Corso di Chimica Generale Inorganica
Soluzione degli Esercizi del Compito del 28 luglio 2010
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 [email protected]. 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 dei compiti devono prendere contatto con
il sottoscritto inviando un E-mail a [email protected] oppure telefonando al
0250314410 durante le normali ore d’ufficio.
Si ribadisce che un voto positivo entra automaticamente nella carriera scolastica di
uno studente anche se lo studente non prende visione del compito o che dia il suo
consenso in altre parole vale la regola silenzio-assenso.
Milano, 31 luglio 2010
L. Garlaschelli
Facoltà di Agraria
Nome Via Celoria, n°2 - 20133 Milano, Italy
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Compito A 28 luglio 2010
[1] Completare e bilanciare le seguenti trasformazioni chimiche: (A) Ca(OH)2 +
HNO3; (B) Na2O + CO2 + H2O; (C) Ni + H2SO4; (D) FeO + H3PO4.
Risposta
Ca(OH)2 + 2 HNO3 > Ca(NO3)2 + 2 H2O
Na2O + CO2 > Na2CO3
Ni + H2SO4 -> NiSO4 + H2
3 FeO + 2 H3PO4 > Fe3(PO4)2 + 3 H2O
[2] Considerare la seguente reazione da bilanciare: Fe(s) + O2(g) > Fe2O3(s).
Calcolare quanti litri di ossigeno, misurati a c.n., sono necessari per trasformare
33,48 g di ferro nell’ossido corrispondente. [P.A.: Fe = 55,8]
Risposta: volume di O2 = 10,08 L
La reazione bilanciata è
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) > Fe2O3(s)
La reazione bilanciata ci dice che due moli di Fe reagiscono con 1,5 moli di O2 per
dare una mole di ossido di ferro(III). In base ai grammi di ferro è possibile calcolare
le moli di Fe e di conseguenza le moli di O2 necessarie per l’ossidazione.
Conosciute le moli di ossigeno con l’equazione di stato dei gas perfetti è possibile
calcolare il volume.
moli di Fe =
33,48 g
= 0,6
55,8 g mole 1
In base alla stechiometria di reazione le moli di O2 saranno = 0,6x
Equazione di stato dei gas perfetti: PxV = nxRxT. V =
3
= 0,45
4
0,45 x 0,082 x 273
= 10,08 L
1,0
[3] Descrivere il comportamento in acqua delle seguenti sostanze: (A) NH4Cl, (B)
H2CO3.[Kb (NH3) = 1,8x10-5; Ka1 (H2CO3) = 4,7x10-7, Ka2 (H2CO3) = 4,7x10-11]
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Risposta
Il composto (A) appartiene alla categoria dei sali cioè di quelle sostanze che
formalmente possiamo considerarle derivare dalla reazione tra un acido e una
base. Nel caso particolare la base è NH3, base debole, e HCl, acido forte. I sali
sono elettroliti forti e in soluzione acquosa sono completamente dissociati:
NH4Cl > NH4+(aq) + Cl-(aq)
Oltre a questo gli ioni che formano il sale possono comportarsi da acidi o da basi di
Broensted quando derivano da un elettrolita debole; nel caso specifico lo ione
ammonio deriva da una base debole come è evidente osservando che è fornita la Kb
dell’ammoniaca. Come conseguenza lo ione ammonio si comporterà in soluzione
acquosa nel seguente modo:
NH4+(aq) + H2O(l)
NH3(aq) + H3O+(aq)
La soluzione risulta acida
Il composto (B) è un acido poliprotico debole, anche in questo caso sono fornite
per il composto in esame le due costanti di dissociazione. Gli equilibri che si
instaurano in soluzione sono:
H2CO3(aq) + H2O(l)
HCO3-(aq) + H3O+(aq)
HCO3-(aq) + H2O(l)
CO32-(aq) + H3O+(aq)
Si instaurano due equilibri perché l’acido poliprotico presenta due costanti di
dissociazione diverse.
[4] L’ammoniaca, NH3, è una base debole con costante di dissociazione Kb = 1,8x105
. A 200,0 mL di una soluzione 0,35 M di NH3 sono aggiunti 490,0 mL di HCl gassoso,
misurati a 25°C e 1 atm. Rispondere alle seguenti domande: Il pH della soluzione
0,35 M di NH3 vale: (A) 11,4; (B) 10,5; (C) 8,10; (D) 9,80. Il pH della soluzione
ottenuta dopo l’aggiunta di acido vale: (A) 10,4; (B) 3,1; (C) 5,6; (D) 9,65. Le moli
di HCl aggiunte inizialmente alla soluzione di NH3 sono: (A) 2,10; (B) 0,020; (C)
0,10 4,76x10-3.
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Risposta: (A) pH = 11,4; (B) pH = 9,65; (C) = 0,02
Prima domanda. Come dice il testo l’ammoniaca è una base debole. Per sistemi di
questo genere la concentrazione degli ioni OH- si calcola con la relazione:
[OH-] =
K b xcb . Nel nostro caso abbiamo [OH-] =
1,8 x10 5 x 0,35 = 2,5x10-3
pOH = 2,60
pH = 11,4
Seconda domanda.
In seguito a mescolamento c’è reazione tra l’acido e la base:
NH3 + HCl > NH4Cl
La reazione bilanciata dice che una mole di NH3 reagisce con una mole di HCl
formando un mole di NH4Cl. Dobbiamo quindi calcolare le moli iniziali dei reagenti
in base alla stechiometria di reazione calcolare la composizione della soluzione
finale.
pari a 7x10-2 moli
mmoli NH3 = 200x0,35 = 70
moli di HCl n = PV/RT = 1x0,490/0,082x298 = 0,02
Bilancio delle moli
> NH4Cl
NH3 +
HCl
I
7x10-2
0,02
D
-0,02
-0,02
0,02
F
5x10-2
--
0,02
La soluzione contiene NH3, base debole, e NH4Cl sale della base debole soluzione
tampone; per calcolare la concentrazione degli ioni OH- si adopera la relazione
[OH-] = Kbxcb/cs. Si può sostituire al rapporto delle concentrazioni quello delle moli
essendo un rapporto.
5 x10 2
[OH ] = 1,8x10 x
= 4,5x10-5
0,02
[OH-] = 4,5x10-2
pOH = 4,35
pH = 9,65
-
-5
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[5] Per neutralizzare 50 ml di una soluzione di HCl 1,00 M occorrono: (A) 5 ml di
una soluzione NaOH 1,00 M; (B) 25,0 ml di soluzione Ba(OH)2 1,00 M; (C) 25,0 g di
Ba(OH)2; (D) 75 ml di NH3 1,00 M. [P.A.: Ba = 137,3; O = 16,0; H = 1,0]
Risposta: soluzione (B)
Neutralizzare vuol dire fare reagire esattamente l’acido con la base in modo tale
che alla fine la soluzione non contenga un eccesso dei due reagenti.
Bisogna esaminare i singoli casi.
NaOH + HCl > NaCl + H2O
La reazione bilanciata dice che una mole di NaOH reagisce con una mole di HCl
formando un mole di NaCl. Dobbiamo quindi calcolare le moli iniziali dei reagenti e
vedere se coincidono.
mmoli HCl = 50,0x1,0 = 50
mmoli NaOH = 5x1,0 = 5
Due valori diversi non va bene
Ba(OH)2 + 2 HCl > BaCl2 + 2 H2O
La reazione bilanciata dice che una mole di Ba(OH)2 reagisce con due moli di HCl
formando un mole di BaCl2. Dobbiamo quindi calcolare le moli iniziali dei reagenti
e vedere se le moli di idrossido di bario sono la metà di quelle di HCl.
mmoli HCl = 50,0x0,1 = 50,0
mmoli Ba(OH)2 = 25,0x0,1 = 25,0
Come risulta dalle mmoli dei due reagenti queste stanno nel giusto rapporto.
Nel caso del’idrossido di bario dobbiamo calcolare le moli tenendo presente che la
quantità è data in grammi
moli di Ba(OH)2 =
25,0 g
= 0,15 pari a 150 mmoli. I due reagenti non sono
171,3 g mole 1
nel giusto rapporto.
NH3 + HCl > NH4Cl
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La reazione bilanciata dice che una mole di NH3 reagisce con una mole di HCl
formando un mole di NH4Cl. Dobbiamo quindi calcolare le moli iniziali dei reagenti
e vedere se coincidono.
mmoli NH3 = 75x1,0 = 75
Due valori diversi non va bene
[6] Indicare l’affermazione corretta tra le seguenti relative agli elementi nella
Tavola Periodica: (A) il raggio atomico aumenta dall’alto verso il basso in un
gruppo e diminuisce da sinistra verso destra in un periodo; (B) l’energia di
ionizzazione aumenta dall’alto verso il basso in un gruppo e da sinistra verso destra
in un periodo; (C) l’affinità elettronica aumenta dall’alto verso il basso in un
gruppo e da sinistra verso destra in un periodo; (D) l’elettronegatività aumenta
dall’alto verso il basso in un gruppo e da sinistra verso destra in un periodo.
Risposta: (A)
Il problema tratta delle proprietà periodiche degli elementi. Per giustificare le
varie affermazioni dobbiamo riportare come variano queste grandezze nell’ambito
della tavola periodica.
La difficoltà con cui un elettrone può essere estratto da un atomo è una proprietà
periodica, così come la facilità con cui un atomo può accettare un elettrone. In
termini energetici, la difficoltà di un atomo a cedere un elettrone è misurata dalla
sua energia di ionizzazione, I (o potenziale di ionizzazione, IP), che è l’energia
minima che occorre somministrare a un atomo isolato allo stato fondamentale per
rimuovere un elettrone e dare uno ione positivo. La facilità con cui un atomo
accetta un elettrone è misurata dalla sua affinità elettronica, Ae, che è l’energia
che viene sviluppata quando un atomo isolato allo stato fondamentale accetta un
elettrone e dà il più stabile ione negativo.
Si noti che secondo le definizioni date, valori positivi di energia di ionizzazione
corrispondono ad acquisto di energia da parte del sistema durante il processo di
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conversione, mentre nel caso dell’affinità elettronica valori positivi corrispondono a
liberazione di energia da parte del sistema. In pratica, quanto più alta è l’energia di
ionizzazione tanto minore è la tendenza dell’atomo a cedere un suo elettrone,
mentre quanto più alta è l’affinità elettronica tanto maggiore è la tendenza di un
atomo ad accettare un elettrone.
Se esaminiamo i valori delle energie di ionizzazione e delle affinità elettroniche
riportati in letteratura possiamo constatare che muovendoci lungo un periodo
l’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica aumentano gradualmente, e che
questo andamento si ripete in ciascun periodo. Pertanto, gli elementi dei primi
gruppi della tavola periodica degli elementi hanno le più basse energie di
ionizzazione e le più basse affinità elettroniche, mentre quelli degli ultimi gruppi
hanno energie di ionizzazione e affinità elettroniche tra le più alte. Se esaminiamo
invece gli elementi appartenenti a uno stesso gruppo, possiamo notare che sia
l’energia di ionizzazione sia l’affinità elettronica diminuiscono scendendo lungo un
gruppo. Sempre considerando le proprietà periodiche si nota che i raggi atomici
diminuiscono quando ci si muove da sinistra a destra lungo un periodo mentre
aumentano scendendo lungo un gruppo. Infine tenendo presente la definizione di
elettronegatività data da Mulliken si deduce che questa aumenta lungo un periodo
e diminuisce scendendo lungo un gruppo.
Alla luce delle definizioni date è chiaro che l’unica risposta corretta è la (A).
[7] Enunciare il principio di Le Chatelier; utilizzando tale principio spiegare quale
è l’effetto di un aumento di temperatura sull’equilibrio:
CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g), sapendo che il processo è endotermico. Se al sistema
all’equilibrio è aggiunto dell’altro CaCO3(s), in che maniera sarà perturbato
l’equilibrio? Quale è l’effetto se è aggiunta CO2(g) al sistema.
Risposta: verso destra, ininfluente, verso sinistra
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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.
Alla luce di questo per un processo endotermico avremo uno spostamento verso
destra perché in questo caso aumenta il valore numerico della costante di
equilibrio. Questo è un sistema eterogeneo. Le condizioni di equilibrio sono
determinate solamente dalle specie gassose, cioè in questo caso dalla pressione
parziale della CO2. Quindi l’aggiunta di CaCO3 non modificherà l’equilibrio. Se si
aggiunge dell’anidride carbonica, un prodotto, al sistema all’equilibrio questo si
sposterà verso i reagenti.
[8] Dimostrare che l’acqua può essere sia una base sia un acido di Broensted.
Calcolare il pH di una soluzione che contiene in 250 ml di soluzione 0,100 moli di
HBr.
Risposta: pH = 0,4
La teoria di Arrhenius ipotizza che una sostanza per essere una base debba
contenere gruppi OH- da poter essere ceduti. Tuttavia, vi sono sostanze che,
seppur prive di questi gruppi, sono in grado di "neutralizzare" gli acidi e di produrre
un ambiente basico quando vengono poste in soluzione. Per esempio, il carbonato
di sodio, Na2CO3, o l’ammoniaca, NH3, in acqua danno soluzioni basiche e sono in
grado di neutralizzare gli acidi pur non contenendo gruppi OH-. Incongruenze di
questo tipo furono superate da Brønsted-Lowry i quali formularono una più
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:
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CO32- + H2O
HCO3- + OH-
NH3 + H2O
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.
Le reazioni sopra riportate mostrano che l’acqua può comportarsi sia da acido che
da base.
L’acido bromidrico è un acido forte completamente dissociato
HBr(aq) + H2O(l) > H3O+ + Br-(aq)
Quindi per questo 0,100 moli di HBr libereranno in soluzione 0,100 moli di H3O+.
[H+] =
0,100 moli
= 0,400
0,250 L
pH = -log0,400 = 0,4
[9] Sotto quali condizioni si può predire che una soluzione avente pH = 7,0, cioè
neutra, è prodotta da una reazione acido-base ?
Risposta
Una reazione acido-base forma un sale. In prima istanza, affinchè una soluzione
ottenuta per reazione tra un acido e una base presenti un pH = 7 è necessario che la
soluzione non contenga acido o base in eccesso. Oltre a questo, affinché il sale
ottenuto non si comporti in acqua come acido o base di Broensted deve essere
formato da cationi e anioni che derivano rispettivamente da basi e acidi forti.
Esempio:
KOH + HCl > KCl + H2O
soluzione neutra
CH3COOH + NaOH > CH3COONa + H2O formazione del sale
CH3COO- + H2O > CH3COOH + OH-(aq)
soluzione basica
NH3 + HCl > NH4Cl
formazione del sale
NH4+ + H2O > NH3 + H3O+
soluzione acida
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Esiste anche il caso dove il sale è formato da cationi e anioni che derivano
rispettivamente da basi e acidi deboli i quali presentano le costanti di dissociazione
basica e acida numericamente uguale. Esempio:
NH4+(aq) + OH-(aq)
NH3(aq) + H2O(l)
Kb = 1,8x10-5
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
CH3COOH(aq) + H2O(l)
Ka = 1,8x10-5
In questo caso il pH della soluzione risulterà neutro
[10] Considerare la seguente reazione di equilibrio:
H2(g) + CO2(g)
H2O(g) + CO(g). A 986°C la costante di equilibrio della reazione vale
16,0. Supponendo di partire da una mole di H2 e da una mole di CO2, calcolare la
composizione all’equilibrio.
Risposta: [CO2] = [H2] = 0,2; [CO] = [H2O] = 0,8
Calcolo la composizione all’equilibrio. Con x indico la moli di CO2 che dovranno
reagire per portare il sistema all’equilibrio.
CO2(g) + H2(g)
I
CO(g) +
H2O(g)
1
1
 -x
-x
X
X
Eq 1 – x
1–x
x
X
Le concentrazioni all’equilibrio dovranno soddisfare la costante di equilibrio.
K=
COH2O
CO2 H2 
16 =
1  x 2
Risolvendo si ha x = 0,8
[CO2]=[H2] = 0,2
x2
[CO][H2O] = 0,8
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Scrivere il nome dei seguenti composti o ioni ed assegnare il numero di
ossidazione ai vari elementi:
Co2O3, ossido di cobalto(III), Co(+3), O(-2)
CaBr2, bromuro di calcio, Ca(+2), Br(-1)
SO32-, anione solfito, S(+4), O(-2)
H2S, solfuro d’idrogeno, S(-2), H(+1)
NH4NO3, nitrato d’ammonio, N(-3), H(+1), N(+5), O(-2)
SF6, esafluoruro di zolfo, S(+6), F(-1)
Scrivere la formula dei seguenti composti o ioni:
Solfato di manganese, MnSO4
Acetato di potassio, CH3COOK
Fluoruro ferroso, FeF2
Carbonato rameoso, Cu2CO3
Anione nitrito, NO3Fosfato di calcio, Ca3(PO4)2
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