Chimica Generale Inorganica
Soluzione degli Esercizi del Compito 23 settembre 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 di lavoro. 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 prendere
contatto con il sottoscritto. 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, 28 settembre 2011
L. Garlaschelli
Facoltà di Agraria
Nome Via Celoria, n°2 - 20133 Milano, Italy
Tel 0250316500 - Fax 0250316508- E-mail [email protected]
Compito A - 23 settembre 2011
[1] Completare e bilanciare le seguenti trasformazioni chimiche: (A) SO3 +
H2O; (B) Mn + HCl; (C) CaO + HCl; (D) FeSO4 + Na3PO4.
Risposta
(A)
SO3 + H2O −−−−> H2SO4
(B)
Mn + 2HCl −−−> MnCl2 + H2
(C)
CaO + 2 HCl −−−> CaCl2 + H2O
(D)
3 FeSO4 + 2 Na3PO4 −−−> Fe3(PO4)2 + 3 Na2SO4
[2] Definire che cosa si intende per molarità. 0,500 moli di NaCl sono
sciolte in H2O in modo tale da ottenere una soluzione del volume di 5,0
litri. Calcolare: (A) la molarità della soluzione, (B) quanti grammi di NaCl
bisognerà aggiungere ai 5,0 litri della soluzione (A) in modo da ottenere una
soluzione 0,500 molare. [P.A.: Na = 23,0; Cl = 35,5]
Risposta: (A) 0,100 M; (B) 117 g
La molarità è il modo più comune in chimica per esprimere la
concentrazione di una soluzione. La sua unità di misura è moli L-1 oppure
moli dm-3. Si ottiene dividendo il numero di moli, n, per il volume in cui
sono sciolti le moli n.
(A)
[NaCl] =
0,500 moli
= 0,100 M
5,0 litri
(B)
Ricordando la definizione di molarità:
M=
moli
litro
si ottiene
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moli = Mxlitro
quindi le moli di NaCl che sono contenute nei 5,00 litri di soluzione saranno:
5,0 litri x0,500 moli/litro = 2,5 moli
poiché la soluzione contiene già 0,500 moli di NaCl le moli di cloruro di
sodio da aggiungere saranno:
moli NaCl = 2,5 - 0,500 = 2,0
Queste peseranno:
g(NaCl) = 2,0 molix58,5 g/moli = 117
[3] Definire che cosa si intende per proprietà colligative. Calcolare la
pressione osmotica, alla temperatura di 25 °C, di una soluzione ottenuta
sciogliendo 0,250 moli di NaI e 0,250 moli di CaCl2 in tanta acqua in modo
da ottenere 1,25 litri di soluzione.
Risposta: π = 24,4 atm
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.
In base alla definizione precedente bisogna ricordare il comportamento dei
soluti in soluzione ovvero se si sciolgono tal quali oppure si dissociani. Nel
caso in esame i due soluti sono dei sali, elettroliti forti completamente
dissociati in soluzione.
NaI(s) −−−> Na+(aq) + I-(aq)
ν=2
CaCl2(s) −−−> Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)
ν=3
Ioni presenti in soluzione dopo dissociazione
NaI = 0,250x2 = 0,500
CaCl2 = 0,250x3 = 0,750
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Σ degli ioni = 0,500 + 0,750 = 1,250
Ricordando la formula che permette di calcolare la pressione osmotica
πxV = nxRxT
si ha
π=
nxRxT 1,25 x 0,082x 298
=
= 24,4 atm
1,25
V
[4] Illustrare l’equazione dei gas perfetti. 510 g di NH3(g) sono messi in un
recipiente del volume di 20 dm3 e scaldati alla temperatura di 250°C. In
queste condizioni l’ammoniaca si dissocia per il 100,0 % secondo
l’equazione: 2NH3(g) −−−> N2(g) + 3H2(g). Calcolare la pressione finale nel
recipiente. [P.A.: N = 14,0; H = 1,0].
Risposta: P = 128,7 atm
L’equazione di stato dei gas ideali o perfetti è un’equazione che lega P, V,
T e numero di moli di una massa gassosa.
P = pressione in atmosfere
V = volume in litri
T = temperatura in scala Kelvin
n = numero di moli
R la costante universale dei gas perfetti vale 0,082 lxatm/Kxmole
L’equazione è la seguente: PV = nRT
moli di NH3 =
2NH3
>
510 g
= 30,0
17 g/mole
N2 +
I
30,0
∆
-30,0
15,0
F
--
15,0
3H2
30,0
3
2
45,0
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moli totali = 15,0 + 45,0 = 60,0. Per calcolare la pressione nel recipiente
adopero la PV = nRT:
P=
nRT 60,0 x 0,082 x 523
=
= 128,7 atm
V
20
[5] Che cosa si intende per potenziale di prima ionizzazione e come questo
varia nell’ambito della Tavola Periodica. Citare almeno quattro elementi di
cui due hanno sicuramente un basso potenziale di ionizzazione e due hanno
un alto potenziale di ionizzazione.
Risposta
Il potenziale di prima ionizzazione è l’energia minima che occorre
somministrare a una mole di atomi isolati allo stato gassoso per allontanare
una mole di elettroni e formare una mole di ioni con una carica positiva. Il
potenziale aumenta da sinistra verso destra lungo un periodo e diminuisce
scendendo lungo un gruppo. Quindi elementi con bassi potenziali di
ionizzazione saranno, ad esempio, K e Rb mentre quelli con alti potenziali
di ionizzazione saranno, ad esempio, carbonio e azoto.
[6] Scrivere le regole di aufbau. Stabilire quali delle seguenti configurazioni
elettroniche sono o non sono accettabili in base alle regole di aufbau: (a)
1s22s22p4; (b) 1s22s32p3, (c) 1s22s22p63s23p64s03d12, (d) 1s22s22p63s23p64s23d10.
Giustificare ogni scelta fatta.
Risposta: (A) e (D) corrette; (B) e (C) sbagliate
Le regole di aufbau sono un insieme di regole che permettono di stabilire
l’ordine con cui sono occupati gli orbitali con elettroni per sistemi
multielettronici. Le regole possono essere così riassunte:
1) sono occupati gli orbitali con più bassa energia;
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2) il principio di esclusione di Pauli stabilisce che non possono esistere in un
atomo elettroni con tutti e quattro i numeri quantici identici;
3) la regola di Hund stabilisce che quando esistono orbitali degeneri gli
elettroni tendono a distribuirsi nel maggior numero possibile di orbitali e
si dispongono in essi con spin paralleli.
Casi in esame
(A)
accettabile perché rispetta tutte le regole;
(B)
non accettabile perché non può essere 2s3;
(C)
non accettabile non può essere 4s03d12 ma deve essere 4s23d10.
(D)
accettabile inizia in questo modo la prima serie di transizione.
[7] Considerare la seguente reazione già bilanciata: 3 Ca(OH)2 + 2H3PO4
−−−−> Ca3(PO4)2 + 6H2O. A 0,222 g di Ca(OH)2 si aggiungono 0,200 L di una
soluzione di H3PO4 0,100 M. Calcolare, a reazione avvenuta, la molarità di
H3PO4 e le moli di fosfato di calcio. [P.A.: Ca = 40,0; O = 16,0; H = 1,0]
Risposta: [H3PO4] = 0,09; moli Ca3(PO4)2 = 0,001
Calcolo le moli di iniziali di Ca(OH)2 e di H3PO4 e trovo il reagente limitante
della reazione.
moli Ca(OH)2 =
0,222 g
= 0,003
74 g/mole
Per la definizione di molarità si ha:
moli H3PO4 = 0,200 litrix0,100 moli/litro = 0,02
Dalla stechiometria di reazione e dalle moli iniziali dei reagenti il reagente
limitante è Ca(OH)2; quindi sarà questo reagente che condizionerà le moli
dei prodotti che si formeranno e le moli dei reagenti rimasti.
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3Ca(OH)2 +
2H3PO4
I
0,003
0,02
∆
-0,003
F
[H3PO4] =
-0,003
−−−>
Ca3(PO4)2 +
6H2O
ecc.
2
3
0,018
0,018 moli
= 0,09
0,2 litri
0,003
3
0,003
0,001
ecc.
6
2
moli Ca3(PO4)2 = 0,001
[8] Ordinare in base al valore crescente di pH delle seguenti soluzioni tutte
alla stessa concentrazione: (A) HCl; (B) NaNO2; (C) NaCl.
Risposta: (A) HCl; (C) NaCl; (B) NaNO2
Prima di discutere il comportamento di queste sostanze in soluzione bisogna
ricordare che quando l’esercizio “ordinare in base al valore crescente di
pH” vuol dire dalla soluzione più acida a quella più basica.
Alla luce di questa osservazione è chiaro che la soluzione più acida sarà
quella formata d HCl essendo l’unico acido presente nei tre composti in
esame.
Gli altri due sono dei Sali. Un sale può modificare il pH dell’acqua in seguito
a idrolisi, teoria degli acidi e delle basi di Arrhenius, oppure se si comporta
da acido o da base, teoria degli acidi e delle basi di Broensted. Questo
comportamento è tipico dei Sali che contengono nella loro molecola uno
ione che deriva da un elettrolita debole. Quindi NaCl non avrà nessun
comportamento acido-base perché è formato da una catione e da un anione
che derivano rispettivamente d una base forte, NaOH, e da un acido forte
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HCl. Quindi questo sale sciolto in acqua non modificherà il pH dell’acqua
che sarà quindi uguale a 7.
NaNO2 invece deriva dal catione di una base e dall’anione di acido debole
quindi in soluzione acquosa si idrolizzerà ovvero si comporterà da base
secondo Broensted.
NaNO2 −−−> Na+(aq) + NO2-
dissociazione elettrolitica
NO2- + H2O HNO2(aq) + OH-
base secondo Broensted
Come conseguenza la soluzione sarà basica.
[9] Mettere in evidenza la differenza che esiste tra un equilibrio omogeneo
e uno eterogeneo. La seguente reazione SO3(g) SO2(g) +
1
O2(g) ha H > 0,
2
endotermica. Spiegare l’effetto delle seguenti variazioni sulla posizione
dell’equilibrio. (A) è aggiunto O2(g) alla miscela d’equilibrio senza variazioni
di volume e di temperatura; (B) la miscela è compressa a temperatura
costante; (C) la miscela di equilibrio è raffreddata; (D) un gas inerte è
aggiunto alla miscela di equilibrio senza variazione di volume.
Risposta: (A), (B), (C) spostamento verso i reagenti, (D) nessun effetto
La legge d’azione di massa per reazioni omogenee in fase gassosa può
essere formulata usando le pressioni parziali oppure le frazioni molari
piuttosto che le concentrazioni molari. In questi casi le costanti di
equilibrio vengono indicate rispettivamente con i simboli Kp o Kx. Le
costanti di equilibrio Kc, Kp e Kx sono chiamate costanti di equilibrio
stechiometriche,
per
distinguerle
dalla
costante
di
equilibrio
termodinamica. Le tre costanti di equilibrio succitate sono legate tra loro.
L’espressione della costante di equilibrio descrive le condizioni di equilibrio
sia delle reazioni che decorrono in fase omogenea (in particolare in fase
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gassosa o in soluzione) sia di quelle che avvengono tra più specie chimiche in
differenti stati di aggregazione (per esempio, gas e sostanze in soluzione,
solidi e sostanze in soluzione, solidi e gas, ecc.). Le reazioni che
coinvolgono più stati di aggregazione sono dette reazioni eterogenee.
Per rispondere alle domande bisogna ricordare il principio di Le Châtelier,
che 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.
Per prima cosa notiamo che il processo è endotermico.
(A)
L’aumento di una dei prodotti della reazione fa spostare l’equilibrio
verso i reagenti.
(B)
Aumentando la pressione sul sistema all’equilibrio questo per
compensare il minor volume messo a disposizione si sposterà verso il
minor numero di moli presente in soluzione cioè verso sinistra.
(C)
In seguito a una diminuzione di temperatura si avrà una diminuzione
della costante di equilibrio e quindi l’equilibrio si sposterà verso i
reagenti
(D)
La presenza di un gas inerte che vuol dire gas che non reagisce con le
sostanze presenti non ha alcune effetto sulla posizione dell’equilibrio
[10] Cosa è la serie elettrochimica degli elementi. Dati i valori di E° sotto
riportati, valutate la correttezza delle seguenti affermazioni: (A) la specie
A3+ è la specie che ha il potere ossidante più forte; (B) il riducente migliore
è B; (C) B+ non può essere ridotto da un riducente avente E° = 0,35 V. Valori
di E°: A4+/A3+ = 0,70 V; A3+/A = 1,35 V; B2+/B+ = 0,95 V; B+/B = 0,15 V.
Possibili risposte: (A) sono tutte vere; (B) è vera solo la seconda
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affermazione; (C) è vera solo la prima affermazione; (D) nessuna delle
risposte proposte.
Risposta: (A)
I potenziali standard di riduzione delle più tipiche semireazioni sono ormai
noti, e queste ultime possono essere sistemate in ordine crescente dei loro
potenziali standard di riduzione. La sequenza che si ottiene è chiamata
serie elettrochimica. La specie chimica ridotta di una coppia ossidoriduttiva
agisce
da
riducente
sulle
specie
chimiche
ossidate
delle
coppie
ossidoriduttive con potenziali di riduzione maggiori di questa. In relazione
agli elementi del sistema periodico, a parità di condizioni un elemento è
un riducente tanto più energico quanto più basso è il suo potenziale
standard di riduzione (l’elemento si ossida molto facilmente). Viceversa,
un elemento è un ossidante tanto più energico quanto più alto è il suo
potenziale di riduzione (l’elemento si riduce molto facilmente). I
potenziali standard di riduzione danno una misura qualitativa della capacità
di una sostanza, in particolare di un elemento, di ossidare l’idrogeno
gassoso o di ridurre gli ioni idrogeno. Dato che il potenziale standard di
riduzione dell’idrogeno è 0 V, possiamo dire che in linea di massima gli
elementi con potenziali standard di riduzione negativi sono in grado di
ridurre lo ione idrogeno (e si ossidano), mentre quelli con potenziali
standard di riduzione positivi non sono in grado di farlo. Si usa dire che
gli elementi con potenziali standard di riduzione negativi sono più
elettropositivi dell’idrogeno.
Per rispondere alle varie domande e scegliere la risposta giusta conviene
rispondere separatamente ai tre quesiti e poi individuare l’eventuale
risposta corretta.
(A)
Risposta vera in quanto ha il potenziale redox più elevato.
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(B)
Risposta vera in quanto è la specie che ha il potenziale redox più
basso.
(C)
Risposta vera in quanto B+ per essere ridotto deve venire in contatto
con una specie che ha un potenziale redox inferiore a 0,15 V.
Come conseguenza le tre affermazioni sono vere. Risposta giusta (A)
Scrivere il nome dei seguenti composti o ioni ed assegnare il
numero di ossidazione ai vari elementi:
CrPO4, fosfato di cromo Cr(+3) P(+5) O(-2)
CuClO3, clorato rameoso o clorato di rame(I) Cu(+1) Cl(+5) O(-2)
ZnSO4, solfato di zinco Zn(+2) S(+6) O(-2)
H2O2, acqua ossigenata o perossido di idrogeno H(+1) O(-1)
Ca(NO2)2, nitrito di calcio Ca(+2) N(+3) O(-2)
ClO2-, anione clorito Cl(+3) O(-2)
Scrivere la formula dei seguenti composti o ioni:
Solfato rameico, CuSO4
Carbonato di litio, Li2CO3
Solfato ferroso, FeSO4
Idrossido di magnesio, Mg(OH)2
Solfuro ferrico, Fe2S3
Cloruro d’argento, AgCl
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