Chimica
Luca Guerra
March 2023
Contents
1 Spiegazione Domande Esame
1.1 Decadimento Alfa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.2 Decadimento Beta . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.3 Configurazione Elettronica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.4 Reazione tra elementi 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.5 Reazione tra elementi 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.6 VSEPR 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.7 Bilanciamento di Reazioni . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.8 Bilanciamento Ossidoriduzioni . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.9 Lavoro Elettrico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.10 Stechiometria . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.11 Nomenclatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.12 Ph - Acidi e Basi Forti . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.13 Neutralizzazione . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.14 Idrolisi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.15 Calcolo solubilità e Kps . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.16 Kps con ione in comune . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.17 Termodinamica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1
2
2
2
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1
Spiegazione Domande Esame
1.1
Decadimento Alfa
• Scrivere il prodotto di decadimento α del nuclide 212Po ⇒ 208Pb
– La risposta corretta e’ tale perché per ottenere il decadimento α devo spostarmi per due
componenti chimici a sinistra e sottrarre 4 al valore iniziale.
• Un elemento decade con decadimento α dando 232Th. Scrivere il nuclide di partenza. ⇒ 236U
– Ovviamente ho ottenuto questo risultato perché e’ il diretto opposto dell’esercizio sopra
citato. ( Mi muovo a destra di 2 posizioni e sommo 4 al valore iniziale )
1.2
Decadimento Beta
• Scrivere il prodotto di decadimento β− del nuclı̀de 229Ac ⇒ 229Th
– Traslo di 1 posizione a destra senza variare il valore dato
• Scrivere il prodotto di decadimento β+ del nuclı̀de 72As ⇒ 72Ge
– Traslo di 1 posizione a sinistra senza variare il valore dato
2
1.3
Configurazione Elettronica
• La tavola periodica e’ suddivisa in 4 blocchi
– Blocco S ( A sinistra )
– Blocco D ( In mezzo )
– Blocco P ( A destra )
– Blocco F ( In basso )
• Il coefficiente indica la riga in cui stiamo operando
• Il numero di elevazione indica il valore di elementi presi in quella riga per quella specifica famiglia
• Il risultato si scrive in ordine di Coefficiente
• Da notare che la famiglia D e’ come se avesse un offset di 1
( Al posto di partire da 4d parte da 3d )
• Da notare che la famiglia F e’ come se avesse un offset di 2
( Al posto di partire da 6f parte da 4f )
• I due elementi La ed Ac non vengono considerati all’interno del gruppo F ma bensı̀ in quello D.
• Guardare bene il livello di elettroni del gruppo F ( La prima fila viene prima di D e P )
Esempio:
Bi ⇒ [Xe]
4f14
5d10
6s2
6p3
- Ho preso [Xe] perche’ come primo valore bisogna prendere il Gas Nobile di 1 riga superiore
rispetto all’elemento richiesto
- Ho preso 4f14 perche’ Bi si trova alla 6 riga, il quale aziona anche la famiglia F. Sapendo che
la famiglia F ha un off-set di 2 posizioni (rispetto alla riga dell’elemento da controllare) avro’ che il
coefficiente, in questo caso, e’ pari a 4. Ho 14 all’esponente perche’ la famiglia F e’ composta da 14
elementi per riga
- Ho preso 5d10 perche’ Bi si trova alla 6 riga, il quale aziona anche la famiglia D. Sapendo che
la famiglia D ha un off-set di 1 posizioni (rispetto alla riga dell’elemento da controllare) avro’ che il
coefficiente, in questo caso, e’ pari a 5. Ho 10 all’esponente perche’ la famiglia D e’ composta da 10
elementi per riga
- Ho preso 6s2 perche’ Bi si trova alla 6 riga, il quale tocca 2 elementi della famiglia S
- Ho preso 6p3 perche’ Bi si trova alla 6 riga, in questo caso mi fermo con l’esponente uguale a
3 in quanto Bi si trova proprio alla 3 colonna all’interno della famiglia P (Il quale e’ composta da 6
elementi)
3
1.4
Reazione tra elementi 1
• Scrivere il prodotto di reazione tra Li e O
– La configurazione elettronica di Li : [He] 2s1
Poichè Li possiede 1 elettrone in più rispetto al gas nobile, perde 1 elettrone formando Li+
– La configurazione elettronica di O : [He] 2s2 2p4
O possiede 2 elettroni in meno rispetto al gas nobile più vicino. Acquista quindi 2 elettroni
formando O2−
– Ottengo quindi ⇒ Li2 O
• Scrivere il prodotto di reazione tra Mg e F
– La configurazione elettronica di Mg : [Ne] 3s2
Poichè Mg possiede 2 elettroni in più rispetto al gas nobile, perde 2 elettroni formando
Mg2+
– La configurazione elettronica di F : [He] 2s2 2p5
F possiede 1 elettrone in meno rispetto al gas nobile più vicino. Acquista quindi 1 elettrone
formando F−
– Ottengo quindi ⇒ MgF2
• Scrivere il prodotto di reazione tra Na e Br
– Na+
– Br−
– Ottengo quindi ⇒ NaBr
• Scrivere il prodotto di reazione tra Ca e S
– Ca2+
– S2−
– Ottengo quindi ⇒ CaS
• Scrivere il prodotto di reazione tra H e P
– H+
– P3−
– Ottengo quindi ⇒ H3 P
• Scrivere il prodotto di reazione tra B e S
– B3+
– S2−
– Ottengo quindi ⇒ B2 S3
4
1.5
Reazione tra elementi 2
TOP SECRET - CONFIDENTIAL : Alcuni elementi preferiscono rimescolare i propri elettroni
per formare piu legami. Questi risultano essere il Boro (B) ed il Carbonio (C) assieme ad i rispettivi
gruppi (Colonna verticale)
• Scrivere il prodotto di reazione tra As e Cl
– La configurazione elettronica di As : [Ar] 3d10 4s2 4p3
Il tutto si puo’ semplificare guardando i gruppi e scrivere i vari orbitali secondo il gruppo di
appartenenza (da 13 a 17)
– La configurazione elettronica di Cl : [Ne] 3s2 3p5
Il tutto si puo’ semplificare guardando i gruppi e scrivere i vari orbitali secondo il gruppo di
appartenenza (da 13 a 17)
– Cl e’ piu elettronegativo di As (Guardare la tabella sull’elettronegativita’) di conseguenza
risulta essere proprio lui l’elemento che si collega all’altro elemento chimico : AsCl3
– Poichè ci sono 4 nubi elettroniche attorno all’atomo centrale il composto ha geometria
tetraedrica
– Dato che As può fare espansione dell’ottetto si forma anche il seguente composto:
– Si forma quindi il composto: AsCl5
• In sintesi continuo a scomporre le linee dell’elemento chimico meno elettronegativo in modo da
riempire ogni spazio.
5
1.6
VSEPR 1
6
1.7
Bilanciamento di Reazioni
Fe2 (SO4 )3 + Ba (NO3 )2 → Fe (NO3 )3 + BaSO4
Aggiungo 2 a Fe di sinistra per equilibrarlo
Fe2 (SO4 )3 + Ba (NO3 )2 → 2Fe (NO3 )3 + BaSO4
Ba e’ già equilibrato, procedo allora con SO4
Fe2 (SO4 )3 + Ba (NO3 )2 → 2Fe (NO3 )3 + 3BaSO4
Avendo equilibrato SO4 , ho sputtanato Ba.. aggiustiamolo
Fe2 (SO4 )3 + 3Ba (NO3 )2 → 2Fe (NO3 )3 + 3BaSO4
7
1.8
Bilanciamento Ossidoriduzioni
Riduzione:
Si guadagnano elettroni, dunque si va ad un valore ancora piu’ negativo
Ossidazione:
Si perdono elettroni, dunque si va ad un valore ancora piu’ positivo
Esempio
8
1.9
Lavoro Elettrico
Tipologia 1 (Vengono dati i moli):
Data la seguente reazione di ossidoriduzione:
Te + 2TiO + H2 O → Te2− + Ti2 O3 + 2H+
Sapendo i potenziali standard di riduzione delle semireazioni:
E◦ Te(s)/Te2− (aq) = −1.143 V
E◦ (Ti2 O3 ( s)/TiO(s)) = −1.31 V
Calcolare il lavoro elettrico in Joule generato dalla reazione di 0.5moli di Te2−
Svolgimento
Ora calcoliamo le moli di elettroni η
Considerando la semi reazione bilanciata:
Te + 2e− → Te2−
Possiamo impostare la proporzione:
1 moli di Te2− : 2 moli di e− = 0.5 moli di Te2− : X
X = (0.5 × 2)/1 = 1 moli di elettroni (η)
Ora calcoliamo il potenziale di cella
Sappiamo che il potenziale della cella è dato da:
E◦cella = E◦red − E◦ox
dove E◦red = −1.143 V e E◦ox =−1.31 V, quindi sostituendo i valori otteniamo:
E◦cella = E◦ Te(s)/Te2− (aq) − E◦ (Ti2 O3 ( s)/TiO(s)) = −1.143 − (−1.31) = 0.167 V
Ora calcoliamo il lavoro elettrico
W = η · F · E◦ cella = 1 × 96500 × 0.167 = 16100 J
9
Tipologia 2 (Vengono dati i grammi):
Data la seguente reazione di ossidoriduzione:
OsO4 + 4H+ + 2Co → OsO2 + 2H2 O + 2Co2+
Sapendo i potenziali standard di riduzione delle semi reazioni:
E◦ Co2+ (aq)/Co(s) = −0.28 V
E◦ (OsO4 ( s)/OsO2 ( s)) = +0.20 V
Calcolare il lavoro elettrico in Joule generato dalla reazione di 225.2 gdiOsO4 (s)
Svolgimento
Avendo i grammi, calcoliamo le moli
mol (OsO4 ) = gOsO4 /MM (OsO4 ) = 225.2/254.2276 = 0.89 mol
Ora calcoliamo le moli di elettroni η
Considerando la semi reazione bilanciata:
OsO4 + 4e− + 4H+ → OsO2 + 2H2 O
Possiamo impostare la proporzione:
1 moli di OsO4 : 4 moli di e− = 0.89 moli di OsO4 : X
X = (0.89 × 4)/1 = 3.56 moli di elettroni (η)
Ora calcoliamo il potenziale di cella
Sappiamo che il potenziale della cella è dato da:
E◦ cella = E◦red − E◦ox
Nella reazione considerata la semireazione (2) va nel verso opposto (ossidazione), quindi il potenziale
sará:
E◦ cella = E◦ (OsO4 ( s)/OsO2 ( s)) − E◦ Co2+ (aq)/Co(s) = +0.20 − (−0.28) = 0.48 V
Finalmente possiamo calcolare il lavoro elettrico:
W = η · F · E◦ cella = 3.56 × 96500 × 0.48 = 164900 J
10
Tipologia 3 (Vengono dati i litri):
Data la seguente reazione di ossidoriduzione:
Fe3+ + 3Eu2+ → Fe + 3Eu3+
Sapendo i potenziali standard di riduzione delle semi reazioni:
E◦ Eu3+ (aq)/Eu2+ (aq) = −0.35 V
E◦ Fe3+ (aq)/Fe(s) = −0.04 V
Calcolare il lavoro elettrico in Joule generato dalla reazione di 6.7 litri di soluzione 0.9MdiEu2+ (aq)
Svolgimento
Calcoliamo il numero di moli:
moli Eu2+ = Litri × molaritá = 6.7 × 0.9 = 6.03 moli
Ora calcoliamo le moli di elettroni η
Considerando la semi reazione bilanciata:
Eu2+ → e− + Eu3+
Possiamo impostare la proporzione:
X = (6.03 × 1)/1 = 6.03 moli di elettroni (η)
Ora calcoliamo il potenziale di cella
Conoscendo i potenziali standard di riduzione delle due semi reazioni:
(1) E◦ Fe3+ (aq)/Fe(s) = −0.04 V
(2) E◦ Eu3+ (aq)/Eu2+ (aq) = −0.35 V
Sappiamo che il potenziale della cella è dato da:
E◦cella = E◦red − E◦ox
Nella reazione considerata la semi reazione (2) va nel verso opposto (ossidazione), quindi il potenziale sará:
E◦cella = E◦ Fe3+ (aq)/Fe(s) − E◦ Eu3+ (aq)/Eu2+ (aq) = −0.04 − (−0.35) = 0.31 V
Finalmente possiamo calcolare il lavoro elettrico:
◦
W = η · F · Ecella
= 6.03 × 96500 × 0.31 = 180400 J
11
1.10
Stechiometria
Calcolare quanti litri di soluzione 0.0M sono necessari per formare 0.0 Litri misurati ad
una pressione di 00 atm e ad una temperatura di 40◦
• Eseguo Bilanciamento
• Eseguo Redox
• Uso Equazione per trovare il valore di n:
ρ·v =n·r·T
– ρ = Pressione che va convertita in Pascal
– v = Volume, devo trasformare litri in m2
– n = Numero di moli
– r = Costante pari a 0,0821
– T = Temperatura in Kelvin
• Uso Equazione per trovare valori di moli dell’elemento interessato:
2 : 1 = x : 281332
– 2 = Indica il numerino prima dell’elemento nella prima posizione
– 1 = Indica il numerino prima dell’elemento nella prima posizione
– 281332 = Indica il numero di moli trovato prima
• Uso la formula inversa della molarità per trovare il valore di litri e finire l’esercizio
M=
Moli Soluto
Litri Soluzione
Calcolare quanti grammi di *Elemento 1* sono necessari per formare 0.4 moli di *Elemento 2 Aggiornato*
• Eseguo Bilanciamento
• Eseguo Redox
• Uso Equazione per trovare il valore dei moli del secondo elemento
2 : 2 = x : 0, 4
– 2 = Numerino prima dell’elemento 1
– 2 = Numerino prima dell’elemento 2
– 0,4 = mole associata all’elemento 1
• Ottengo la somma della massa atomica dell’elemento 1 (Ricordo che si trovano sulla tabella degli
elementi)
• Uso equazione per trovare il valore che mi e’ stato richiesto dal problema:
3123 : 1 = x : 0, 4
– 3123 : indica il valore della massa atomica trovata prima
– 0,4 : valore dei moli dell’elemento 2
12
Calcolare quanti litri di soluzione 0.6MdiH2 O2 sono necessari per formare 804.4 g di I2 ( s)
• Eseguo Bilanciamento
• Eseguo Redox
• Trovo il valore della massa atomica dell’elemento che ci viene chiesto
– Dopo il bilancio moltiplico il valore dell’elemento chimico per il valore ottenuto post-bilancio
a destra ?credo?
• Tramite equazione trovo moli di I2
253, 8 : 1 = 804, 4 : x
– 253 = Valore di massa atomica
– 804 = Valore di grammi dato dal testo
• Uso equazione per ottenere il valore di moli di soluto
4 : 1 = 3, 169 : x
– 4 = Numerino prima dell’elemento a sinistra di I
– 3,169 = Valore di Moli di soluto
• Uso la formula inversa della molarità per trovare il valore di litri e finire l’esercizio
M=
Moli Soluto
Litri Soluzione
Calcolare quanti litri di CO(g) , misurati ad una pressione di 59 atm e ad una temperatura
di 172◦ C sono necessari per far reagire 6 litri di soluzione 0.9M di ClO−
3 (aq)
• Eseguo Bilanciamento
• Eseguo Redox
• Uso la formula inversa della molarità per trovare il valore di Moli di Soluto
M=
Moli Soluto
Litri Soluzione
• Uso equazione per trovare il valore Moli dell’elemento che ci interessa
1 : 2 = x : 5, 4
– 1 : Elemento che ci interessa Post Bilancio a Sinistra
– 2 : Elemento 2 Post Bilancio a Sinistra
– 5,4 : Numero Di elementi dell’elemento 2
• Uso la formula inversa della legge del gas per trovare il valore del volume
ρ·v =n·r·T
13
Calcolare quanti grammi di OsO2 (s) sono necessari per far reagire 0.2 litri di soluzione
0.5M di NO−
3 (aq)
• Eseguo Bilanciamento
• Eseguo Redox
• Uso la formula inversa della molarità per trovare il valore di Moli di Soluto
M=
Moli Soluto
Litri Soluzione
• Eseguo equazione per trovare numero di moli soluto dell’elemento che ci interessa
1 : 4 = x : 0, 10
– 1 = Numero post bilancio a destra dell’Elemento che ci interessa
– 4 = Numero post bilancio a destra dell’Elemento che non ci interessa
– 0,10 = elemento che abbiamo trovato prima
• Trovo valore della massa atomica dell’elemento che ci interessa (qui e’ 16 · 2 + 190, 2)
• Uso equazione per trovare il valore richiesto dal problema
222, 2 : 1 = x · 0, 025
– 222 = Valore della massa atomica dell’ elemento
– 0.025 = Valore trovato tramite l’equazione fatta al punto 3
Calcolare quanti grammi di GeO(s) sono necessari per formare 585.8 g di GeO2 ( s)
• Eseguo Bilanciamento
• Eseguo Redox
• Trovo valore di massa atomica dell’elemento che ci interessa Post Bilancio a destra
• Uso equazione per trovare qualcosa
104, 63 : 1 = 585 : x
– 104 = Valore della massa atomica trovata
– 585 = Valore di grammi dati dal testo
• Uso equazione per trovare un altra bellissima cosa che non so :)
1 : 1 = 5, 59 : x
– 1 = Numeri dell’elemento che ci interessa post bilancio a sinistra
– 1 = Numeri dell’elemento che ci interessa post bilancio a destra
– 5,59 = Valore ottenuto dall’ultima equazione
• Ottengo il valore della massa atomica dell’elemento che ci interessa a sinistra post bilancio
• Uso ultima equazione per completare l’esercizio
88, 65 : 1 = x : 5, 59
– 88,65 = Valore massa atomica elemento a sinistra
– 5,59 = Valore ottenuto nella primissima equazione fatta
14
1.11
Nomenclatura
Base Centrale !???
Nome
Cloruro
Fluoruro
Solfuro
Nitruro
Acido
Ossido Anidride
Elemento
Cloro
Fluoro
Zolfo
Azoto
Idrogeno
Ossigeno
Nomenclatura Tradizionale
Suffisso
-uro
-ide
-ite
-ato
-ita
-ato
-ico
-oso
-per
-ipo
Elemento
Non metallo
Non metallo
Anione contenente ossigeno con una valenza
minore
Anione contenente ossigeno con una valenza
maggiore
Anione contenente ossigeno con una valenza
minore rispetto all’ato
Anione contenente ossigeno con una valenza
maggiore rispetto all’ito
Acido con una valenza maggiore
Acido con una valenza minore
Scelta di prendere il valore di valenza più
grande possibile
Scelta di prendere il valore di valenza più
piccolo possibile
Nomenclatura IUPAC
Prefisso
Met
Et
Prop
But
Pent
Es
Ept
Ott
Non
Dec
Numero
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
15
Esempio: Acido Ipocloroso
• Ipo/Oso - Scelgo Valenza piu piccola
• Considero prima esclusivamente Cl e O
–
+1
Cl
−2
=⇒ Cl(2) O
O
• Sommo al composto ottenuto H2 O ottenendo dunque
– Cl2 O + H2 O = H2 Cl2 O2 = HClO
Acido Solforoso
• Oso - Scelgo Velanza piu piccola
• Considero solo S e O e li equilibrio
–
+4
S
−2
=⇒ S2 O4 =⇒ SO2
O
• Aggiungo H2 O
– SO2 + H2 O = H2 SO3
16
1.12
Ph - Acidi e Basi Forti
Calcolare il pH ottenuto sciogliendo 86 grammi di acido perclorico in 96 L di acqua
1. Determinare la massa molecolare dell’acido perclorico (HClO4). . La massa molecolare dell’acido
perclorico è 100, 4585 g/mol
2. Calcolare il numero di moli di acido perclorico presenti in 86 grammi utilizzando la formula
n = m/M , dove n è il numero di moli, m è la massa e M è la massa molecolare. In questo caso,
86 g
n = 100,4585
g = 0, 856 mol.
3. Calcolare la concentrazione molare (molarità) dell’acido perclorico nella soluzione utilizzando la
formula c = n/V , dove c è la concentrazione molare, n è il numero di moli e v è il volume della
soluzione in litri. In questo caso, C = 0, 856 mol/96 L = 0, 00892M.
4. L’acido perclorico è un acido forte e si dissocia completamente in acqua secondo la reazione:
HClO4 → H + +ClO4 - Quindi la concentrazione di ioni H+ nella soluzione è uguale alla concentrazione molare dell’acido perclorico.
5. Calcolare il pH della soluzione utilizzando la formula pH = − log[H+], dove [H+] è la concentrazione di ioni H+. In questo caso, pH = − log[θ, θ0892] = 2, 05.
Quindi il pH ottenuto sciogliendo 86 grammi di acido perclorico in 96 L di acqua è 2,05 .
17
Calcolare la concentrazione molare di una soluzione di acido cloridrico avente pH = 4
1. Utilizzare la definizione di pH per calcolare la concentrazione di ioni H+ nella soluzione. La
definizione di pH è pH = − log[H+], dove [H+] è la concentrazione di ioni H+. Risolvendo per
[H+], otteniamo [H+] = 10∧ (−pH). Sostituendo il valore del pH nella formula, otteniamo [H+] =
10∧ (−4) = 0.0001M.
2. L’acido cloridrico è un acido forte e si dissocia completamente in acqua secondo la reazione: HCl-¿
H + +Cl - Quindi la concentrazione di ioni H+ nella soluzione è uguale alla concentrazione molare
dell’acido cloridrico.
Quindi, la concentrazione molare di una soluzione di acido cloridrico avente pH = 4 è 0.0001M.
18
Calcolare il pH finale di una soluzione ottenuta miscelando 3 L di una soluzione 1.6M
di idrossido di magnesio con 9 L di acqua 1. Calcola il numero di moli di idrossido di magnesio
nella soluzione iniziale:
n = C × V = 1.6M × 3 L = 4.8 mol.
2. Calcola il volume totale della soluzione finale: Vtot = V1 + V2 = 3 L + 9 L = 12 L. 3. Calcola la
concentrazione finale di idrossido di magnesio nella soluzione:
Cfinale = n/Vtot = 4.8 mol/12 L = 0.4M.
4. L’idrossido di magnesio è una base forte, quindi si dissocia completamente in acqua: Mg(OH)2 →
Mg2+ + 2OH− . 5. Calcola la concentrazione finale degli ioni idrossido nella soluzione:
OH− = 2 × Cfinale = 2 × 0.4M = 0.8M.
6. Utilizza la definizione di pOH per calcolare il pOH della soluzione:
pOH = − log10 OH− = − log10 (0.8) = 0.097
7. Utilizza la relazione tra pH e pOH per calcolare il pH della soluzione:
pH = 14 − pOH = 14 − 0.097 = 13.903.
II pH finale della soluzione ottenuta miscelando 3 L di una soluzione 1.6M di idrossido di magnesio
con 9 L di acqua è quindi pari a 13.903 .
19
1.13
Neutralizzazione
Calcolare la quantità in g di Ba(OH)2 necessaria per neutralizzare 226 litri di una soluzione
di acido solforico avente pH = 1.5.
- Calcola la concentrazione di ioni idrogeno nella soluzione di acido solforico utilizzando la definizione
di pH: [H+ ] = 10−pH = 10−1.5 ≈ 0.0316M.
- L’acido solforico è un acido forte e si dissocia completamente in acqua secondo la reazione: H2 SO4 →
2H+ + SO2−
4 . Quindi, la concentrazione di acido solforico nella soluzione è la metà della concentrazione
di ioni idrogeno: [H2 SO4 ] = [H+ ]/2 ≈ 0.0158M.
- Calcola il numero di moli di acido solforico nella soluzione: nH2 SO4 = C × V = 0.0158M × 226L ≈
3.57mol.
- L’idrossido di bario è una base forte e si dissocia completamente in acqua secondo la reazione:
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH− . Inoltre, l’idrossido di bario reagisce con l’acido solforico secondo la
reazione: Ba(OH)2 + H2 SO4 → BaSO4 + 2H2 O.
- Dalla stechiometria della reazione, per ogni molecola di acido solforico viene consumata una molecola
di idrossido di bario. Quindi, il numero di moli di idrossido di bario necessario per neutralizzare l’acido
solforico è uguale al numero di moli di acido solforico: nBa(OH)2 = nH2 SO4 ≈ 3.57mol.
- Calcola la massa molare dell’idrossido di bario: MBa(OH)2 = M Ba + 2MO + 2MH = 137.3 + 32 + 2 =
g
.
171.3 mol
- Calcola la massa di idrossido di bario necessaria per neutralizzare l’acido solforico: mBa(OH)2 =
g
) ≈ 611.24 g.
nBa(OH)2 × M Ba(OH)2 ≈ (3.57mol)(171.3 mol
Quindi, sono necessari circa 611.24 grammi di Ba(OH)2 per neutralizzare 226 litri di una soluzione di
acido solforico avente pH = 1.5.
20
Calcolare il pH risultante dalla miscela di 18 L di una soluzione 0.3M di acido nitrico
con 7 L di una soluzione 0.5M di idrossido di magnesio.
- Calcola il numero di moli di acido nitrico nella soluzione iniziale: nHNO3 = C × V = 0.3M × 18 L =
5.4mol.
- Calcola il numero di moli di idrossido di magnesio nella soluzione iniziale: nMg(OH)2 = C × V =
0.5M × 7 L = 3.5mol.
- L’acido nitrico è un acido forte e si dissocia completamente in acqua secondo la reazione: HNO3 →
H+ + NO−
3 . L’idrossido di magnesio è una base forte e si dissocia completamente in acqua secondo la
reazione: Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH− .
- L’acido nitrico reagisce con l’idrossido di magnesio secondo la reazione: 2HNO3 + Mg(OH)2 →
2H2 O + Mg(NO3 )2 .
- Dalla stechiometria della reazione, per ogni molecola di idrossido di magnesio vengono consumate
due molecole di acido nitrico. Quindi, il numero totale di moli di acido nitrico che reagiscono con
l’idrossido di magnesio è: nHNO3 ,reagito = 2nMg(OH)2 = 7mol.
- Poiché il numero totale di moli di acido nitrico nella soluzione iniziale è inferiore al numero totale di moli che possono reagire con l’idrossido di magnesio, tutto l’acido nitrico viene consumato nella
reazione e rimane un eccesso di idrossido di magnesio.
- Calcola il numero di moli in eccesso di idrossido di magnesio: nMg(OH)2,eccesso = nMg(OH)2 −
nHNO3 /2 = 3.5 − 5.4/2 = 0.8mol.
- Calcola il volume totale della soluzione finale: Vtot = V1 + V2 = 18 + 7 = 25L.
- Calcola la concentrazione finale degli ioni idrossido nella soluzione: [OH− ] = nOH− /Vtot = (nMg(OH)2,eccesso ∗
2)/V tot = (0.8 ∗ 2)/25 = 0.064 M.
- Utilizza la definizione di pOH per calcolare il pOH della soluzione: pOH = − log10 [OH− ] = − log10 (0.064) =
1.19.
- Utilizza la relazione tra pH e pOH per calcolare il pH della soluzione: pH = 14 − pOH = 14 − 1.19 =
12.81.
Il pH finale della soluzione ottenuta miscelando 18 L di una soluzione 0.3 M di acido nitrico con 7
L di una soluzione 0.5 M di idrossido di magnesio è quindi pari a 12.81.
21
Calcolare il volume in litri di soluzione 2.9M di idrossido di potassio necessaria per
neutralizzare 41 litri di una soluzione 1.5M di H2 SO4 .
- Calcola il numero di moli di H2 SO4 nella soluzione iniziale: nH2 SO4 = C × V = 1.5M × 41 L =
61.5mol.
- L’acido solforico è un acido forte e si dissocia completamente in acqua secondo la reazione: H2 SO4 →
2H+ + SO2−
4 . L’idrossido di potassio è una base forte e si dissocia completamente in acqua secondo la
reazione: KOH → K+ + OH− .
- L’acido solforico reagisce con l’idrossido di potassio secondo la reazione: H2 SO4 + 2KOH → 2H2 O +
K2 SO4 .
- Dalla stechiometria della reazione, per ogni molecola di acido solforico vengono consumate due
molecole di idrossido di potassio. Quindi, il numero totale di moli di idrossido di potassio necessario
per neutralizzare l’acido solforico è: nKOH = 2nH2 SO4 = 123mol.
- Calcola il volume di soluzione di idrossido di potassio necessario per fornire il numero richiesto
di moli: VKOH = nKOH /C = 123mol/2.9M = 42.41 L.
Quindi, sono necessari circa 42.41 litri di soluzione 2.9 M di idrossido di potassio per neutralizzare 41
litri di una soluzione 1.5 M di H2 SO4 .
22
1.14
Idrolisi
CASO ACIDO
Il composto CO2 in acqua dà una reazione acida. Quando l’anidride carbonica (CO2 ) si scioglie
in acqua, si combina con l’acqua per formare acido carbonico (H2 CO3 ) secondo la reazione:
CO2 + H2 O → H2 CO3
+
L’acido carbonico è un acido
debole e si dissocia parzialmente in acqua per formare ioni idrogeno (H )e
−
ioni bicarbonato HCO3 :
H2 CO3 → H+ + HCO−
3
La presenza di ioni idrogeno nella soluzione rende la soluzione acida. Quindi, il composto CO2 in
acqua dà una reazione acida.
CASO BASICO
L’idrossido di bario (Ba(OH)2 ) in acqua dà una reazione basica. Quando
l’idrossido di bario si scioglie
in acqua, si dissocia completamente per formare ioni bario Ba2+ e ioni idrossido ( OH− ) secondo la
reazione:
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH−
La presenza di ioni idrossido nella soluzione rende la soluzione basica. Quindi, il composto idrossido
di bario in acqua dà una reazione basica.
CASO NEUTRO
II cloruro di calcio (CaCl2 ) in acqua dà una reazione neutra. Quando
il cloruro di calcio si scioglie
in acqua, si dissocia completamente per formare ioni calcio Ca2+ e ioni cloruro Cl− ) secondo la
reazione:
CaCl2 → Ca2+ + 2Cl−
Né gli ioni calcio né gli ioni cloruro reagiscono con l’acqua per formare ioni idrogeno (H+ )o ioni idrossido
OH− . Quindi, la soluzione rimane neutra e non diventa né acida né basica. In sintesi, il composto
cloruro di calcio in acqua dà una reazione neutra.
23
1.15
Calcolo solubilità e Kps
Calcolare il valore della costante di equilibrio Kps del composto PbI2 sapendo che la solubilità molare vale 0.00134 mol/L.
1. Scrivi l’equazione di dissociazione del composto PbI2 in acqua: PbI2 ⇌ Pb2+ + 2I− .
2
2. Scrivi l’espressione della costante di equilibrio Kps per questa reazione: Kps = Pb2+ [1− ] .
3. Sostituisci i valori delle concentrazioni degli ioni nella soluzione satura nella formula di Kps. La
solubilità molare del composto PbI2 indica che in una soluzione satura ci sono 0.001348 mol di PbI2
disciolti per litro di soluzione. Poiché per ogni molecola di PbI2 che si dissolve si formano una molecola
di ioni Pb2 + e due molecole di ioni I− , le concentrazioni degli ioni nella soluzione satura sono:
2+ = 0.001348Me I− = 2 × 0.001348M = 0.002696M
Pb
4. Sostituisci questi valori nell’espressione di Kps per calcolare il suo valore:
2
Kps = Pb2+ I− = (0.001348)(0.002696)2 = 9.84 × 10−9 .
Quindi, il valore della costante di equilibrio Kps del composto PbI2 è pari a 9.84 × 10−9
24
Calcolare la concentrazione in mol/L di ioni S2− presenti all equilibrio in una soluzione
satura di NiS, sapendo che il valore di Kps vale 1.3 × 10−25
1. Scrivi l’equazione di dissociazione del composto NiS in acqua: NiS ⇌ Ni2+ + s2− .
2. Scrivi l’espressione della costante di equilibrio Kps per questa reazione: Kps = Ni2+ s2− .
3. Sostituisci il valore noto di Kps nell’espressione e risolvi per la concentrazione degli ioni solfuro.
Poiché il composto NiS si dissocia in rapporto
1: 1 tra
gli ioni nichel e gli ioni solfuro, le loro concentrazioni all’equilibrio saranno uguali: Ni2+ = S2− . Quindi:
2
Kps = Ni2+ S2− = S2−
p
2− p
= Kps = 1.3 × 10−25 = 1.14 × 10−13 M
S
Quindi, la concentrazione in mol/L di ioni s2− presenti all’equilibrio in una soluzione satura di NiS è
pari a 1.14 × 10−13 M
25
Calcolare la solubilità in g/L del composto rame(I) bromuro sapendo che il valore di
Kps vale 6.27 × 10−9
1. Scrivi l’equazione di dissociazione del composto rame(l) bromuro in acqua: CuBr ⇌ Cu+ + Br− .
2. Scrivi l’espressione della costante di equilibrio Kps per questa reazione: Kps = Cu+ Br− .
3. Sostituisci il valore noto di Kps nell’espressione e risolvi per la concentrazione degli ioni rame.
Poiché il composto rame(I) bromuro si dissocia in rapporto
1:1 tra gli ioni rame e gli ioni bromuro, le
loro concentrazioni all’equilibrio saranno uguali: Cu+ = Br− . Quindi:
2
Kps = Cu+ Br− = Cu+
p
+ p
Cu = Kps = 6.27 × 10−9 = 7.92 × 10−5 M
4. Calcola la massa molare del composto rame(l) bromuro:
MCuBr = MCu + MBr = 63.55 + 79.90 = 143.45
g
.
mol
5. Calcola la solubilità del composto rame(l) bromuro in g/L utilizzando la concentrazione degli ioni
rame e la massa molare del composto:
g = 0.0114
s = Cu+ × MCuBr = 7.92 × 10−5 M 143.45
mol
g/L. Quindi, la solubilità in g/L del composto rame(l) bromuro è pari a 0.0114 g/L
26
1.16
Kps con ione in comune
Calcolare la solubilità in mol/L del composto piombo(II) solfato in presenza di una concentrazione 0.00381M di ioni SO4 2− sapendo che il valore di Kps2 vale 2.53 × 10−8 .
1. Scrivi l’equazione di dissociazione del composto piombo(II) solfato in acqua: PbSO4 ⇌ Pb2+ +SO2−
4 .
2. Scrivi l’espressione della costante di equilibrio Kps per questa reazione: Kps = Pb2+ SO2−
.
4
3. Sostituisci il valore noto di Kps e la concentrazione nota degli ioni solfato nell’espressione e risolvi per la concentrazione degli ioni piombo:
Kps = Pb2+ SO2−
4
2+ 2.53 × 10−8
Kps
= 6.64 × 10−6 M
Pb
= 2− =
0.00381
SO4
Quindi, la solubilità in mol/L del composto piombo(II) solfato in presenza di una concentrazione
0.00381MdiioniSO4 2− è pari a 6.64 × 10−6 M
Calcolare la solubilità in mol/L del composto dimercurio(I) bromuro (Hg2 Br2 , si dissocia dando ione dimercurio Hg2 2+ in presenza di una concentrazione 4.485E − 6M di ioni
Br sapendo che il valore di Kps vale 6.40 × 10−23 .
1. Scrivi l’equazione di dissociazione del composto dimercurio(I) bromuro in acqua:
−
Hg2 Br2 ⇌ Hg2+
2 + 2Br .
h
2
2. Scrivi l’espressione della costante di equilibrio Kps per questa reazione: Kps = Hg22 + Br− .
3. Sostituisci il valore noto di Kps e la concentrazione nota degli ioni bromuro nell’espressione e
risolvi per la concentrazione degli ioni dimercurio:
2
Kps = Hg22 Br−
2+ Kps
6.40 × 10−23
Hg2 = =
= 3.18 × 10−11 M
2
−
−6 )2
(4.485
×
10
Br
Quindi, la solubilità in mol/L del composto dimercurio(l) bromuro in presenza di una concentrazione
4.485 × 10−6 M di ioni Br è pari a 3.18 × 10−11 M.
27
1.17
Termodinamica
Calcolare il ∆G
Calcolare il ∆G, espresso in kJ/mol, della seguente reazione (da bilanciare con coefficienti minimi
interi):
COCl2 ( g) = CO(g) + Cl2 ( g)
Calcolato alla temperatura di 1100 K, Sapendo che:
COCl2 ( g)S◦ = +283.80 J/molK∆H◦ f = −220.1 kJ/mol
CO(g)
S◦ = 197.67 J/molK
∆H◦f = −110.53 kJ/mol
Cl2 (g)
S◦ = 223.07 J/molK
∆H◦ f = 0 kJ/mol
Per calcolare il ∆G di una reazione chimica, possiamo utilizzare la seguente formula:
∆G = ∆H − T ∆S
dove ∆H è l’entalpia di reazione, T è la temperatura in kelvin e ∆S è l’entropia di reazione. Per
calcolare l’entalpia di reazione ∆H, possiamo utilizzare la seguente formula:
X
X
∆H =
n∆Hf ◦ (prodotti) −
m∆Hf ◦ (reagenti)
dove n e m sono i coefficienti stechiometrici dei prodotti e dei reagenti rispettivamente e ∆H◦f è
l’entalpia di formazione standard del composto. Per calcolare l’entropia di reazione ∆S, possiamo
utilizzare la seguente formula:
X
X
∆S =
nS ◦ (prodotti) −
mS ◦ (reagenti)
dove n e m sono i coefficienti stechiometrici dei prodotti e dei reagenti rispettivamente e S ◦ è l’entropia
standard del composto. Nel caso specifico della reazione data, i coefficienti stechiometrici sono già
minimi interi. Quindi possiamo calcolare il ∆H e il ∆S come segue:
∆H = (1)(−110.53) + (1)(0) − (1)(−220.1) = 109.57
∆S = (1)(197.67) + (1)(223.07) − (1)(283.80) = 136.94
Ora possiamo sostituire questi valori nella formula per il ∆G:
∆G = 109.57 − (1100)(136.94 × 10−3 )
= 109.57 − 150.634 = −41.064
= −41.1
Quindi il ∆G della reazione data alla temperatura di 1100K è pari a circa −41.1kJ/mol.
28
Calcolare il ∆H
Calcolare il ∆H, espresso in kJ/mol, della seguente reazione (da bilanciare con coefficienti minimi
interi):
CO(g) + H2 ( g) = HCHO(g)
Sapendo che:
CO(g)
∆H◦ f = −110.53 kJ/mol
H2 ( g)
∆H◦ f = 0 kJ/mol
HCHO(g)∆H◦ f = −115.9 kJ/mol
Per calcolare l’entalpia di reazione ∆H, possiamo utilizzare la seguente formula:
X
X
∆H =
n∆Hf ◦ (prodotti) −
m∆Hf ◦ (reagenti)
dove n e m sono i coefficienti stechiometrici dei prodotti e dei reagenti rispettivamente e ∆H◦f è
l’entalpia di formazione standard del composto. Nel caso specifico della reazione data, i coefficienti
stechiometrici sono già minimi interi. Quindi possiamo calcolare il ∆H come segue:
∆H = (1)(−115.9) − [(1)(−110.53) + (1)(0)]
= −115.9 + 110.53 = −5.37
Quindi il ∆H della reazione data è pari a circa −5.37kJ/mol.
29
Calcolare il ∆S
Calcolare il ∆S, espresso in kJ/molK, della seguente reazione (da bilanciare con coefficienti minimi
interi):
Fe3 O4 ( s) + O2 ( g) = Fe2 O3 ( s)
Sapendo che:
Fe3 O4 ( s)S◦ = +0.1464 kJ/molK
O2 ( g)
S◦ = +0.2050 kJ/molK
Fe2 O3 ( s)S◦ = 87.4 J/molK
Per calcolare l’entropia di reazione ∆S, possiamo utilizzare la seguente formula:
X
X
∆S =
nS ◦ (prodotti) −
mS ◦ (reagenti)
dove n e m sono i coefficienti stechiometrici dei prodotti e dei reagenti rispettivamente e S ◦ è l’entropia
standard del composto. Nel caso specifico della reazione data, i coefficienti stechiometrici sono già
minimi interi. Quindi possiamo calcolare il ∆S come segue:
∆S = (1)(0.0874) − [(1)(0.1464) + (1)(0.2050)]
= 0.0874 − 0.3514 = −0.264
Quindi il ∆S della reazione data è pari a circa −0.264kJ/molK.
30