4. 100 g esatti di una certa soluzione contengono 10 g di NaCl. La
densità della soluzione è di 1.071 g/ml. Qual'è la molalità e la
molarità di NaCl?
d = 1,071 g/ml
m=?
M=?
Consideriamo esattamente 100 g di soluzione che contengono 10 g di NaCl
Il volume sarà :
d
m
100
;V 
 93,37ml
V
1,071
10
moli soluto
58,5
m

 0 ,189 molale
Kg solvente 90 10 3
10
moli soluto
58,5
M

 0,183 Molare
V ( soluzione ) 93,37 10 3
5. Il punto di ebollizione di una soluzione di 0.402 g di naftalene C10H8,
in 26.6 g di cloroformio è di 0.455°C più elevato del cloroformio puro.
Qual'è la costante di innalzamento del punto di ebollizione molale del
cloroformio?
Soluto C10H8 0,402 g
Solvente CHCl3 26,6 g
ΔT = 0,455 °C
ΔT = Kb·m
Kb 
ΔT
;
m
m
moli soluto
Kg solvente
0,402
m  128 3  0,118 moli
26,6 10
Kb 
ΔT 0,455
C

 3,85
m 0,118
mole
6. La pressione di vapore di una soluzione acquosa diluita è di 23.45 mm a 25°C,
mentre la pressione di vapore dell'acqua pura a questa temperatura è 23.76 mm. Si
calcoli la concentrazione molale del soluto e si usi per l'acqua il valore di Kb riportato
nella tabella per prevedere il punto di ebollizione della soluzione
P1 = 23,45 mm
P°1 = 23,76 mm
T= 25 °C
ΔP1= P°1 –P1 = 0,31 mm
P1 = P°1 χ1
ΔP1 = P°1 χ2
P1
P1 χ 1 n1


ΔP1 P1 χ 2 n 2
ΔP1  P1
n2
n1  n 2
Possiamo considerare n1 = 1000/18 = 55,55 (soluzione diluita)
n 2  n1
ΔP1 55,55  0,31

 0,734 moli
P1
23,45
ΔT  K b m  0,51
0,734
 0,374 C
1
Tf = 100 + ΔT = 100,374 °C
7. Quale peso di glicole etilenico, C2H6O2, deve essere contenuto in ogni 1000 g di
soluzione acquosa per abbassare il punto di congelamento a -10°C?
ΔT= -10 °C
Kf= 1,86 °C/mole
ΔT = Kf m
; m = moli/Peso solvente (Kg)
ΔT 10
m

 5,37 molale
K f 1,86
moli 
g
Pm
g = Pm·moli=(2·12 + 6·1+2·16) 5,37 = 332,94 g
8. Se si sciolgono 120 mg si zolfo in 20.0 g di naftalene, la soluzione risultante
congela a una temperatura di 1.28°C più bassa del naftalene puro. Qual è il peso
molecolare dello zolfo?
Kf = 6,8 °C/molale ; Kf = Kc
S 120 mg
Naftalene 20,0 g
ΔT = 1,28 °C
ΔT = Kf m
m
ΔT 1,28

 0,188 molale
Kf
6,8
m
moli
Kg solvente
moli = m · Kg(solvente) = 0,188 ·20·10-3 = 0,00376 moli
g
moli 
;
Pm
g
120 103
Pm 

 32
moli 0,00376
9. La costante di abbassamento del punto di congelamento del cloruro mercurico, HgCl2, è
34.3. Per una soluzione di 0.849 g di cloruro mercuroso (formula empirica HgCl) in 50 g di
HgCl2, l'abbassamento del punto di congelamento è 1.24°C. Qual'è il peso molecolare del
cloruro mercuroso in questa soluzione? Qual è la sua formula molecolare?
HgCl2 Kf = 34,3 °C/molale
0,849 g di HgCl in 50 g di HgCl2
ΔT = 1,240 °C
ΔT = Kf m
m
ΔT 1,24

 0,036 molale
K f 34,3
m
moli
Kg solvente
moli = m ·Kg(solv.) = 0,036·0,05 = 0,0018 moli
moli 
g
;
Pm
Pm 
g
0,849

 471,67
moli 0,0018
Formula empirica Pm = 200,5+35,5 = 236
471,67
 1,998  2
236
Formula molecolare : Hg2Cl2
10. Dieci litri di aria secca furono fatti gorgogliare lentamente attraverso
acqua liquida a 20°C, e la perdita di peso osservata del liquido fu di 0.172 g.
Ammettendo che nell'esperimento si siano formati 10 litri di vapore acqueo
saturo, si calcoli la pressione di vapore dell'acqua a 20°C.
V = 10 litri
Peso liquido evaporato = 0,172 g
L’ acqua passata in fase vapore si comporta come un gas ideale, quindi si può
applicare l’equazione dei gas ideali:
PV = nRT
0,172
0,082  (273  20)
nRT
18
Pvapore 

 0,0229 atm
V
10
In mm di Hg Pvapore = 760 · 0,0229 = 17,44 mm
11. L'etanolo e il metanolo formano una soluzione che è quasi ideale. La pressione di vapore
dell'etanolo è 44.5 mm e quella del metanolo è 88.7 a 20°C. (a) Si calcolino le frazioni molari del
metanolo e dell'etanolo in una soluzione ottenuta mescolando 60 g di etanolo con 40 g di
metanolo. (b) Si calcolino le pressioni parziali e la pressione di vapore totale di questa soluzione
e la frazione molare di etanolo nel vapore.
Etanolo C2H6O 60 g; Pm= 46
Metanolo CH4O 40 g; Pm = 32
P°E = 44,5 mm
P°M = 88,7 mm
A 20 °C
60
 1,304 moli
43
40
nM 
 1,25 moli
32
nE 
nT = nE + nM = 1,304 + 1,25 = 2,554 moli
1,304
 0,51
2,554
1,25
χM 
 0,49
2,554
χE 
PE = P°E χE = 44,5· 0,51 = 22,695 mm
PM = P°M χM = 88,7· 0,49 = 43,463 mm
PT = PE + PM = 22,695 + 43,463 = 66,158 mm
Per le frazione nella fase vapore applichiamo la legge di Dalton:
χ EV 
χ MV 
PE 22,695

 0,343
PT 66,158
PE
M
PT

43,463
 0,657
66,158
Binomio di Van’t Hoff
i)
f)
BbAa
n°
n°(1-α)
=
bB
+ aA
b n° α
a n°α
Il numero di moli totali all’equilibrio sono:
Nt = nBbAa + nB + nA = n°(1-α) + b n° α + a n°α =
n° [1-α ( b + a -1 ) ] = n° [1 + α (υ – 1) ] = n° i
con υ = a + b ; i = 1 + α ( υ – 1) (binomio di Van’t Hoff)
Un elettrolita debole di formula B3A si dissocia negli ioni B+ e A3- secondo l’equilibrio
B3A
= 3 B+ + A3Calcolare il grado di dissociazione sapendo che avendo sciolto 0,10 moli di composto in
0,50 l di una soluzione le moli di A3- sono 0,02.
Concentrazione dell’elettrolita:
Ci = 0,1/0,5 = 0,20 M
[A3-] = 0,02/0,5 = 0,04 M
i)
f)
B3A
=
Ci
Ci(1-α)
3 B+
3Ciα
+ A3Ciα
[A3-] = 0,04 M = Ciα ; α = 0,04/Ci = 0,04/0,20 = 0,20
Calcolare la pressione osmotica a 25 °C di una soluzione ottenuta sciogliendo 0,60 g di
acido acetico e 0,82 g di acetato di sodio in 360 ml di acqua. La densità della soluzione è
1,06 g/ml e il grado di dissociazione dell’ acido acetico è α = 6,2 10-4
CH3COONa
>
CH3COO- + Na+
CH3COOH
=
CH3COO- + H+