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da bilanciare con metodo ionico

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Compito 1
1.
Data la reazione (da bilanciare con metodo ionico-elettronico)
!"#3 + !" + !"# → !" + !"#$2 + !2! quale volume di NO si ottiene a c.n. facendo reagire 100 mL di HNO3 0.15 M, se la resa della reazione
è del 78%.
! ! !"3 ! + !" + ! ! !" ! → !" + !"!! 2!" ! + !2! !"3 ! + 4! ! + 3! ! → !" + 2!2! ∕ ×2 !" → !"!! + 2! ! ∕ ×3
2!"3 ! + 8! ! + 3!" → 2!" + 3!"!! + 4!2!
Sono presenti due specie acide, quindi degli 8! ! presenti, due verranno utilizzati per bilanciare l’acido
nitrico, i restanti 6 per l’acido cloridrico
2!"#3 + 3!" + 6!"# → 2!" + 3!"#$2 + 4!2! !!"#3 = 0.100 ×0.15 = 0.015 !"# !"# 0.015 ∙ 0.0821 ∙ 273
!" = !"# ⟹ ! = =
= 0.336 ! !
1
!!"% = 0.262 ! = 262 !" 2.
Calcolare la f.e.m. della pila
!" !"#$4 !"#. ∥ !"#$ (!"#. ) !"
alla temperatura di 20 °C, sapendo che:
°
!!"
!"!
= 0.8 !
°
!!"∕!"
!! = −0.126 !
!!" !"#$ = 1.0×10!!"
!!" !"#$4 = 1.0×10!!
Calcolare inoltre di quanto varia la fem della suddetta pila quando nel semielemento di destra si
aggiungono 117 mg di NaCl, tenendo presente che il volume della soluzione è di 200 mL.
!!" !"#$4 = 1.0×10!! = !" !! !"4!! = !" !! ! ⟹ !" !! =
!!" !"#$ = 1.0×10!!" = !"! !" ! = !"! ! ⟹ !"! =
!
!
!!" = 10!! !"#/!
!!" = 10!! !"#/!
Le polarità degli elettrodi si deducono dai valori dei potenziali standard (la loro differenza è > di 0.3) e
le reazioni agli elettrodi sono:
⊝ !" !! + 2! ! ⟶ !" ⊕ !"! + ! ! ⟶ !"
Con l’Eq.ne di Nernst si ricava:
!! = ! ° + 0.0592 log !"! = 0.8 + 0.0592 log 10!! = 0.5
!! = ! ° +
0.0592
0.0592
log !" !! = − 0.126 +
log 10!! = −0.24
2
2
!"# = 0.5 + 0.24 = 0.74 !
Aggiungendo NaCl, ed in particolare
!!"#$ = 0.117 !
= 2 ∙ 10!! !"#
58.45
all’elettrodo di destra si registrerà una concentrazione di ioni Cl!" ! = !!"#$
2 ∙ 10!! !"#
= = 0.01 !"#/!
!
0.2 !
da cui si ricava una diminuita solubilità e quindi minor concentrazione di ioni argento all’elettrodo:
!!"
10!!"
!"! =
=
= 10!! !"#/!
!" !
10!!
Il potenziale per l’elettrodo diviene quindi
!! = ! ° + 0.0592 log !"! = 0.8 + 0.0592 log 10!! = 0.326
e la forza elettromotrice:
!"# = 0.326 + 0.24 = 0.566 !
3.
Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione di un composto non elettrolita
ottenuta sciogliendo 4.8 g in 100 g di H2O, sapendo che una sua soluzione contenente 1.2 g in 100g di
acqua è isotonica, con una soluzione di CaCl2 0.133 M (!!" !2! = 0.512 °! !" !"#).
!! = !! ⟹ !! !" = !! !" ∙ ! ⟹ !! = !! ∙ ! = 0.133 ∙ 3 = 0.399 !"#/L
!! =
! !"##"
1.2 !
=
=
= 0.399 !"#/!
! !" ∙ ! !" ∙ 0.1 !
!" =
!"##"
1.2 !
=
= 30 !/!"#
! ∙ !!
0.399 !"#/! ∙ 0.1!
ΔT!" = !!" ∙ ! = 0.512 °! !" !"# ∙
4.8 !
1
∙
= 0.82 30! 0.1 !"
!"#
!!" = 100 + 0.82 = 100.82 °!
4.
In un recipiente di volume costante si realizza, a 450 °C, il seguente equilibrio:
!(!) + !"2 (!) ⇄ 2!!(!)
Alla suddetta temperatura ed alla pressione totale di 1 atm, il 98% in moli della fase gassosa è costituita
da CO2. Se il suddetto sistema viene portato, a volume costante, a 750 °C, si misura all’equilibrio una
pressione totale di 1.75 atm. Calcolare la costante !! a 750 °C e dedurre dai dati se la reazione è
esotermica o endotermica.
!! !" + !! !" = 1 !"# !"# !""!!"# !!
!
!"!
= 0.98 !"# !" !"#à !! !" = 0.02 !"#
!" !"#$%&' !""! !"#$"%$&'( !" !"#$"%&!'%& !" !"#à:
!!"# °! !" = !!"# °! !" ×
!
!
1023,15
1023,15
= 1,39 !"# ! !!"# °! !" = !!"# °! !" ×
= 0,03 !"#
723,15
723,15
!!"
!"!
!!"
!!"
!"!
= !!"
!"!
!"!
+ !!"
!"
= !! !" − ! ! !!"
!
= 1.39 − ! ! !!"
= !! !" + 2!
!"
!"
= 0.03 + 2!
= !! !" − ! + !! !" + 2! = 1.39 − ! + 0.03 + 2! = 1.75
!
! = 0.33
!!"
!"!
= 1.39 − 0.33 = 1.06 !"# ! !!"
!! =
!!" !" !
!!" !"
=
!"
= 0.03 + 2 0.33 = 0.69 !"#
(1.06)!
= 0.45
0.69
La reazione è endotermica.
Disponendo di una soluzione acquosa 0.2 M di NH3 (!! = 1.8×10!! ) e di una soluzione di
HCl 1 M, calcolare quali volumi di dette soluzioni occorra mescolare per formare 100 mL di un
tampone che abbia pH = 9.
5.
!"! + !"# ⟶ !"! !"
!! !"# = !!"# !! = !!
!! !" = !!"! !!
!
!!"
!"!
= !!"! !! − !! = 0.2 ∙ !! − !!
!!"
!"! !"
= !!"# !! = !!
!!"
!"#
=0
!" = !"! + !"#
−!"#
!!
=9
!!
10!!"
!!
+ !"#
=9
!!
1.8 ∙ 10
!!
9.26 + !"#
!"#
!!
=9
!!
!!
= −0.26
!!
!! !! 0.2 ∙ !! − !!
=
=
!! !!
!!
!""!#$% !! + !! = 0.1 ! !" !"#$%$ !ℎ! !! = 0.1 ! − !! !"#$%# !!
0.2 ∙ !! − !!
0.2 ∙ !! − 0.1 + !! 1.2 ∙ !! − 0.1
= = =
= 10!!.!"
!!
!!
0.1 − !!
0.1 − !!
1.75!! = 0.155 !"#$%# !! = 0.09 ! = 90 !"
!! = 10 !"
Compito'del'7'Febbraio'2014'
Compito 2
1.
'
Data la reazione (da bilanciare con metodo ionico-elettronico):
!"#3! + !"2!! → !!!" + ! + !"#$3" + !2! ''
calcolare quanti grammi di zolfo si ottengono a partire da 75 mL di una soluzione al 37% in peso di
HNO3 (d=1.18 g/mL).
Soluzione:
Reazione in forma ionica:
H+ + NO3- + Ag+ + S2- ! NO + S + Ag+ + NO3- + H2O
NO3- + 3e- + 4 H+ ! NO + 2H2O
S2- ! S + 2 e-
x2
x3
2 NO3- + 8 H+ + 3 S2- ! 2NO + 4H2O + 3S
In forma molecolare:
8HNO3 + 3 Ag2S ! 2NO + 4H2O + 3S + 6AgNO3
g soluz HNO3= d x V = 1.18 x 75 = 88.5
gHNO3 = 88.5 x 0.37 = 32.7
moliHNO3 = 32.7/ 63 = 0.52
moli S = moliHNO3 x 3/8 = 0.52 x 3/8 = 0.19
gS = 0.19 x PAS = 0.19 x 32 = 6.2
Compito'del'7'Febbraio'2014'
2.
A 25 °C il prodotto di solubilità di AgCl è !!" !"#$ = 1.56×10!!"
Calcolare il prodotto di solubilità di AgBr, sapendo che la f.e.m. della pila
⊝ !" !"#$! !"#. ∥ !"#$!(!"#. ) !!" ⊕
è pari a 0.0667 V.
Soluzione:
Essendo una pila a concentrazione, la f.e.m. sarà uguale a:
f.e.m. = 0.059 log [Ag+]cat./ [Ag+]an.
Al catodo la concentrazione di Ag+ sarà uguale a:
[Ag+] = √Kps = √1.56 x 10-10 = 1.2 x 10-5
Quindi la f.e.m. sarà:
0.0667 = 0.059 log (1.2 x 10-5/ SAgBr)
da cui SAgBr = 8.9 x 10-7
e Kps AgBr = S2 = 7.9 x 10-13
Compito'del'7'Febbraio'2014'
3.
La soluzione acquosa di un cloruro di un metallo presenta a 20 °C una pressione osmotica
! = 0.358!!"# . Determinare la formula del sale (MClx), sapendo che la concentrazione della
soluzione è 0.55!!/! e che la massa atomica del metallo è 40.1 uma. Il cloruro in acqua è
completamennte dissociato in ioni (peso atomico del cloro 35.45 uma).
Soluzione:
Poichè il sale dissocia come:
MClx ! Mx+ + xClavremo che i = 1 + x
quindi avremo che:
π = (1 + x) MRT
Per un litro di soluzione:
0.358 = (1 + x)
!.!!
!".!!!!!".!"!!
!0.0821 x 293
Risolvendo l'equazione si trova che x ≈ 2 e quindi la formula del sale sarà MCl2.
Compito'del'7'Febbraio'2014'
4.
Un recipiente di volume costante è riempito, ad una certa temperatura, con una miscela
costituita per il 60% in volume da SO2 e per il resto da SO3, fino a raggiungere una pressione totale di 5
atm. Dopo che il sistema ha raggiunto l’equilibrio,
2!"!(!) ! + ! !!(!) ⇄ !!2!!!(!)
si misura una pressione di 5.5 atm. Calcolare la costante !! della reazione.
Soluzione:
Poichè per i gas la percentuale in volume è correlata alla frazione molare, avremo che all'inizio:
XSO2 = 0.6 ed XSO3 = 0.4 e quindi, dalla Legge di Dalton, le pressioni parziali dei gas saranno:
PSO2 = Ptot X SO2 = 5 x 0.6 = 3 atm
PSO3 = Ptot X SO3 = 5 x 0.4 = 2 atm
La variazione di pressione osservata all'equilibrio sarà uguale alla pressione di O2 prodotta (visto che il
rapporto fra SO2 e SO3 è di 1:1). La pressione di O2 all'equilbrio sarà quindi:
PO2 = 5.5 - 5 = 0.5 atm
Considerati i rapporti stechiometrici, se si sono formate 0.5 atm di O2, si sarà consumata 1 atm di SO3 e
si sarà prodotta 1 atm di SO2.
All'equilibrio le pressioni saranno quindi:
PSO2 = 3 + 1 = 4 atm
PSO3 = 2 -1 = 1 atm
PO2 = 0.5 atm
La Kp sarà quindi:
!"! = !
!
!!"!
!
!!"!
!!!
!=!
!
!!!.!
= 0.5
Compito'del'7'Febbraio'2014'
5.
Volumi uguali di una soluzione di NH3 (!! = 1.8×10!! ) avente pH=11.4 e di una soluzione
di HCl, con pH= 0.7, sono mescolati tra di loro. Calcolare il pH della soluzione risultante.
Soluzione:
Per la soluzione di ammoniaca:
pOH = 14 - pH = 2.6
Essendo NH3 una base debole, abbiamo che:
[OH-]2 = KbC e quindi possiamo trovare la concentrazione della base:
C = [OH-]2/ Kb = (10-2.6)2/1.8 x10-5 = 0.35
La concentrazione di HCl invece la otteniamo direttamente dal pH, dato che per un acido forte
pH = -log Ca
Quindi: [H+] = 10-0.7 = 0.2
Visto che l'ammoniaca è in eccesso rispetto all'HCl, avremo che in seguito al mescolamento si formerà
una soluzione tampone. Il pH sarà quindi ottenuto da:
pH = pKa + log nb/na
dove il Ka sarà quello dell'acido coniugato del'ammoniaca, da Ka = Kw/Kb = 5.6 x 10-10
Essendo volumi uguali di NH3 ed HCl, avremo che le moli dei due componenti dopo il mescolamento e
la reazione:
NH3 + HCl ! NH4Cl
le moli nb di ammoniaca saranno: nb = 0.35 - 0.2 = 0.15
le moli na di NH4+ saranno uguali a quelli di HCl aggiunte: na = 0.2
Quindi:
pH = -log 5.6x10-10 + log 0.15/0.2 = 9.14
Compito'del'7'Febbraio'2014'
Compito 3
1.
'
Data la reazione (da bilanciare con metodo ionico-elettronico):
!"(!")3! + !"2!"#2! → !!!" + !"2!"#3! + !2! ''
calcolare i grammi di bismuto che si ottengono a partire da 372 g di Bi(OH)3 e 372 g di Na2SnO2.
Soluzione:
Forma ionica:
Bi3+ + OH- + Na+ + SnO22- ! Bi + Na+ + SnO32- + H2O
SnO22- + 2 OH- ! SnO32- + 2e- + H2O
Bi3+ + 3e- ! Bi-
x3
x2
2 Bi3+ + 3 SnO22- + 6 OH- ! 2Bi + 3H2O + 3 SnO32In forma molecolare:
2 Bi(OH)3 + 3 Na2SnO2 ! 2Bi + 3H2O + 3 Na2SnO3
Le moli dei reagenti saranno:
moli Bi(OH)3 = 372/260 = 1.43;
moli Na2SnO2 = 372/197 = 1.89
Lo Na2SnO2 è il reagente limitante, considerando i rapporti stechiometrici della reazione.
Quindi:
Moli Bi = 2/3 moli Na2SnO2 = 1.26
gBi = Moli Bi x PA Bi = 1.26 x 209 = 263.3
Compito'del'7'Febbraio'2014'
2.
Data la pila
!" !"#$! !"#. , !"#$!0.1!! ∥ !"#$! !"#. , !"#$!0.01!! !!"
ricavare:
a) la forza elettromotrice
b) le reazioni che avvengono ai due elettrodi.
Soluzione:
La pila è a concentrazione, essendo entrambi gli elettrodi ad AgCl/Ag.
I processi agli elettrodi sono sempre:
AgCl(s) + e- " Ag(s) + ClL'equazione di Nernst sarà quindi:
E = E° + 0.059 log (1/[Cl-])
La f.e.m. sarà quindi:
f.e.m. = Ecat - Ean = 0.059log
[!" ! ]!"#
[!" ! ]!"
= 0.059log
!.!
!.!"
= 0.059 V
Compito'del'7'Febbraio'2014'
3.
Determinare la formula molecolare di una sostanza organica (non elettrolita), contenente il
14.3% di H e 85.7% di C, sapendo che una soluzione ottenuta sciogliendo 0.90 g della sostanza in 18.2
g di benzene congela a 4.06 °C. Il benzene congela a 5.50 °C (!!" = 4.90 °!!!" !"#).
Soluzione:
Per la formula minima:
C = 85.7/ 12 = 7.14
H = 14.3
Dividendo per l'esponente più piccolo avremo che:
C = 7.14/7.14 = 1
H = 14.3/7.14 = 2
La formula minima sarà CH2.
Per trovare il peso molecolare del composto avremo che:
ΔTcr = Kcrm
ΔTcr = 5.50 - 4.06 = 1.44
Quindi:
1.44! = !4.90!
PM =
!.!/!"
!.!"#$
!.!!!!!.!
!.!!!!!!.!!"#!
da cui:
= 168
Dividendo il PM per il peso della formula minima, avremo:
n = 168/14 = 12
quindi la formula chimica del composto sarà:
C12H24
Compito'del'7'Febbraio'2014'
4.
L’ammoniaca NH3, si dissocia ad alte temperature, secondo il seguente equilibrio:
2!"!(!) ! ⇄ !! !!(!) + ! 3!!(!)
3 g di H2 e 21 g di N2 vengono introdotti in un recipiente, preventivamente evacuato, del volume di 5 L
e mantenuto a temperatura costante fino al raggiungimento dell’equilibrio chimico. A questo punto la
miscela gassosa viene fatta gorgogliare su acqua e richiede 82 mL di HCl 2 M per titolare l’NH3
presente. Calcolare la !! dell’equilibrio.
Soluzione:
Le moli iniziali dei idrogeno ed azoto sono:
Moli H2 = 3/2 = 1.5;
Moli N2 = 21/28 = 0.75
Le loro concentrazioni:
[H2] = 1.5/5 = 0.3;
[N2] = 0.75/5 = 0.15
L'NH3 che si forma all'equilibrio la otteniamo dalla reazione di titolazione con la soluzione di HCl.
Sappiamo che:
moli NH3 = moli HCl, da cui:
moli NH3 = CHCl x VHCl = 2x0.082 = 0.16
La concentrazione di NH3 nella miscela all'equilibrio sarà quindi:
[NH3] = 0.16/5 = 0.033
Da cui:
[N2]eq = [N2]in - [N2]cons = 0.15 - 0.033/2 = 0.13
[H2]eq = [H2]in - [H2]cons = 0.3 - 0.033x3/2 = 0.25
Quindi:
!"! = !
!.!"!(!.!")!
(!.!"")!
= 1.9
Compito'del'7'Febbraio'2014'
5.
Calcolare il pH che si avrà al punto di equivalenza quando 50 mL di NH3 0.15 M (!! =
1.8×10!! ) sono titolati con HCl 0.1 M.
Soluzione:
Data la reazione:
NH3 + HCl ! NH4Cl
Al punto di equivalenza avremo che:
Moli NH3 agg= Moli HCl agg = Moli NH4Cl form, per cui:
Moli NH3 = CxV = 0.15 x 0.05 = 7.5 x 10-3
Il volume di HCl aggiunto sarà:
VHCl = Moli/C = 7.5x10-3/0.1 = 0.075 L
La concentrazione finale del cloruro di ammonio sarà:
[NH4Cl] = moli/V = 7.5x10-3/(0.075 + 0.05) = 0.06
Il pH sarà quindi dato dalla reazione dello ione ammonio, per cui la Ka verrà ricavata da:
Ka = Kw/Kb = 5.6x10-10
Quindi:
[H3O+] = √KaxC = √5.6x10-10x0.06 = 5.8 x 10-6
pH = 5.25
Compito 4
1.
Data la reazione (da bilanciare con metodo ionico‐elettronico): !" + !"#$% + !"#$ → !"#$ + !"3!"#4 + !2! calcolare i grammi di arsenico consumati se dalla reazione si ottengono 17 g di NaCl con una resa dell’83%. !" + 8!"! → !"#!!! + 5! ! + 4!2! ∕ ×2 !"# ! + 2! ! + !! ! → !" ! + 2 !" ! ∕ ×5
2!" + 16!! ! + 5!"# ! + 5!! ! → 2!"#!!! + 5!" ! + 10 !" ! + 8!2!
2!" + 5!"#$% + 6!"#$ → 5!"!" + 2!"3!"#4 + 3!2! !!"#$ !"
17 !
2
=
= 0.291 !"# !!" !"# = 0.291× = 0.116 !"# 58.45 !/!"#
5
!!" !"
0.116
=
= 0.14 !"# 0.83
!!" = !×!" = 0.14×74.92 = 10.49 2.
Data la pila:
!" !"# !"#. , !"# 1 ! ∥ ! ! 1! !", !! 1 !"#
°
si calcoli !!" !"# noto !!"∕!"
! = 0.8 ! e sapendo che la f.e.m., a 25 °C, è uguale a 0.15
V.
⊝ 2! ! + 2! ! ⟶ !! ⊕ !"! + ! ! ⟶ !"
Essendo l’anodo un elettrodo standard a idrogeno, !! = 0
!"# = !! − !! = 0.15 !
!! = !"# + !! = 0.15
! ° + 0.0592 log !"! = 0.8 + 0.0592 log !"! = 0.15
log !"! = −11 ⟹ !"! = 1 ∙ 10!!!
!!" = !"! ! ! = 1 ∙ 10!!! × 1 = 1 ∙ 10!!!
Si calcoli a 30 °C la composizione in volume del vapore in equilibrio con una
soluzione costituita da 10 g di acqua e 80 g di metanolo, CH3OH, noto che a 30 °C le tensioni
! ° !2! = 31.8 !!"# e ! ° !"3!" = 55.0 !!"#.
3.
!!!! =
!!!! =
10 !
80 !
= 0.56 !"# ! !!"!!" =
= 2.5 !"#
18 !/!"#
32 !/!"#
0.56
2.5
= 0.183 ! !!"!!" =
= 0.817 (= 1 − !!!! )
0.56 + 2.5
0.56 + 2.5
°
P!"! = P!!! + P!"!!" = P!° !! ∙ !!!! + P!"
∙ !!"!!" =
! !"
= 31.8 ∙ 0.183 + 55 ∙ 0.817 = 5.82 + 44.93 = 50.75 !!"#
!!!! ! =
4.
P!!!
P!"!!" 44.93
5.82
=
= 0.115 ! !!"!!" ! =
=
= 0.885
P!"!
50.75
P!"!
50.75
A 700 °C, la costante dell’equilibrio
2!"(!) ⇄ !!!(!) + !(!)
è !! = 2.
Calcolare la pressione totale che si raggiunge all’equilibrio, in un recipiente da 5 L, in cui
sono stati immessi 3.0 g di CO.
!! !" = 0.98 !"# !" !"#à !! !" = 0.02 !"#
!
!" !"#$%&' !""! !"#$"%$&'( !" !"#$"%&!'%& !" !"#à:
!!"# °! !" = !!"# °! !" ×
!
!
1023,15
1023,15
= 1,39 !"# ! !!"# °! !" = !!"# °! !" ×
= 0,03 !"#
723,15
723,15
!!" = 3 !
= 0.107 !"# 28 !/!"#
!" = 0.107 !"#
= 0.0214 ! 5 !
2!"(!) ⇄ !!!(!) + !(!)
!"
!"
= 0.0214 − 2! ! !"!
!! = 2 =
!"!
!"
!"
!
!"
=
!"
!
0.0214 − 2!
= !
!
8! ! − 1.171! + 9.16 ∙ 10!! = 0 !! = 7,5 ∙ 10!! ; !! = 0.145 (!"! !""#$$!%&'#, > !" ! )
!!"! = !!"! !" (0.0995 + 0.00375) ∙ 0.0821 ∙ 973
=
= 1.65 !"#
!
5
4.5 g di un acido monoprotico HA, sciolti in 500 mL di H2O, sono titolati con 75.0
mL di NaOH 1M. Calcolare il peso molecolare e la !! dell’acido, sapendo che la soluzione
iniziale aveva un pH=3.3.
5.
!!"#$ = !!"!" !!"!" = 0.075×1 = 0.075 !"#
!!"#$ = !!" = 0.075 !"#
!!" =
!
!
4.5 !
= 0.075 !"# ⟹ !" = =
= 60 !/!"#
!"
! 0.075 !"#
!! =
!! !
(5.01 ∙ 10!! )!
=
= 1.67 ∙ 10!!
0.075!"#
!!"
0.5 !
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