titolare entrambe le funzioni basiche dei due anioni
CO32- + 2 H3O
+ H2CO3 + 2 H2O
HCO3- + H3O
+ H2CO3 + H2O
sono occorsi 152 mL di acido cloridrico. Calcolare la
percentuale di Na2CO3 nella miscela.
27) 1,382 g di una miscela di Na2HPO4 e NaH2PO4 è stata sciolta in
100 mL di acqua e titolata con una soluzione 0,100 M di
idrossido di NaOH usando come indicatore fenolftaleina (pKHind
= 9,5). Il viraggio dell’indicatore è avvenuto dopo l’aggiunta di
36,3 mL della soluzione di idrossido di sodio. Calcolare la
composizione ponderale della miscela.
28) Lo ione Ag+ è complessato dall’anione tiosolfato, S2O32- (eq.
1), e questa proprietà è sfruttata nel processo di fissaggio in
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Testo Problemi – 2010-2011
fotografia.
Ag+ + 2 S2O32- [Ag(S2O3)2]
3- ßf = = 4,8x1013 (1)
Calcolare: (a) la concentrazione di ioni Ag+ non complessati
presenti in una soluzione 5,0x10-3 M di AgNO3 contenente 35,3
g di Na2S2O3.5H2O per dm3 di soluzione; (b) la concentrazione
di Na2S2O3.5H2O necessaria perché la concentrazione di Ag+
non complessato sia 1,0x10-12 M.
29) Calcolare il pH delle soluzioni che seguono e dire se sono
acide, basiche o neutre: (a) [H3O+] = 3,85x10-10 M; (b)
2,18x10-2 moli di OH- in 150 cm3 di soluzione; (c) 4,87x10-3
mol di H3O+ in 100 mL di soluzione; (d) 2,50x10-9 moli di OH-
in 25,0 cm3 di soluzione.
30) Calcolare la concentrazione di ioni idrogeno e idrossido e il
numero di moli di questi ioni contenuto in 25,0 cm3 delle
soluzioni acquose con i pH che seguono e dire se sono acide o
basiche: (a) pH = 8,13; (b) pH = 2,87.
31) Calcolare: (a) il pKa dell’acido fluoridrico (Ka = 6,3x10-4); (b)
la costante di dissociazione Kb dell’ammoniaca (pKb = 4,75).
32) Scrivere: (a) le basi coniugate degli acidi HClO4, HClO, H2SO4;
(b) gli acidi coniugati delle basi NH3, HSO4-, PO4
3-.
33) Utilizzando i valori di Ka di HF (Ka = 6,3x10-4), di HClO (Ka =
4,0x10-8) e di HCN (Ka = 6,1x10-10) ricavare: (a) i valori delle
costanti di dissociazione delle loro basi coniugate; (b) la
sequenza di forza crescente dei tre acidi e delle rispettive basi
coniugate.
34) Utilizzando i valori delle costanti di dissociazione delle basi NH3
(Kb = 1,8x10-5), piridina, C5H5N (Kb = 1,8x10-9) e anione
idrogenofosfato HPO42- (Kb = 1,6x10-7), calcolare: (a) le
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Testo Problemi – 2010-2011
costanti di dissociazione dei loro acidi coniugati (NH4+,
C5H5NH+ e H2PO4-), (b) l’ordine crescente della forza delle tre
basi e dei rispettivi acidi coniugati.
35) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni di acidi o di basi forti:
(a) HCl 4,35x10-5 M; (b) HCl 3,48 g dm-3; (c) 83,7 mg di
H2SO4 (supposto totalmente dissociato) in 250 cm3.
36) Calcolare il pH e le concentrazioni di ioni idrogeno e idrossido
delle seguenti soluzioni di acidi forti: (a) 8,25x10-3 moli di
HNO3 in 250 mL di soluzione; (b) 2,00 mL di HClO4 0,100 M
diluiti a 50,0 cm3; (c) 5,00 cm3 di HCl al 37,2% (d = 1,186 g
cm-3) diluiti a 100 cm3.
37) Calcolare: (a) il volume di una soluzione acquosa di HNO3 (pH
2,20) che contiene 1,00x10-3 moli di ioni idrogeno, (b) quante
moli di HNO3 sono contenute in 25,0 mL di questa soluzione.
38) Calcolare quanti grammi dei singoli acidi forti che seguono
sono necessari per preparare 1,00 dm3 di loro soluzioni aventi
il pH posto tra parentesi: (a) HClO4 (pH = 1,48); (b) HBr (pH
= 3,42); (c) H2SO4 (supposto totalmente dissociato; pH =
4,18).
39) Calcolare il pH e la concentrazione di ioni idrossido delle
seguenti soluzioni di basi forti: (a) KOH 3,88x10-2 M; (b)
NaOH allo 0,542% (d = 1,004 g cm-3); (c) 1,450 g di
Ba(OH)2.8H2O in 250 cm3 di soluzione.
40) Calcolare: (a) il pH di una soluzione preparata sciogliendo
1,440 g di NaOH in acqua fino a ottenere un volume di 250
cm3; (b) il volume al quale occorre diluire 10,0 cm3 di tale
soluzione per ottenerne una con un pH di 12,00.
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Testo Problemi – 2010-2011
41) Calcolare quanta KOH è necessaria per preparare 500 mL di
una soluzione che abbia lo stesso pH di una soluzione 1,45x10-
3 M di Ba(OH)2.8H2O.
42) Calcolare il volume delle seguenti soluzioni che contengono
2,50x10-5 mol di ioni idrogeno: (a) NaOH (pH = 11,78); (b)
H2SO4 (pH = 3,80).
43) Calcolare le concentrazioni molari delle seguenti soluzioni di
acidi o di basi forti: (a) HNO3 (pH = 1,48); (b) H2SO4 (pH =
3,72); (c) NaOH (pH = 13,10); (d) Ca(OH)2 (pH = 11,00).
44) Calcolare quanti grammi degli acidi o delle basi forti che
seguono occorrono per preparare 100 mL di soluzioni aventi il
pH riportato tra parentesi: (a) KOH (pH = 12,48); (b) Ca(OH)2
(pH = 10,38); (c) HNO3 (pH = 1,36); (d) H2SO4 (pH = 3,80).
45) Calcolare il grado di dissociazione degli acidi e delle basi deboli
nelle soluzioni che seguono e il pH di queste ultime:
a. acido nitroso, HNO2, 0,100 M (Ka = 5,6x10-4);
b. acido arsenioso, H3AsO3, 0,0200 M (Ka1 = 5,1x10-10);
c. NH3 0,150 M (Kb = 1,8x10-5);
d. piridina, C5H5N, 0,0100 M (Kb = 1,8x10-9).
46) Calcolare il pH, le concentrazioni di ioni idrogeno e idrossido,
nonché quelle degli acidi e delle basi coniugate presenti
all’equilibrio nelle seguenti soluzioni di acidi o di basi:
a. acido formico, HCOOH, 0,100 M (Ka = 1,8x10-4);
b. 0,247 g di metilammina, CH3NH2 (Kb = 4,3x10-4), in 250
mL di soluzione.
47) Calcolare: (a) la costante di dissociazione di HCN, (b) la
costante di dissociazione della dimetilammina, (CH3)2NH,
sapendo che il grado di dissociazione di HCN in una soluzione
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Testo Problemi – 2010-2011
1,00x10-2 M è 2,5x10-4 e quello di una soluzione 0,150 M di
dimetilammina è 5,50x10-2.
48) Calcolare: (a) la concentrazione di acido propanoico,
CH3CH2COOH (Ka = 1,4x10-5) in una soluzione il cui pH è 1,93
e quella della piridina, C5H5N (Kb = 1,8x10-9), in una soluzione
il cui pH è 9,10, (b) il grado di dissociazione dell’acido e della
base in queste soluzioni.
49) Sapendo che il grado di dissociazione dell’acido ClCH2COOH in
una soluzione 0,100 M è 0,112, calcolare: (a) il pH della
soluzione; (b) la costante di dissociazione dell’acido.
50) Calcolare: (a) la concentrazione di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5),
alla quale l’acido è dissociato per il 2,0%; (b) a quale volume
occorre diluire 10,0 cm3 di questa soluzione per prepararne
una con un pH di 4,00.
51) Calcolare: (a) la massa di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5)
necessaria per preparare 250 mL di una sua soluzione con pH
2,87; (b) la massa di benzilammina, C6H5CH2NH2 (Kb =
2,1x10-5), necessaria per preparare 500 mL di una sua
soluzione con pH 11,33.
52) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: (a) 10,0 cm3 di NaOH
0,100 M mescolati con 40,0 cm3 di KOH 5,0x10-2 M; (b) 5,00
mL di HNO3 al 5,00% (d = 1,0257 g cm-3) mescolati con 95,0
mL di HCl 0,100 M.
53) Calcolare il grado di dissociazione di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5)
in una soluzione 0,100 M contenente anche 0,0500 moli dm-3
di HCl.
54) Calcolare a quale pH occorre portare una soluzione 0,250 M di
ammoniaca (Kb = 1,8x10-5), mediante l’aggiunta di una base
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Testo Problemi – 2010-2011
forte, perché il grado di dissociazione di questa base sia
5,0x10-5.
55) Calcolare quante moli di HCl occorre aggiungere a 250 cm3 di
una soluzione 0,100 M di HF (Ka = 6,4x10-4) perché questo
acido sia dissociato per lo 5,0%.
56) Il grado di dissociazione di HCOOH in soluzione 0,125 M è
3,7x10-2. Calcolare: (a) il grado di dissociazione di HCOOH
quando a 250 cm3 della soluzione precedente sono aggiunte
5,00x10-3 moli di HCl; (b) quante moli di HCl sono state
aggiunte a 1,00 dm3 della soluzione iniziale per ridurre a
1,0x10-3 il grado di dissociazione dell’acido formico (si
trascurino variazioni di volume).
57) Calcolare: (a) il pH di una soluzione contenente 0,100 moli
dm-3 di metilammina, CH3NH2 (Kb = 4,3x10-4) e 0,250 mol dm-
3 di piridina, C5H5N (Kb = 1,8x10-9), (b) il grado di
dissociazione delle due basi.
58) Calcolare: (a) il pH di una soluzione contenente 2,00x10-2 moli
di HF (Ka = 6,3x10-4) e 1,75x10-2 moli di HClO (Ka = 4,0x10-8)
in 1,000 L; (b) il grado di dissociazione dei due acidi, (c) le
concentrazioni di F- e di ClO- all’equilibrio.
59) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 0,100 M di acido
solforoso, H2SO3 (Ka1 = 1,4x10-2; Ka2 = 6,3x10-8), (b) le
concentrazioni di HSO3- e di SO3
2- all’equilibrio.
60) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 5,00x10-2 M di idrazina,
N2H4 (base diprotica; Kb1 = 1,3x10-6; Kb2 = 8,6x10-16); (b) le
concentrazioni delle specie all’equilibrio.
61) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 0,200 M di acido fosforico,
H3PO4 (Ka1 = 6,9x10-3; Ka2 = 6,2x10-8; Ka3 = 4,8x10-13), (b) le
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Testo Problemi – 2010-2011
concentrazioni di H3PO4, H2PO4-, HPO4
2- e di PO43- nella
soluzione all’equilibrio.
62) Calcolare la concentrazione di ioni idrogeno delle seguenti
soluzioni: (a) soluzione contenente 0,250 moli di CH3COOH (Ka
= 1,8x10-5) e 8,0x10-2 moli di acetato di sodio, CH3COONa,
per dm3; (b) soluzione preparata sciogliendo 1,27 g di cloruro
di ammonio, NH4Cl, in 250 cm3 di una soluzione 0,100 M di
NH3 (Kb = 1,8x10-5).
63) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: (a) soluzione
contenente 0,100 moli dm-3 di HCOOH (Ka = 1,8x10-4) e 0,500
moli dm-3 di formiato di sodio, HCOONa; (b) soluzione
preparata sciogliendo 1,38 g di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5) e
2,73 g di acetato di sodio, CH3COONa, in acqua fino a
realizzare un volume di 100 cm3, (c) soluzione ottenuta
mescolando 100 cm3 di una soluzione 5,0x10-2 M di HCN (Ka =
6,2x10-10) con 400 cm3 di una soluzione 2,0x10-2 M di cianuro
di potassio, KCN.
64) Calcolare la variazione di pH che si verifica aggiungendo 1,00
cm3 di una soluzione 1,00 M di HCl a: (a) a 99,0 cm3 di acqua
pura; (b) a 99,0 cm3 di una soluzione contenente 0,100 moli
dm-3 di nitrato di ammonio, NH4NO3, e 0,100 moli dm-3 di NH3
(Kb = 1,8x10-5).
65) Calcolare: (a) il pH di una soluzione 0,100 M di CH3COOH (Ka
= 1,8x10-5), e il grado di dissociazione di questo; (b) il pH e il
grado di dissociazione dell’acido acetico se la soluzione
contiene anche 5,0x10-2 moli dm-3 di CH3COONa.
66) Calcolare: (a) il grado di dissociazione e il pH di HF (Ka =
6,3x10-4), in soluzione 0,100 M; (b) il grado di dissociazione
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Testo Problemi – 2010-2011
dell’acido fluoridrico e il pH quando in 250 mL della soluzione
precedente sono sciolti 1,36 g di NaF.
67) Calcolare la variazione di pH che si verifica in una soluzione
contenente 0,250 mol dm-3 di HCOOH (Ka = 1,8x10-4) e 0,100
mol dm-3 di HCOONa, (a) quando sono aggiunte 0,0100 moli
di acido cloridrico, HCl, per dm3 di soluzione; (b) quando sono
aggiunte 0,100 moli di idrossido di NaOH per dm3.
68) Calcolare quanti grammi di CH3COONa occorre sciogliere in
100 mL di una soluzione 0,100 M di CH3COOH (Ka = 1,8x10-5)
per ottenere una soluzione con un pH di 5,50.
69) Calcolare quante moli di NaOH, occorre sciogliere in 100 cm3
di una soluzione contenente 0,125 moli dm-3 di NH4Cl e 0,150
moli dm-3 di NH3 (Kb = 1,8x10-5) perché si verifichi una
variazione di pH di +0,50.
70) Prevedere quali dei seguenti sali producono soluzioni acide,
basiche o neutre quando sono posti in soluzione: NaCN, Na2S,
(NH4)2S, NH4ClO4, NaClO4, K2CO3, KHSO4.
71) Calcolare le costanti di idrolisi del NaF (Ka (HF) = 6,3x10-4) e
del NH4Cl (Kb (NH3) = 1,8x10-5).
72) Calcolare il pH delle soluzioni 0,100 M dei seguenti sali: (a)
NaNO2 (Ka (HNO2) = 5,6x10-4), (b) cloruro di metilammonio,
CH3NH3Cl (Kb (CH3NH2) = 4,3x10-4).
73) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del NaCN, in una soluzione
preparata sciogliendo 0,343 g di NaCN in acqua fino a
raggiungere un volume di 250 cm3;(b) il pH della soluzione;
(c) le concentrazioni di HCN, CN-, H3O+ e OH- (Ka (HCN) =
6,2x10-10).
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Testo Problemi – 2010-2011
74) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del cloruro di metilammonio,
CH3NH3Cl, in una soluzione 0,0100 M; (b) le concentrazioni
delle specie all’equilibrio. (Kb (CH3NH2) = 4,3x10-4).
75) Calcolare: (a) il grado di idrolisi del Na2CO3 in una soluzione
preparata sciogliendo 4,24 g di questo sale in acqua fino a
ottenere un volume di 500 cm3; (b) il pH della soluzione; (c)
le concentrazioni di CO32- e di HCO3
- in soluzione (H2CO3: Ka1 =
4,5x10-7; Ka2 = 4,7x10-11).
76) Conoscendo il grado di idrolisi del NH4Cl ( = 1,50x10-4) e
dell’acetato di sodio, CH3COONa ( = 1,50x10-4) in soluzioni
2,5x10-2 M, calcolare: (a) il pH delle due soluzioni; (b) le
costanti di idrolisi dei due sali; (c) le costanti di dissociazione
Kb di NH3 e Ka di CH3COOH.
77) Noti i pH delle soluzioni 0,0100 M del NaClO (pH = 10,65) e
del C5H5NHCl (pH = 3,63) calcolare: (a) il grado di idrolisi dei
due sali; (b) le loro costanti di idrolisi;(c) le costanti di
dissociazione Ka di HClO e Kb della piridina, C5H5N.
78) In soluzione acquosa lo ione Al3+ reagisce con l’acqua con
formazione di AlOH2+ e H3O+. Una soluzione preparata
sciogliendo 3,210 g di Al(NO3)3.6H2O in acqua fino a ottenere
un volume di 250 cm3, presenta un pH di 3,19. Calcolare: (a)
la costante di idrolisi del sale; (b) le concentrazioni di Al3+ e di
AlOH2+ all’equilibrio.
79) Calcolare il pH delle soluzioni preparate come segue:
a. 25,0 mL di HCl 0,100 M mescolati con 25,0 mL di NaOH
8,0x10-2 M;
b. 10,0 mL di HClO4 0,100 M mescolati con 30,0 mL di
NaOH 8,0x10-2 M;
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Testo Problemi – 2010-2011
c. 5,0 mL di H2SO4 0,200 M mescolati con 20,0 mL di NaOH
8,0x10-2 M;
d. 50,0 mL di HNO3 0,080 M mescolati con 50,0 mL di NaOH
8,0x10-2 M.
80) Calcolare il pH delle soluzioni preparate come segue:
a. 10,0 mL di NH3 0,200 M mescolati con 15,0 mL di HCl
0,100 M;
b. 10,0 mL di NH3 0,200 M mescolati con 25,0 mL di HCl
0,100 M;
c. 10,0 mL di NH3 0,200 M mescolati con 20,0 mL di HCl
0,100 M. Kb (NH3) = 1,8x10-5).
81) Calcolare il pH delle soluzioni preparate come segue:
a. 50,0 mL di KOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di
CH3COOH 0,150 M;
b. 10,0 mL di KOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di
CH3COOH 0,150 M;
c. 30,0 mL di KOH 5,0x10-2 M mescolati con 10,0 mL di
CH3COOH 0,150 M. Ka (CH3COOH) = 1,8x10-5).
82) Per titolare 25,0 cm3 di una soluzione di KOH sono occorsi
24,0 cm3 di HCl 0,15 M. Calcolare: (a) la molarità della
soluzione di KOH; (b) la massa di KOH contenuta nel volume
di soluzione.
83) Calcolare: (a) la molarità di una soluzione di H2SO4 sapendo
che per titolarne 50,0 cm3 sono occorsi 20,0 cm3 di una
soluzione 0,15 M di NaOH; (b) il pH della soluzione iniziale;
(c) la massa di H2SO4 contenuta in 25,0 cm3 di soluzione.
Considerare H2SO4 come acido forte sia per la prima che per la
seconda dissociazione.
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Testo Problemi – 2010-2011
84) Calcolare il volume di acido cloridrico, HCl, 0,130 M necessario
per titolare 25,0 mL di Ba(OH)2, 0,130 M.
85) Per titolare una soluzione preparata diluendo con acqua 1,500
mL di H2SO4, al 40,0% (d = 1,303 g cm-3), sono stati
necessari 38,0 mL di una soluzione acquosa di NaOH.
Calcolare la molarità di questa soluzione.
86) 4,36 g di una miscela di KCl e KOH sono stati sciolti in acqua.
Per neutralizzare l’idrossido di potassio presente sono occorsi
187 mL di H2SO4, 0,100 M. Calcolare: (a) la composizione
ponderale della miscela; (b) la percentuale di KOH nella
miscela.
87) 0,837 g di una miscela di K2CO3 e KHCO3 sono stati sciolti in
acqua. Per titolare entrambi gli anioni sono occorsi 73,8 mL di
HCl 0,140 M. Calcolare la composizione percentuale della
miscela.
88) Calcolare il pH del punto equivalente e il volume utilizzato di
idrossido di sodio 0,12 M in relazione alle titolazioni delle
seguenti soluzioni: (a) 30,0 mL di H2SO4 0,100 M; (b)
soluzione preparata sciogliendo 0,351 g di NH4Cl, in 25,0 mL
di acqua (Kb (NH3) = 1,8x10-5).
89) Calcolare il pH al punto equivalente e il volume di NaOH 0,125
M occorrente nelle titolazioni di 10,0 mL delle seguenti
soluzioni: (a) HCl 0,35 M; (b) CH3COOH, 0,18 M (Ka
(CH3COOH) = 1,8x10-5).
90) Per stabilire la molarità delle soluzioni di NH3 e CH3COONa
25,0 mL di tali soluzioni sono stati titolati con HCl, 0,100 M.
Per titolare la soluzione di NH3 sono occorsi 35,0 mL di HCl,
mentre nel caso dell’acetato di sodio ne sono occorsi 30,0 mL.
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Testo Problemi – 2010-2011
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Calcolare: (a) la molarità delle due soluzioni; (b) i pH ai
rispettivi punti equivalenti (Kb (NH3) = 1,8x10-5; Ka
(CH3COOH) = 1,8x10-5).
91) Scegliere tra quelli scritti sotto l’indicatore più adatto per le
titolazioni delle soluzioni 0,10 M che seguono:
a. soluzione di HCl titolata con NaOH 0,10 M;
b. soluzione di CH3COOH titolato con NaOH 0,10 M;
c. soluzione di NH3 titolata con HCl 0,10 M. (Ka (CH3COOH)
= 1,8x10-5; Kb (NH3) = 1,8x10-5). Indicatori: rosso di
metile (pKHInd = 5,0), blu timolo (pKHInd = 9,20),
bromotimolo (pKHInd = 7,30).
92) Scegliere tra quelli elencati l’indicatore più adatto per la
titolazione di una soluzione circa 0,1 M di acetato di sodio con
acido cloridrico, HCl, 0,100 M. Indicatori: blu timolo (pKHInd =
1,65 o 9,20), metilarancio (pKHInd = 3,46), fenolftaleina (pKHInd
= 9,5). Ka (CH3COOH) = 1,8x10-5)