Corso di Chimica Generale Inorganica
Soluzione degli Esercizi del Compito 28 giugno 2011
Si avvertono gli studenti che la verbalizzazione dei risultati dell’esame è
fatta esclusivamente per via elettronica. Quando saranno resi pubblici i voti
riceverete una E-mail all’indirizzo @studenti.unimi.it. Da quel momento
scatta un periodo di due settimane durante il quale è possibile modificare il
voto, dopo questo periodo il voto entra automaticamente nella carriera
scolastica dello studente.
Le persone interessate a prendere visione del compito devono venire nel
mio studio, Dipartimento di Chimica Inorganica Via G. Venezian 21, durante
le normali ore lavorative
Solamente in questa occasione gli studenti potranno prendere visione dei
compiti, discutere i risultati con il sottoscritto. A seguito della
verbalizzazione elettronica dell’esito degli esami il voto non sarà scritto sul
libretto universitario; le persone che desiderano aver scritto il voto sul
libretto universitario devono presentarsi nel giorno sopra indicato.
Si ribadisce che un voto positivo entra automaticamente nella carriera
scolastica di uno studente anche se lo studente non prendesse visione del
compito o che dia il suo consenso.
Milano, 29 giugno 2011
L. Garlaschelli
Facoltà di Agraria
Nome Via Celoria, n°2 - 20133 Milano, Italy
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COMPITO A DEL 28 GIUGNO 2011
[1] Completare e bilanciare le seguenti trasformazioni chimiche: (A) K2O(s) +
CO2(g); (B) Fe(s) + H2SO4(aq); (C) CuCO3(s) + HCl(aq); (D) MgCl2(aq) + Na3PO4(aq).
Risposta
K2O(s) + CO2(g) −−−> K2CO3(s)
Fe(s) + H2SO4(aq) −−−> FeSO4(aq) + H2(g)
CuCO3(s) + 2 HCl(aq) −−−> CuCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l)
3 MgCl2(aq) + 2 Na3PO4(aq) −−−> Mg3(PO4)2(s) + 6 NaCl(aq)
[2] Che cosa si intende per pila. La durata di una pila Daniell: Zn(s) / Zn2+(aq)
// Cu2+(aq) / Cu(s) può essere aumentata: (A) aumentando la massa
dell’elettrodo di zinco; (B) aumentando la massa dell’elettrodo di rame; (C)
aumentando la concentrazione di Zn2+(aq); (D) un setto poroso più sottile.
Risposta: (A)
In una cella galvanica che eroghi corrente elettrica il flusso di elettroni nel
conduttore metallico va dalla semicella nella quale avviene l’ossidazione
(polo negativo) a quella nella quale avviene la riduzione (polo positivo). Da
questo possiamo dedurre quanto segue: (A) i due elettrodi di una cella
galvanica in grado di erogare corrente elettrica hanno potenziali elettrici
differenti; (B) il potenziale elettrico dell’elettrodo nel quale avviene la
riduzione è più alto di quello nel quale avviene l’ossidazione, (C) in una
semicella accoppiata con un’altra di potenziale elettrico maggiore avviene
un processo di ossidazione, mentre quando è accoppiata con una avente un
potenziale elettrico minore avviene di un processo di riduzione (ciò
implica che la semireazione è un processo reversibile); (D) il catodo (polo
positivo di una cella galvanica) è situato sull’elettrodo della semicella nella
quale avviene la riduzione e l’anodo (polo negativo di una cella galvanica)
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sull’elettrodo della semicella nella quale avviene l’ossidazione. Sfruttando
le reazioni che avvengono in una pila Daniel, possiamo schematicamente
indicare le seguenti reazioni:
(+) catodo
Cu2+(aq) + 2e −−−> Cu(s)
(-) anodo
Zn(s) −> Zn2+(aq) + 2e
Da quanto sopra esposto appare evidente che per prolungare il
funzionamento di una pila è necessario aumentare la massa dell’elettrodo
che forma l’anodo perché questo è l’elettrodo che si consuma. Risposta (A).
[3] Il B2H6(g) può essere ottenuto dalla reazione da bilanciare: NaBH4(s) +
BF3(g) −−−> NaBF4(s) + B2H6(g). Partendo da 22,8 g di NaBH4 e da un eccesso di
BF3 si sono ottenuti 7,70 g di B2H6. Calcolare la resa percentuale in B2H6.
[P.A.: Na = 23,0; B = 11,0; H = 1,0]
Risposta: resa 68,75%
Per prima cosa bisogna bilanciare la reazione
3 NaBH4(s) + 4 BF3(g) −−−> 3 NaBF4(s) + 2 B2H6(g)
Calcoliamo le moli di NaBH4
moli NaBH4 =
22,8
= 0,60
38,0
La resa è il rapporto tra la quantità ottenuta e quella che si potrebbe
ottenere nell’ipotesi di una conversione pari al 100 %
In base alla stechiometria di reazione si possono ottenere
moli di B2H6 = 0,60x
2
= 0,40
3
Resa della trasformazione =
grammi di B2H6 = 0,40x28,0 = 11,2 g
7,7
x100 = 68,75 %
11,2
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[4] Definire che cosa è la pressione parziale. In un recipiente da 5,0 litri
alla temperatura di 947°C sono contenute inizialmente 2,5 moli di N2(g).
Calcolare le pressioni parziali dei componenti la miscela gassosa dopo che
nel recipiente si sono aggiunte 0,5 moli di Ar(g)e 2,0 moli di O2(g).
Risposta: P(N2) = 50 atm; P(Ar) = 10 atm; P (O2) = 40 atm
Una miscela gassosa è costituita da più gas. Dalton, nei suoi studi sulle
miscele di gas, trovò che la pressione esercitata da un qualsiasi gas è
indipendente dagli altri gas presenti nella miscela, come se fosse presente
da solo nell’intero volume. Viene chiamata pressione parziale la pressione
che un gas di una miscela gassosa eserciterebbe se alla stessa
temperatura occupasse da solo l’intero volume a disposizione della
miscela. D’altra parte, la pressione totale di una miscela gassosa è
determinata dal contributo portato da tutti i singoli gas presenti. Al
riguardo Dalton giunse a formulare quella che oggi è nota come la legge di
Dalton delle pressioni parziali secondo la quale la pressione totale di una
miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli
componenti.
Per calcolare le pressioni parziali si può adoperare la seguente relazione
P = xixPtot
Pi = pressione parziale del componente i, xi frazione molare del componente
i e Ptot la pressione esercitata dalla miscela gassosa.
Calcolo della pressione totale: moli totali = 2,5 + 0,5 + 2,0 = 5,0
Ptot =
ntot xRxT 5,0 x 0,082 x1220
=
= 100 atm
V
5,0
x (N2) =
2,5
= 0,5 0
5,0
P(N2) = 0,50x100 = 50 atm
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x (Ar) =
0,5
= 0,1 0
5,0
P(Ar) = 0,10x100 = 10 atm
x (O2) =
2,0
= 0,40
5,0
P (O2) = 0,40x100 = 40 atm
[5] Enunciare il principio di Le Chatelier. Si consideri la reazione:
N2O4(g) ∆H° = -57,2 kJ. Utilizzando il principio di
2 NO2(g)
Le Châtelier prevedere come evolve una miscela all’equilibrio
sottoposta ai seguenti stimoli esterni: (A) un aumento della
temperatura; (B) un aumento della pressione totale; (C) un
aumento del volume del recipiente di reazione.
Risposta: (A) reazione esotermica equilibrio verso sinistra; (B) equilibrio
verso destra; (C) equilibrio verso sinistra
Il principio di Le Châtelier, può essere formulato affermando che quando
si disturba un sistema in equilibrio con uno stimolo esterno, il sistema
reagisce in modo da annullare, per quanto possibile, gli effetti dello
stimolo stesso.
Domanda (A)
La reazione è esotermica (∆H r0 < 0 ) per cui un aumento della temperatura
sposta l’equilibrio a sinistra perché la reazione inversa procede con
assorbimento di energia termica.
Domanda (B)
L’equilibrio si sposta a destra perché la reazione diretta comporta una
diminuzione del numero di moli nel sistema e di conseguenza conduce a una
riduzione della pressione.
Domanda (C)
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L’equilibrio si sposta a sinistra perché un aumento di volume farebbe
diminuire la pressione e il decorso della reazione inversa fa aumentare il
numero di moli nel sistema, riducendo il calo di pressione.
[6] Nelle stesse condizioni di temperatura ordinare in ordine di pressione
osmotica crescente le seguenti soluzioni acquose: (A) 1,0 % in peso di NaCl,
(B) 1,0 % in peso di Na2SO4. [P.A.: Na = 23,0; Cl = 35,5; S = 32,0; O 16,0; d =
1 g/mL]
Risposta: Na2SO4, NaCl
Le soluzioni ideali possiedono alcune proprietà, chiamate proprietà
colligative, che dipendono esclusivamente dalla concentrazione delle
molecole o ioni di soluto contenute nel particolare solvente, e non
dalla loro natura. Le proprietà colligative sono l’abbassamento relativo
della
pressione
di
vapore
della
soluzione,
l’innalzamento
ebullioscopico o innalzamento della temperatura di ebollizione,
l’abbassamento
crioscopico
o
abbassamento
della
temperatura
di
congelamento, e la pressione osmotica.
Le leggi che regolano le proprietà colligative sono valide solo se i soluti
sono sostanze molecolari che conservano la loro natura quando sono
poste in soluzione. In caso contrario le soluzioni possono presentare valori
delle grandezze colligative molto diversi da quelli che sarebbero previsti. In
particolare ciò accade quando il soluto è un composto ionico, o comunque
una sostanza che in soluzione si dissocia. Occorre infatti rendersi conto che
in questi casi il numero effettivo di moli di particelle presenti in soluzione è
superiore a quello delle moli di soluto introdotto. Per esempio, una mole
di NaCl dà una soluzione che contiene di fatto 2 moli di ioni (1 mole di
Na+ e 1 mole di Cl-), una mole di Ca(NO3)2 dà una soluzione che contiene 3
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moli di ioni (1 mole di Ca2+ e 2 moli di NO3-), dato che queste sostanze, che
peraltro appartengono alla classe dei solidi ionici, in soluzione sono in
forma ionica. In altri casi il soluto può essere dissociato solo in parte. Per
esempio, l’acido acetico, CH3COOH, in soluzioni non molto diluite è
dissociato solo in parte.
Alla luce di quanto esposto, la pressione osmotica delle soluzioni in esame
sarà tanto più elevata quanto più ioni o molecole saranno presenti in
soluzione. Poiché la relazione che permette di calcolare la pressione
osmotica è riferita al volume di un litro, noi confideremo sempre un litro di
soluzione. Come conseguenza le due soluzioni conterranno 10 grammi di
sale per litro di soluzione. Per litro di soluzione perché la densità di queste
soluzioni è pari a 1 g/mL per cui un litro corrisponde a un kg.
moli di NaCl =
10,0
= 0,17
58,5
moli di Na2SO4 =
10,0
= 0,07
142
Ricordando che entrambe le sostanze sono dei composti ionici che in soluzione
si dissociano nel seguente modo:
NaCl −−−> Na+(aq) + Cl-(aq)
Na2SO4 −−−> 2 Na+(aq) + SO42-(aq)
In soluzione avremo la seguente concentrazione ionico
Per NaCl = 0,17x2 = 0,37
per Na2SO4 = 0,07x3 = 0,21
Come conseguenza la soluzione più concentrata è quella di cloruro di sodio
che avrà la pressione osmotica maggiore.
[7] Calcolare la molarità di una soluzione acquosa di NaOH, sapendo che
25,0 mL della soluzione reagiscono esattamente con 12,5 mL di una
soluzione 0,150 M di H2SO4.
Risposta: 0,150 M
La reazione che avviene tra NaOH e H2SO4 è la seguente
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2 NaOH + H2SO4 −−−> Na2SO4 + 2 H2O
Moli di H2SO4 = 0,0125x0,150 = 1,875x10-3
In base alla stechiometria di reazione le moli di NaOH che reagiranno con
queste moli di H2SO4 saranno
moli di NaOH = 1,875x10-3x2 = 3,75x10-3
Queste moli saranno contenute nei 25,0 mL della soluzione di NaOH che
avrà una molarità M
3,75x10-3 = 0,025xM
M = 0,150
[8] Dopo aver enunciato la teoria degli acidi e delle basi di Bronsted e
Lowry, giustificare quale dei seguenti ioni in soluzione acquosa può
teoricamente agire sia da acido che da base secondo la teoria prima
enunciata. (A) HS-(aq); (B) HSO4-(aq); (C) PO43-(aq); (D) CN-(aq).
Risposta: (A) e (B) anfoteri (C) e (D) solo basi
Brønsted
e
Lowry
indipendentemente
formularono
una
esauriente
definizione di acido e di base, secondo la quale un acido è una specie
chimica capace di cedere protoni e una base è una specie chimica capace
di accettare protoni. Utilizzando questa definizione possiamo spiegare il
comportamento basico di Na2CO3 o di NH3 assegnando a CO32- e a NH3 la
capacità di accettare protoni, per esempio dall’acqua, la quale a sua volta
agisce da acido perché cede un protone: CO32- + H2O
H2O
HCO3- + OH-; NH3 +
NH4+ + OH-. In generale una specie chimica, B, è una base, anche
se non contiene gruppi OH-, a condizione che sia in grado di accettare un
protone, per esempio dall’acqua, ma anche da un qualsivoglia acido: B +
H2O
HB+ + OH-. D’altra parte, l’aumento della concentrazione di ioni
idrogeno provocato dalla presenza di un acido in acqua viene spiegato con
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la capacità di quest’ultimo di cedere un suo protone a questa, la quale a
sua volta agisce da base perché lo accetta: HA + H2O
H3O+ + A-
Se osserviamo la reazione di autoprotolisi dell’acqua possiamo renderci
conto che non si tratta altro che di una reazione reversibile tra un acido e
una base di Brønsted, i quali in questo caso sono due molecole della stessa
H3O+ + OH-.
sostanza: H2O + H2O
Ciò significa che l’acqua è una sostanza capace sia di cedere sia di
accettare protoni. Vi sono molte altre sostanze o specie ioniche che hanno
questo comportamento. Sostanze capaci sia di cedere sia di accettare
protoni sono chiamate anfoliti o sostanze anfotere (anfiprotiche se
vengono usate come solventi, come nel caso dell’acqua). Affinché una
sostanza abbia proprietà anfotere deve possedere sia doppietti di elettroni
liberi facilmente utilizzabili per un legame dativo con un protone e agire
così da basi, sia protoni facilmente cedibili in modo da agire anche da acidi.
L’acqua presenta queste caratteristiche. Alcuni sali contengono anioni con
atomi di idrogeno facilmente cedibili (atomi di idrogeno "acidi"). Un
esempio è costituito dall’idrogeno-carbonato di sodio, NaHCO3: il suo
anione, HCO3-, è in
comportandosi
così
grado sia
da
acido,
di
sia
cedere un protone
di
accettarne
uno
all’acqua,
dall’acqua,
comportandosi così da base.
Dopo queste premesse è possibile analizzare il comportamento dei quattro
anioni in esame.
(A) HS-(aq) – comportamento anfotero
HS-(aq) + H2O
S2-(aq) + H3O+(aq)
HS-(aq) + H2O
H2S(aq) + OH-(aq)
(B) HSO4-(aq) – comportamento anfotero
HSO4-(aq) + H2O
SO42- + H3O+
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HSO4-(aq) + H2O
H2SO4 + OH-
(C) PO43-(aq) – comportamento solo da base
PO43-(aq) + H2O
HPO42-(aq) + OH-(aq) e reazioni analoghe
(D) CN-(aq)- comportamento solo da base
CN-(aq) + H2O
HCN(aq) + OH-(aq).
[9] Calcolare: (A) il pH di una soluzione acquosa 0,150 M di HNO3; (B) il pH
della soluzione ottenuta trattando 100,0 mL della soluzione precedente con
100,0 mL di una soluzione 0,150 M di Ca(OH)2.
Risposta: (A) pH = 0,82; (B) pH = 12,88
Domanda (A)
L’acido nitrico è un acido forte monoprotico completamente dissociato.
Quindi la sua molarità corrisponde anche alla concentrazione degli H+.
HNO3 + H2O -> H3O+ + NO3[HNO3] = [H+] = 0,150
pH =-log0,150 = 0,82
Domanda (B)
In seguito a mescolamento c’è reazione. Quindi calcoliamo le moli iniziali
dei reagenti, ne facciamo il bilancio a reazione avvenuta, individuiamo il
sistema acido base presente e alla fine potremo calcolare il pH.
Per comodità di calcolo ragioneremo nei termini di millimoli (mmoli)
mmoli di HCl = 100,0x0,150 = 15,0 mmoli Ca(OH)2 = 100,0x0,150 = 15,0
Ca(OH)2 + 2 HCl −−−> CaCl2 +
2 H2O
I
15,0
15,0
Ecc
∆
-7,5
-15,0
7,5
15.0
F
7,5
--
7,5
Ecc
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In base alla stechiometria di reazione e alle moli iniziali dei reagenti, tutto
l’acido cloridrico reagirà mentre reagirà una quantità, in moli, di Ca(OH)2
pari alle metà delle moli di HCl, ricordiamo che è quest’ultimo il reagente
limitante. La soluzione alla fine contiene solamente Ca(OH)2 come specie
che determina il pH della soluzione.
L’idrossido di calcio è una base forte completamente dissociata
Ca(OH)2 −−−> Ca2+ + 2 OHLe mmoli di OH- portate in soluzione dalla base saranno il doppio delle
mmoli di base presenti.
mmoli OH- = 7,5 x 2 = 15,0
pOH = -log7,5x10-2 = 1,12
[OH-] =
15,0 mmoli
= 7,5x10-2
200,0 mL
pH = 12,88
[10] Dopo aver definito che cosa si intende per soluzione tampone,
giustificare quale delle seguenti coppie di composti è possibile utilizzare
per la preparazione di una soluzione tampone. (A) NaOH(aq) + NaCl(aq), (B)
NH3(aq) + NH4Cl(aq); (C) HCl(aq) + NaCl(aq); (D) HNO3(aq) + NaNO3(aq)
Risposta: (B)
Una soluzione acquosa che contenga un acido debole insieme alla sua
base coniugata è una soluzione tampone. Queste soluzioni sono
preparate mescolando un acido debole e un suo sale, {per esempio
acido acetico e acetato di sodio: CH3COOH + CH3COONa (Na+ + CH3COO-)},
oppure una base debole e un suo sale, {per esempio ammoniaca e cloruro
di ammonio: NH3 + NH4Cl (NH4+ + Cl-)}. In questo modo le soluzioni che si
ottengono contengono sia un acido debole (nei due esempi: CH3COOH o
NH4+) sia una base debole (nei due esempi: CH 3COO- o NH3) tra loro
coniugati. Sono chiamate soluzioni tampone perché hanno la proprietà
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di mantenere pressoché invariato il valore del pH anche se vi si
aggiunge una moderata quantità di un acido o di una base forti. La
proprietà tamponante di queste soluzioni è qualitativamente comprensibile
quando si pensi che queste contengono sia un acido (HA o HB+; nei due
esempi CH3COOH o NH4+) in grado di reagire con la base forte che venga
introdotta, neutralizzandola, sia una base (A- o B; nei due esempi CH3COO- o
NH3) in grado di reagire con l’acido forte che venga introdotto,
neutralizzandolo. Alla luce di quanto riportato possiamo ora individuare il
sistema tampone presente.
(A) NaOH(aq) + NaCl(aq), non è una soluzione tampone
(B) NH3(aq) + NH4Cl(aq), è una soluzione tampone (base debole e sale della
base debole)
(C) HCl(aq) + NaCl(aq), non è una soluzione tampone (HCl acido forte)
(D) HNO3(aq) + NaNO3(aq); non è una soluzione tampone (HNO3 acido forte).
Scrivere il nome dei seguenti composti o ioni ed assegnare il numero di
ossidazione ai vari elementi:
BaBr2. Bromuro di bario, Ba(+2), Br(-1)
Al2O3. Ossido di alluminio, Al(+3), O(-2)
MnI2. Ioduro di manganese(II). Mn(+2), I(-1)
SO3. triossido di zolfo o anidride solforica, S(+6), O(-2)
Hg2Cl2. Cloruro mercuroso o di Hg(I). Hg(+1), Cl(-1)
P4O10. Anidride fosforica, o deca ossido di tetra fosforo, P(+5), O(-2)
Scrivere la formula dei seguenti composti o ioni:
Ossido di litio. Li2O
Anidride carbonica. CO2
Solfuro stannico. SnS2
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Acido solforico. H2SO4
Permanganato di potassio. KMnO4
Cromato di sodio. Na2CrO4
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