- I composti

Argomenti da studiare ed esercizi da svolgere per gli studenti con giudizio sospeso
a.s.2013/2014
Libro di testo:
A tutta chimica
Autori: Bagatti, Corradi, Desco e Ropa
Editore: Zanichelli
Insegnante: P. Morganti
Classe 2a sez B
I legami chimici
(cap. 11-cap. 12)
Gli elettroni di valenza e la notazione di Lewis. Regola dell’ottetto. Elettronegatività. Legame ionico.
Legame covalente: puro, polarizzato. Legame dativo. Legame metallico. Legami e proprietà delle sostanze.
Teoria VSEPR. Sostanze polari e apolari. Interazione tra molecole: forze dipolo-dipolo, legame a idrogeno,
interazioni di van der Waals. Miscibilità e solubilità. Elettroliti. Meccanismi di dissoluzione in acqua:
solubilizzazione, dissociazione e ionizzazione. Conducibilità. Reazioni tra ioni in soluzione
Il linguaggio chimico (dispensa e appunti di lezione)
Le proprietà di metalli, non-metalli e semimetalli e la loro disposizione nella tavola periodica. Valenza e
numero di ossidazione. Attribuzione del numero di ossidazione. Principali classi di composti inorganici:
ossidi, anidridi, idruri, idracidi, ossiacidi, idrossidi, sali. Residui acidi. Scrittura di formule molecolari grezze
di composti inorganici e loro nomenclatura tradizionale.
La mole
(cap. 6 da pag.117 a 127 - cap.7 da pag.144 a pag.145)
Principio di Avogadro. Massa di atomi e di molecole. Quantità di sostanza e mole. Numero di Avogadro.
Massa molare. Condizioni STP e volume molare. Concentrazione molare di una soluzione
Aspetti quantitativi delle reazioni chimiche (cap. 7 da pag.140 a 142, appunti di lezione)
Criteri generali per scrivere, bilanciare e interpretare una equazione chimica. Relazioni ponderali nelle
equazioni chimiche. Calcoli stechiometrici
Velocità ed equilibrio delle reazioni chimiche (cap. 14)
Processi esotermici ed endotermici. Equazione fondamentale della termologia. Energia Interna. Entalpia (in
reazioni eso ed endotermiche, di formazione nello stato standard). Variazione di entalpia in una reazione
calcolata nello stato standard. Velocità di reazione: definizione, significato e calcolo. Diagrammi energetici e
di velocità di un sistema chimico. Fattori che influenzano la velocità di reazione. Interpretazione dei dati
sperimentali: teoria degli urti. Energia di attivazione e complesso attivato. La legge di azione di massa. La
definizione di equilibrio chimico. Il principio di Le Chatelier. I metodi per governare le reazioni di
equilibrio.
Acidi e basi (cap.16 fino a pag.361)
Equilibri in soluzione: acidi e basi. Prodotto ionico dell'acqua. Relazione fra pH e [H+]. Definizione di acido
e base secondo Bronsted e Lowry. Neutralizzazione acido forte - base forte.
Elettrochimica (cap.17fino a pag. 375 e appunti di lezione)
Numeri di ossidazione e regole per ricavarli. Reazioni di ossidoriduzione e il loro bilanciamento.
Solamente dopo aver studiato puoi svolgere gli esercizi di autoverifica che trovi alla fine di ogni paragrafo
e gli esercizi riassuntivi alla fine di ogni capitolo.
Svolgi inoltre i seguenti esercizi:
1) Scrivi i nomi dei seguenti composti:
HClO4 ; Fe(OH)3 ; Na2O ; Al(NO3)3 ; N2O5 ; H2S ; CaF2 ; K2SO3 ; Ag2S ; H3PO4
2) Scrivi la formula dei seguenti composti:
Acido solforico ; Idrossido mercurico ; Ossido di alluminio ; Anidride fosforosa ;
Acido ipobromoso ; Acido fluoridrico ; Carbonato ferrico ; Ossido di potassio ;
Solfuro di litio ; Nitrito rameico
3) Indicare tra le seguenti molecole: BF3 , CH4 , BeH2, NF3, CO2 quella(e) polare(i) (motiva la
risposta costruendo la struttura delle molecole secondo la teoria VSEPR) . Indica le forze
intermolecolari che si istaurano tra molecole polari. [a) CO2 b) BF3, NF3 c) BeH2
d) NF3]
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4) Indicare la sostanza che ha il più elevato punto di ebollizione (motiva la risposta).
a) H2Se
b) H2S
c) H2Te
d) H2O
5) Dissocia in ioni i seguenti composti: H4SiO4 ; Fe(OH)3 ; K3PO3 ; Al2(SO4)3 ;
6) Rispondi “vero” o “falso” alle seguenti affermazioni:
Un catalizzatore rende spontanea una reazione
Un catalizzatore non partecipa alla reazione chimica
Un aumento di temperatura aumenta la velocità di reazione
L’energia di attivazione è l’energia che si sviluppa in una reazione chimica
Una reazione per poter avvenire deve raggiungere il complesso attivato con
un urto efficace
Ca3(PO4)2
Vero Falso










7) Scrivi il Principio dell’Equilibrio Mobile di Le Châtelier.
8) Data la reazione:
2 SO2(g) + O2(g)
2 SO3(g)
che avviene tutta in fase gassosa ed è esotermica, rispondi “vero” o “falso” alle seguenti
affermazioni:
Vero Falso
Un aumento di pressione sposta l’equilibrio verso i prodotti


Un aumento di concentrazione di SO3 sposta l’equilibrio verso i prodotti


Un aumento di concentrazione di SO2 sposta l’equilibrio verso i prodotti


Un aumento di temperatura sposta l’equilibrio verso i prodotti


L’uso di un catalizzatore sposta l’equilibrio verso i prodotti


9) Un composto presenta la seguente composizione percentuale:
C= 40,0% ; H= 6,68% ; O= 53,32%
a)
formula empirica del composto.
b)
molecolare del composto è 180 u, qual è la formula molecolare?
10) Data la reazione:
Cl2O7 + H2O  2 HClO4
Se vengono pesati 4,3 g di Cl2O7, quanti grammi di HClO4 si ottengono?
Calcola
la
[CH2O]
Se la massa
[C6H12O6]
[4,72 g]
11) 9,72 g di Li vengono fatti reagire con 10,0 L di O2 misurati in condizioni STP secondo la
reazione:
4 Li + O2  2 Li2O
Calcola:
a) la massa del prodotto ottenuto
[20,9 g]
b) la massa finale del reagente in eccesso
[3,07 g]
12) Data la reazione: 2 PbS + 3 O2  2 PbO + 2 SO2 , calcola la massa di PbO che si forma facendo
reagire 8,00 g di ossigeno con 48,0 g di PbS.
[39,9 g]
13) Quanti grammi di CuSO4 bisogna pesare per preparare 100 ml di soluzione 0,18 M? [2,9 g]
14) Calcola il volume di soluzione acquosa concentrata di HCl 37,0% m/m /d= 1,190 g/cm3)
necessario per preparare 200 mL, di soluzione acquosa 1 M.
[16,6 mL]
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15) Calcola la massa del miscuglio di KOH 87,1% m/m che devi pesare per preparare 320 mL di
soluzione acquosa 0,1 M.
[2,06 g]
16) Definisci la teoria acido – base secondo Brønsted e Lowry
17) Nella reazione: HCO3- + HCl
H2CO3 + Cla) HCl si comporta da acido
b) HCO3- si comporta da base
c) HCO3-è la base il cui acido coniugato è H2CO3
d) Tutte le affermazioni precedenti sono vere
18) Calcola il pH di 50 mL di HCl 0,060 M
[1,22]
19) Calcola il pH di una soluzione di NaOH 0,015 M
[12,2]
20) Calcola il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 50,0 mL di acqua a 25,0 mL di
HCl 0,100 M.
[1,48]
21) Calcola il pH di una soluzione di CH3COOH 0,18 M (Ka= 1,8 10-5).
[2,74]
22) Se il pH di una soluzione di ammoniaca (NH3) è 9,15, calcola la concentrazione di [OH-].
Kb= 1,8 10-5
[1,41 10-5]
23) Per neutralizzare 10,2 mL di acido cloridrico occorrono 12,8 ml di NaOH 0,1 M. Scrivi la
reazione e calcola la molarità dell’acido cloridrico
.
[0,125 M]
24) Calcolare il numero di ossidazione nei seguenti composti:
K+1 Mn O4-2 ;
H3+1P O4-2 ;
Ba (O-2H+1)2 ;
K2+1Cr2 O7-2 ;
25) Bilancia le seguenti reazioni di ossido-riduzione:
CdS + I2 + HCl  CdCl2 + HI + S
MnO2 + PbO2 + HNO3 
HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
Cr2O7 + Fe 2+  Cr3+ + Fe3+ + H2O (ambiente acido)
MnO4- + NO2-  NO3- + MnO42- (ambiente basico)
26) Individua quali sono le reazioni REDOX e quali no.
a) 8 KI + 5 H2SO4  4 K2SO4 + 4 I2 + H2S + 4 H2O
b) CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2 + H2O
c) 3 CuS + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 3 S + 4 H2O + 2 NO
d) 2 KNO2 + BaSO4  K2SO4 + Ba(NO2)2
Hg2 Cl2-1

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