16 giugno 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
1. Due unita’ di misura per la concentrazione molto usate in chimica sono
la molarita’ e la molalita’. Per ciascuna, citate un “pro” e un “contro” (il
“pro” di una puo’ essere citato come “contro” dell’altra).
2. Una soluzione di solfato di sodio viene trattata con un eccesso pari a
56.5 mL di una soluzione di cloruro di bario 0.15 mol/L. Tutti gli ioni
solfato precipitano sotto forma di BaSO4 :
SO42− + Ba2+
=
BaSO4(s)
Il precipitato viene filtrato e la soluzione rimasta richiede 23.0 mL di
EDTA 0.133 mol/L per la titolazione degli ioni bario rimasti.
Quanti milligrammi di solfato di sodio conteneva la soluzione di partenza?
(Massa molare N a2 SO4 : 142.042 g/mol)
3. Quanti grammi del sale sodico dell’acido 2−naftoico (massa molare 194.162 g/mol)
devono essere aggiunti a 0.5 L di una soluzione 0.085 mol/L di acido
2−naftoico per ottenere una soluzione tampone a pH = 4.32?
La costante di ionizzazione acida dell’acido 2−naftoico e’ KA = 6.9×10−5.
4. Scrivete le equazioni che esprimono la conservazione della carica e della
massa per una soluzione ottenuta sciogliendo in acqua 1.34 g di H3 P O4 ,
2.3 g di LiH2 P O4 e 4.1 g di M g3 (P O4 )2 e portando il volume della
soluzione a 0.96 L.
Le masse molari dei tre composti sono:
H3 P O4
LiH2 P O4
M g3 (P O4 )2
97.995 g/mol
103.928 g/mol
262.858 g/mol
5. Calcolate la solubilita’ in mg/L di AgCN in una soluzione 0.056 mol/L
di N aCN .
Il prodotto di solubilita’ di AgCN e’ KP S = 2.2 × 10−16 .
6. Il contenuto in azoto di un campione organico avente massa 0.2345 g viene
determinato con il metodo di Kjeldahl. Dopo la digestione in H2 SO4 concentrato e la raccolta dell’ammoniaca formata in una soluzione di HCl a titolo noto, si trova che sono necessari 24.7 mL di una soluzione 0.098 mol/L
di N aOH per titolare l’eccesso di HCl non reagito, che ammonta al 45%
in moli della quantita’ totale di HCl inizialmente presente. Qual’e’ la
percentuale in massa di azoto nel campione organico di partenza?
La massa molare dell’azoto e’ 14.007 g/mol.
7. La diclorofluoresceina e’ il classico indicatore ad adsorbimento usato nel
metodo di Fajans per la titolazione di ioni cloruro con soluzione standardizzata di AgN O3 . Spiegate brevemente ma in modo completo il suo
principio di funzionamento.
8. Per la ionizzazione di un acido debole AH con costante di ionizzazione
acida KA , dimostrate che il grado di dissociazione aumenta al diminuire
della concentrazione iniziale C ◦ . Assumete che KA sia tale da consentire
le usuali approssimazioni nel trattamento dell’equilibrio.
9. Scrivete la semireazione elettrodica che caratterizza l’elettrodo ad AgCl/Ag.
Spiegate il suo funzionamento come elettrodo di riferimento ed indicatene
i vantaggi da questo punto di vista rispetto ad altri sistemi elettrodici.
10. I potenziali standard per le coppie redox Cr3+ /Cr2+ e In3+ /In+ sono,
◦
◦
rispettivamente, ECr
3+ /Cr 2+ = −0.42 V e EIn3+ /In+ = −0.444 V . Una
soluzione contiene 0.1 mol/L di ioni Cr3+ , Cr2+ , In3+ e In+ a 25 C.
In che direzione evolvera’ la reazione redox coinvolgente le due coppie a
partire dalle condizioni iniziali date?
(La costante di Faraday e’: 96485 C/mol; la costante universale dei gas
e’: R = 8.314 J/ (mol K))
18 giugno 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
1. Calcolate il pH di un tampone ottenuto sciogliendo 3.45 g di acido benzoico (massa molare: 122.121 g/mol) e 4.43 g di benzoato di sodio (massa molare: 144.103 g/mol) in acqua. La costante di ionizzazione acida
dell’acido benzoico e’ KA = 6.28 × 10−5 .
2. Il blu di bromotimolo e’ un acido debole con KA = 7.94 × 10−8 . Viene
usato come indicatore acido/base poiche’ la forma protonata e’ gialla mentre la forma deprotonata e’ blu. Assumendo che la concentrazione totale
dell’indicatore sia sufficientemente piccola da non influenzare il pH della
soluzione, rispondete alle seguenti domande:
(a) di che colore apparira’ una soluzione contenente l’indicaotre a pH =
8.5?
(b) qual’e’ il rapporto fra la concentrazione della forma basica e la concentrazione della forma acida dell’indicatore a tale pH?
3. Spiegate in cosa consiste una titolazione di ritorno.
4. I potenziali elettrodici standard delle due coppie redox O2 /H2 O2 e M nO4− /M n2+
◦
◦
= 0.695 V e EMnO
sono rispettivamente EO
= 1.507 V .
−
2+
2 /H2 O2
4 /Mn
Calcolate la costante di equilibrio a 25 C per la reazione:
2M nO4− + 5H2 O2 + 6H +
=
2M n2+ + 5O2 + 8H2 O
5. Lo iodio puo’ essere titolato con tiosolfato grazie alla reazione rappresentata dalla seguente equazione:
I2 + 2S2 O32−
=
2I − + S4 O62−
La costante di equilibrio della reazione e’ K = 5 × 1014 .
50 mL di una soluzione 0.1 mol/L di iodio vengono titolati con una soluzione 0.2 mol/L di tiosolfato. Calcolate la concentrazione di iodio al
punto di equivalenza.
6. Quella riportata sotto e’ la forma completamente protonata dell’acido
glutammico con i valori di pKA relativi ai tre siti acidi presenti:
N H+
3 (9.95)
CHCH2 CH2 COOH (4.42)
COOH (2.23)
Su un asse orientato rappresentate le regioni di pH in cui ciascuna delle
quattro forme dell’acido glutammico e’ presente in concentrazione maggiore.
7. Quante moli di ammoniaca sono contenute in 234 mL di una soluzione al
30 % in massa avente densita’ 0.8920 g/mL?
(massa molare N H3 : 17.031 g/mol)
8. Considerate le due reazioni riportate sotto in cui uno ione metallico sostituisce 4 delle 6 molecole di acqua che inizialmente sono ad esso coordinate
con altrettanti leganti A. Nella reazione rappresentata da (a) reagiscono
4 specie A distinte, mentre nella reazione rappresentata da (b) reagiscono
2 leganti bidentati, ciascuno costituito da 2 specie A fra loro legate.
Con quali semplici argomenti di tipo termodinamico si puo’ giustificare il
fatto sperimentale che la reazione rappresentata da (b) ha una costante di
equilibrio molto maggiore di quella rappresentata da (a) in tutti i casi?

(a)
M (H2 O)n+
6 + 4A =
H2 O
A?
A
?? 




M?

  ??

A
A
H2 O

(b)
n+
M (H2 O)6 + 2 A
A =







H2 O
A
A?
?? 

M?
??

A
A
H2 O
n+







+ 4H2 O
n+







+ 4H2 O
9. Scrivete il sistema di equazioni dalla cui soluzione si ricavano tutte le
concentrazioni di equilibrio per una soluzione satura di CaF2 .
Indicate con KP S il prodotto ionico di CaF2 , con KA la costante di
ionizzazione acida di HF e con KW il prodotto ionico dell’acqua.
10. Gli ioni F e2+ possono essere determinati mediante una titolazione con
bicromato, (Cr2 O72− ), secondo:
Cr2 O72− + 6F e2+ + 14H +
= 2Cr3+ + 6F e3+ + 7H2 O
La titolazione puo’ essere seguita per via potenziometrica, utilizzando un
filo di P t come elettrodo indicatore e un elettrodo ad AgCl/Ag come
elettrodo di riferimento.
Schematizzate la cella che si deve allestire a questo scopo e scrivete l’espressione per la differenza di potenziale misurabile con un voltmetro in
qualsiasi punto della titolazione.
25 giugno 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
1. Il permanganato di potassio, KM nO4 , e’ un reagente molto usato in chimica analitica perche’ lo ione permanganato in ambiente acido e’ un forte
ossidante. Tuttavia, il permanganato di potassio non e’ uno standard
primario: le sue soluzioni vengono standardizzate con ossalato di sodio,
N a2 C2 O4 , in base alla seguente reazione:
2M nO4− + 5C2 O42− + 16H +
= 2M n2+ + 10CO2 + 8H2 O
25 mL di una soluzione di permanganato richiedono 1.0385 g di ossalato
di sodio per la standardizzazione. Calcolate la molarita’ della soluzione di
permanganato.
(massa molare di N a2 C2 O4 : 133.999 g/mol)
2. Spiegate brevemente come si puo’ utilizzare l’EDTA per la determinazione
di un anione.
3. C’e’ piu’ acido cloridrico in 0.87 L di una soluzione 0.13 mol/L (soluzione
S1 ) oppure in 1.5 mL di una soluzione al 4.2 % in massa avente densita’
1.0181 g/mL (soluzione S2 )?
(massa molare di HCl: 36.461 g/mol)
4. Usando il metodo generale visto durante il corso, scrivete il sistema di
equazioni per la determinazione di tutte le concentrazioni di equilibrio di
una soluzione ottenuta sciogliendo 1.45 g di acido maleico (un acido biprotico di formula (CH)2 (COOH)2 , massa molare: 116.072 g/mol) e 1.80 g
di maleato sodico ((CH)2 (COON a)2 , massa molare: 160.036 g/mol) in
acqua e portando il volume a 0.85 L.
Le due costanti di ionizzazione acida dell’acido maleico sono KA1 = 1.23×
10−2 e KA2 = 4.66 × 10−7 .
NOTA: non dovete risolvere il sistema; i dati numerici servono solo per
calcolare i valori numerici dei parametri che compaiono nel sistema.
5. Una soluzione contenente una quantita’ incognita di ioni N i2+ viene trattata con un eccesso di 47.8 mL di soluzione di EDTA 0.0095 mol/L. Per
titolare l’eccesso di EDTA si impiega un volume pari a 21.2 mL di una
soluzione 0.011 mol/L di ioni Zn2+ . Calcolate la massa incognita di N i
in mg.
(Massa molare del N i: 58.693 g/mol)
6. Una soluzione avente il volume iniziale di 54.0 mL e contenente 0.093 mol/L
di ioni Ag + viene titolata a 25 C con una soluzione di N aCl 0.085 mol/L.
La titolazione viene seguita con un elettrodo ad Ag + /Ag il cui potenziale viene misurato rispetto ad un elettrodo di riferimento ad AgCl/Ag.
Il potenziale elettrodico del riferimento rispetto all’elettrodo standard a
idrogeno e’ 0.197 V . Trascurando qualsiasi potenziale di giunto, calcolate la differenza di potenziale che si misurera’ quando sono stati aggiunti
30.0 mL di soluzione titolante.
La reazione fra ioni Cl− e ioni Ag + si puo’ considerare completa. Il
potenziale standard della coppia Ag + /Ag e’ 0.799 V (rispetto all’elettrodo
standard a idrogeno).
(Costante di Faraday: 96485 C/mol, costante universale dei gas: 8.314 J/(mol K))
7. Il potenziale di un elettrodo di riferimento a calomelano rispetto all’elettrodo standard a idrogeno e’ 0.242 V . La differenza di potenziale misurata per una cella costituita da una semicella ad Ag + /Ag accoppiata con
la semicella a calomelano e’ 0.187 V . Trascurando i potenziali di giunto, calcolate il potenziale elettrodico della semicella ad Ag + /Ag rispetto
all’elettrodo standard a idrogeno.
8. Per la titolazione dell’acido benzoico (KA = 6.28 × 10−5 ) con soluzione
standardizzata di N aOH si hanno a disposizione i seguenti indicatori:
Indicatore
Rosso congo
Porpora bromocresolo
Blu timolo
intervallo di viraggio
3.00 − 5.00
5.2 − 6.8
8.0 − 9.6
Dite quale scegliereste e giustificate la risposta.
9. Una soluzione contenente ioni cloruro e 8.3 × 10−3 mol/L di ioni ioduro
viene titolata con AgN O3 . Quando inizia a precipitare AgCl, la concentrazione di ioni cloruro nella soluzione e’ 1.34 × 10−2 mol/L. Calcolate la
percentuale di ioni ioduro ancora presente in soluzione (rispetto alla loro
concentrazione iniziale) quando inizia la precipitazione degli ioni cloruro.
I valori del prodotto di solubilita’ per AgCl e AgI sono, rispettivamente:
KP S,AgCl = 1.8 × 10−10 , KP S,AgI = 8.3 × 10−17
10. Una soluzione contenente un acido debole con costante di ionizzazione
acida KA = 3.45 × 10−6 viene titolata con una soluzione standard di
N aOH. Calcolate il pH della soluzione dopo che e’ stato aggiunto un
volume di soluzione titolante pari ai 3/5 del volume di equivalenza.
11 luglio 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
1. Considerate il seguente sistema elettrodico:
Pt
Ox
Red
costituito da una sbarretta di P t immersa in una soluzione contenente la
coppia redox generica Ox/Red.
Indichiamo con t = 0 l’istante in cui la sbarretta di P t viene immersa
t=0
t=0
nella soluzione e con vox
e vred
, rispettivamente, la velocita’ iniziale della
reazione di ossidazione:
Red = Ox + ne
e la velocita’ iniziale della reazione di riduzione:
Ox + ne =
Red
Supponendo che sia:
t=0
vox
t=0
< vred
(a) descrivete come variano le concentrazioni di Ox e Red e la carica
elettrica sul metallo e in soluzione da t = 0 al momento in cui il
sistema raggiungera’ l’equilibrio
(b) quale sara’ il segno algebrico del potenziale elettrodico?
2. Una soluzione tampone ottenuta sciogliendo in acqua 10.50 g di N aBrO
(massa molare: 118.893 g/mol) e 9.48 g di HBrO (massa molare: 96.911 g/mol)
ha un pH di 8.59.
Trovate il valore della costante di ionizzazione basica dello ione ipobromito.
(Costante di autoprotolisi dell’acqua: KW = 1 × 10−14 )
3. Dimostrate che, se si puo’ assumere che la densita’ di una soluzione sia
pari a 1.0 g/mL, la concentrazione espressa in parti per milione (in massa)
e la concentrazione espressa in mg/L sono numericamente uguali.
4. Sfruttando le usuali approssimazioni, calcolate la variazione di pH che
si ha durante la titolazione di 50 mL di una soluzione di un acido forte
(concentrazione iniziale pari a 0.1 mol/L) con una soluzione di una base
forte (concentrazione pari a 0.1 mol/L) quando si passa da un’aggiunta
di soluzione titolante pari a 0.99VE (VE e’ il volume di equivalenza) ad
un’aggiunta pari a 1.01VE .
(Costante di autoprotolisi dell’acqua: KW = 1 × 10−14 )
5. Descrivete la titolazione di Volhard.
6. A pH = 10, la costante di formazione condizionale del complesso CaY 2−
(Y 4− rappresenta la forma tetraanionica dell’EDT A) vale KF = 1.8 ×
1010 . Sfruttando le approssimazioni che vi sembreranno piu’ opportune,
calcolate la concentrazione di equilibrio del complesso in una soluzione contenente 0.23 mol/L di ioni Ca2+ , 0.11 mol/L del sale disodico dell’EDT A
(N a2 H2 Y ) e 0.17 mol/L del sale tetrasodico dell’EDT A (N a4 Y ).
7. La seguente tabella:
volume (mL)
19
19.5
20
20.5
21
ddp (mV )
357
332
207
158
142
mostra alcuni dati relativi ad una titolazione di ioni Ag + con ioni Cl−
seguita per via potenziometrica. La prima colonna riporta il volume di
soluzione titolante aggiunto, la seconda colonna riporta le corrispondenti
differenze di potenziale misurate.
Utilizzando la tabella fornita, costruite la corrispondente tabella della
derivata prima della curva di titolazione.
8. Un sistema elettrodico in condizioni di equilibrio a 25 C e’ costituito da
una sbarretta di P t immersa in una soluzione contenente 0.34 mol/L di
ioni F e3+ e 0.47 mol/L di ioni F e2+ . La differenza di potenziale misurata con un voltmetro fra questo sistema elettrodico ed un elettrodo di
riferimento a calomelano saturo, il cui potenziale elettrodico rispetto all’elettrodo standard a idrogeno e’ 0.241 V , e’ ddp = 0.526 V . Trascurando
qualsiasi potenziale di giunto, calcolate il potenziale standard a 25 C della
coppia F e3+ /F e2+ .
(Costante universale dei gas: R = 8.314 J/(mol K)
costante di Faraday: F = 96485 C/mol)
9. La timolftaleina e’ un indicatore acido base il cui intervallo di viraggio
in unita’ di pH e’ 8.3 − 10.5. Supponete di usare questo indicatore per
determinare il punto finale in una titolazione di acido perclorico con idrossido di sodio: l’errore dovuto all’indicatore, per quanto piccolo, sara’ per
eccesso o per difetto?
10. L’acido ossalico, HOOC − COOH, e’ un acido organico diprotico con
costanti di ionizzazione acida pari a KA1 = 5.6×10−2 e KA2 = 5.42×10−5.
Sfruttando le approssimazioni che riterrete piu’ opportune, calcolate il pH
di una soluzione contenente una concentrazione iniziale pari a 0.16 mol/L
di ossalato disodico, (COON a)2 .
(Costante di autoprotolisi dell’acqua: KW = 1 × 10−14 )
23 luglio 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
1. Una soluzione di glicole etilenico di concentrazione C = 6.067 mol/L ha
una densita’ ρ = 1.046 kg/L. Calcolate la molalita’ della soluzione.
(Massa molare del glicole etilenico: 62.07 g/mol)
2. Di seguito sono riportati i valori delle costanti di equilibrio di tre processi
(per tutte le specie ioniche e’ sottinteso l’indice (aq) , per le altre specie lo
stato di aggregazione e’ indicato in modo esplicito):
Ag + + Cl−
AgCl(aq) + Cl−
AgCl(s)
=
=
=
AgCl(aq)
AgCl2−
Ag + + Cl−
K1
K2
K3
= 2.0 × 103
= 9.3 × 101
= 1.8 × 10−10
Trovate il valore numerico della costante di equilibrio per il processo:
AgCl2−
=
AgCl(s) + Cl−
3. L’acido ascorbico (la vitamina C, C6 H8 O6 , massa molare: 176.124 g/mol)
puo’ essere titolato con una soluzione standard di ione triioduro, I3− ,
secondo:
C6 H8 O6 + I3−
=
C6 H6 O6 + 3I − + 2H +
Una compressa di vitamina C contenente acido ascorbico e un additivo
inerte viene finemente macinata. Una aliquota di 0.4242 g della polvere viene portata in soluzione e titolata con 31.63 mL di una soluzione
0.03803 mol/L di ione triioduro.
Calcolate la percentuale in massa di acido ascorbico nella compressa.
4. Una soluzione di 30 mL contenente ioni ioduro viene trattata con 50 mL
di una soluzione di AgN O3 0.3650 mol/L. Lo ioduro d’argento prodotto
viene separato per filtrazione e la fase liquida residua viene titolata con
KSCN (concentrazione 0.2870 mol/L) in presenza di ioni F e3+ come
indicatore. Quando sono stati aggiunti 37.60 mL di soluzione titolante si
osserva un viraggio al rosso. Quanti mg di ioni ioduro erano presenti nella
soluzione iniziale?
(Massa molare I: 126.904 g/mol)
5. L’acido acrilico e’ un acido debole monoprotico organico. Considerando
tutti gli equilibri che vi sembreranno pertinenti, scrivete il bilancio di massa e di carica per una soluzione satura di un sale poco solubile dell’acido
acrilico con un dicatione metallico.
6. Una soluzione 0.1 mol/L di una base debole ha un pH di 9.28. Trascurando l’autoprotolisi dell’acqua e la frazione di base debole reagita, ricavate
la costante di ionizzazione basica della base.
(Costante di autoprotolisi dell’acqua: KW = 1 × 10−14 )
7. Un indicatore HIn ha una pKA pari a 6.71. Calcolate il rapporto fra la
concentrazione della forma acida e quella della forma basica dell’indicatore
al punto di equivalenza di una titolazione acido forte/base forte.
8. I potenziali standard di riduzione per le coppie redox H3 AsO3 /As(s) e
◦
◦
= 0.2475 V e ESbO
=
SbO+ /Sb(s) sono, rispettivamente, EH
+ /Sb
3 AsO3 /As(s)
(s)
0.2080 V a 25 C. Calcolate la costante di equilibrio della reazione rappresentata da:
H3 AsO3 + 3H + + Sb(s)
=
As(s) + 2H2 O + SbO+
(Costante di Faraday: F = 96485 C/mol; costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K))
9. Ricavate la relazione su cui si basa il diagramma di Gran per la titolazione di un acido debole HA con una base forte e illustratene l’uso per la
determinazione del punto finale.
10. La calmagite e’ un acido triprotico usato come indicatore metallocromico. Le caratteristiche di interesse per il suo uso come indicatore sono le
seguenti:
pK1
pK2
pK3
<0
8.1
12.4
Inoltre, indicando con H3 In la specie neutra, si ha:
H3 In
H2 In−
HIn2−
In3−
incolore
rosso
blu
arancio
Il complesso della calmagite con gli ioni metallici e’ di colore rosso vino.
Viene eseguita una titolazione di ioni calcio con EDT A a pH = 11
utilizzando come indicatore la calmagite.
(a) Qual’e’ la forma della calmagite presente in maggior concentrazione
a pH = 11?
(b) Che colore si osserva prima del punto finale?
(c) Che colore si osserva dopo il punto finale?
30 luglio 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Senza ricorrere ad esempi numerici, dimostrate che, per la titolazione
basata sulla reazione rappresentata da:
A+T
= prodotti
dove A e’ un generico analita e T un generico titolante che reagiscono in
modo completo e con stechiometria 1 : 1, la concentrazione di analita in
qualsiasi punto della titolazione prima del punto di equivalenza si puo’
scrivere nella forma seguente:
[A]
◦
= CA
V◦
◦
V +V
V
1−
VE
◦
dove CA
e’ la concentrazione iniziale di analita, V ◦ e’ il volume iniziale
della soluzione da titolare, V e’ il volume di soluzione titolante aggiunto
e VE e’ il volume di equivalenza.
2. Qual’e’ la percentuale in massa di una soluzione di glucosio (massa molare:
180.156 g/mol) avente molalita’ m = 1.72 mol/kg?
3. Calcolate il pH di una soluzione ottenuta mescolando 50 mL di una soluzione 0.423 mol/L del sale disodico dell’1,2-ditioloetano, N aS − CH2 − CH2 − SN a,
con 35 mL di una soluzione 1.269 mol/L di HCl.
I due valori di pKA dell’1,2-ditioloetano sono:
HS − CH2 − CH2 − SH
pKA1
pKA2
8.85
10.43
4. Scrivete il bilancio di massa (relativo all’EDT A) e il bilancio di carica
per una soluzione contenente una concentrazione formale di 0.213 mol/L
del sale disodico dell’EDT A e di 0.191 mol/L del suo sale tetrasodico. I
bilanci vanno scritti tenendo conto di tutti i possibili equilibri acido base
cui puo’ dare origine l’EDT A in soluzione acquosa.
La concentrazione di ioni sodio va espressa in funzione delle concentrazioni
formali date.
5. Per la reazione di complessazione fra un generico ione metallico M n+ e la
forma tetraanionica dell’EDT A, Y 4− :
(a) Scrivete l’espressione della costante di formazione
(b) Ricavate l’espressione della costante di formazione condizionale
(c) Spiegate il vantaggio di usare la costante di formazione condizionale
invece della costante di formazione
6. Quante moli di idrossido di sodio si devono aggiungere a 0.85 L di una
soluzione 0.98 mol/L di H3 P O4 per ottenere un tampone a pH = 7.30?
I valori di pK per l’acido fosforico sono:
pK1
pK2
2.15
7.20
pK3
12.15
7. La seguente tabella riporta alcuni dati che si riferiscono ad una titolazione
di ftalato acido di potassio (un acido debole) con idrossido di sodio, seguita
per via potenziometrica con un elettrodo a vetro:
V (mL)
17.5
18.0
18.5
pH
5.93
6.09
6.26
Costruite la tabella con i dati necessari alla costruzione del corrispondente
diagramma di Gran.
8. Un elettrodo a vetro contiene due elettrodi di riferimento perfettamente
identici. La differenza di potenziale misurata con un voltmetro fra i due
elettrodi di riferimento quando l’elettrodo a vetro e’ immerso in una soluzione acquosa e’ di 13.5 mV . Trascurando i potenziali di giunto, trovate
la differenza di potenziale EG tra le facce della membrana di vetro.
9. Calcolate il potenziale elettrodico di un elettrodo ad Ag + /Ag durante una
titolazione di ioni I − (concentrazione iniziale 0.234 mol/L) con una soluzione standard di nitrato d’argento, della stessa concentrazione, quando e’
stato aggiunto un volume di soluzione titolante pari al 120 % del volume
di equivalenza.
La temperatura a cui viene condotta la titolazione e’ di 20 C; il potenziale
◦
standard della coppia Ag + /Ag e’ EAg
+ /Ag = 0.799 V .
Inoltre:
costante universale dei gas
costante di Faraday
R = 8.314 J/(mol K)
F = 96485 C/mol
10. Per ciascuna delle due coppie di sali riportate sotto, stabilite qual’e’ il sale
piu’ solubile in acqua.
(a)
sale
Ba (IO3 )2
Ca (IO3 )2
KP S
1.5 × 10−9
7.1 × 10−7
sale
T lIO3
Sr (IO3 )2
KP S
3.1 × 10−6
3.3 × 10−7
(b)
16 settembre 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Utilizzando il trattamento sistematico dell’equilibrio visto durante il corso, scrivete il sistema di equazioni per trovare tutte le concentrazioni di
equilibrio in una soluzione contenente un acido debole HA (concentrazione
formale C ◦ , costante di ionizzazione acida KA ).
NOTA: dovete solo scrivere le equazioni, non risolvere il sistema!
2. Calcolate la frazione molare del metanolo (CH3 OH) in una soluzione
preparata mescolando 0.85 mL di metanolo con 10.5 mL di acqua.
CH3 OH
massa molare (g/mol) 32.042
densita’ (g/mL)
0.7918
H2 O
18.015
1.0
3. Senza ricorrere ad esempi numerici, dimostrate che, per la titolazione
basata sulla reazione rappresentata da:
A+T
= prodotti
dove A e’ un generico analita e T un generico titolante che reagiscono in
modo completo e con stechiometria 1 : 1, la concentrazione di titolante
in qualsiasi punto della titolazione dopo il punto di equivalenza si puo’
scrivere nella forma seguente:
[T ] =
CT
V − VE
V◦+V
dove CT e’ la concentrazione di T nella soluzione titolante, V ◦ e’ il volume
iniziale della soluzione da titolare, V e’ il volume di soluzione titolante
aggiunto e VE e’ il volume di equivalenza.
4. Una soluzione di ioni CN − avente un volume di 12.73 mL viene trattata
con 25.00 mL di una soluzione di ioni N i2+ (in eccesso rispetto agli ioni
CN − ). Tutti gli ioni cianuro reagiscono secondo l’equazione:
N i2+ + 4CN −
2−
=
N i (CN )4
L’eccesso di ioni N i2+ viene in seguito titolato con 10.15 mL di una
soluzione 0.01307 mol/L di EDT A.
In un esperimento separato, si trova che 30.10 mL della soluzione di N i2+
vengono titolati da 39.35 mL della soluzione di EDT A.
Calcolate la molarita’ della soluzione di ioni CN − .
5. Una soluzione a 298 K contiene le seguenti specie chimiche in concentrazione pari a quella mostrata nella tabella:
Ce3+
Ce4+
M n2+
M nO4−
0.1
1 × 10−4
1 × 10−4
0.1
mol/L
mol/L
mol/L
mol/L
A quale valore di pH le quattro specie sono in equilibrio fra loro (attraverso
la reazione redox che le interconverte) ai valori di concentrazione dati?
◦
◦
ECe
= 1.507 V .
4+ /Ce3+ = 1.70 V , E
MnO− /Mn2+
4
R = 8.314 J/(mol K), F = 96485 C/mol
6. Nelle titolazioni con EDT A in presenza di un complessante ausiliario, la
concentrazione di quest’ultimo puo’ spesso essere considerata costante.
Considerate un generico ione metallico M che reagisce in due stadi con
il complessante ausiliario L (per comodita’ di scrittura, non indichiamo
alcuna carica elettrica, ne’ sullo ione metallico ne’ sul legante ausiliario):
M + L = ML
β1 =
M + 2L = M L2
β2 =
[M L]
[M ] [L]
[M L2 ]
[M ] [L]2
Senza ricorrere ad esempi numerici dimostrate che, se si puo’ assumere
che la concentrazione del legante ausiliario sia costante e pari a CL◦ , allora
la frazione αM di metallo libero e’ data da:
αM
=
1
1+
β 1 CL◦
+ β 2 (CL◦ )2
7. Senza ricorrere ad esempi numerici, dimostrate che il salto di pH nella
titolazione di un acido debole HA con una base forte OH − e’ maggiore
quando:
(a) la costante KA di ionizzazione acida di HA e’ maggiore
◦
(b) la concentrazione iniziale CHA
di HA e’ maggiore
◦
(c) la concentrazione della base COH
− nella soluzione titolante e’ maggiore
SUGGERIMENTO: una misura del salto di pH nella titolazione descritta
e’ data dalla differenza fra il pH corrispondente all’asintoto della curva di
titolazione per V → ∞ (V e’ il volume di soluzione titolante aggiunto) e
quello iniziale. Quindi basta ricavare il pH in questi due punti e scriverne
◦
◦
la differenza: l’espressione ottenuta conterra’ KA , CHA
e COH
− e sara’
evidente la sua dipendenza da questi tre parametri.
8. Quale dei seguenti acidi (assieme alla sua base coniugata) sarebbe il piu’
adatto per preparare un tampone a pH = 3.10?
acido
perossido di idrogeno
ac. propanoico
ac. cianoacetico
ac. 4-amino benzensolfonico
KA
2.2 × 10−12
1.34 × 10−5
3.37 × 10−3
5.86 × 10−4
9. Lo ione F e3+ precipita da una soluzione acida per aggiunta di ioni ossidrile in seguito alla formazione di F e (OH)3 insolubile. A quale pH la
concentrazione di ioni F e3+ viene ridotta a 1.0 × 10−10 mol/L?
KP S = 1.6 × 10−39
KW = 1. × 10−14
10. Calcolate la solubilita’ in acqua del cloruro rameoso, CuBr, espressa in
mol/L e in g/100 mL.
KP S = 5.0 × 10−9
Massa molare di CuBr: 143.450 g/mol.
10 ottobre 2008
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Per una soluzione tamponata a cui viene aggiunto un acido debole HA con
costante di ionizzazione acida KA , ricavate la frazione di acido indissociato
αHA in funzione del pH e della costante di ionizzazione.
2. In un sistema elettrodico costituito da un filo di rame ricoperto da CuI e
immerso in una soluzione contenente ioni ioduro a 298 K la semireazione
elettrodica puo’ essere rappresentata indifferentemente con una o l’altra
delle due seguenti equazioni:
Cu+ + e
CuI(s) + e
= Cu(s)
= Cu(s) + I −
I potenziali standard per le due semireazioni equivalenti sono:
◦
ECu
+ /Cu
0.518 V
◦
ECuI/Cu
−0.185 V
Calcolate il prodotto si solubilita’ di CuI.
R
F
8.314 J/(mol K)
96485 C/mol
3. Una titolazione di ioni cloruro con argento nitrato viene seguita a 298 K
per via potenziometrica immergendo nella soluzione che viene titolata un
filo di argento. Quanto vale il potenziale (rispetto all’elettrodo standard
a idrogeno) del sistema elettrodico cosi’ ottenuto al punto di equivalenza?
◦
EAg
+ /Ag
KP S,AgCl
R
F
0.799 V
1.8 × 10−10
8.314 J/(mol K)
96485 C/mol
4. Per la titolazione di un campione di acido debole organico HA si impiegano 45.0 mL di una soluzione di N aOH 0.106 mol/L. Dopo aver
raggiunto il punto di equivalenza vengono ulteriormente addizionati alla
soluzione 25.0 mL di HCl 0.120 mol/L e si misura il pH che risulta pari
a 6.30. Calcolate il valore di pKA per l’acido organico (KA e’ la costante
di ionizzazione acida).
5. A pH = 10.00 la frazione di EDT A completamente deprotonato e’ pari
a 0.36. Calcolate la concentrazione totale di EDT A non complessato al
punto di equivalenza di una titolazione di 50 mL di una soluzione di ioni
Ca2+ 0.04 mol/L con una soluzione di EDT A 0.08 mol/L a pH = 10.00.
La costante di formazione del complesso ione calcio/EDT A e’ KF = 4.9 ×
1010 .
6. Spiegate perche’ nella titolazione di una miscela Br− /Cl− con argento
nitrato si commette generalmente un errore per eccesso (fino al 3%) sugli
ioni Br− e un corrispondente errore per difetto sugli ioni Cl− .
7. Una miscela organica solida di massa 2.416 g e contenente acido benzoico
(un acido debole organico monoprotico) viene trattata con 100 mL di
una soluzione 0.1513 mol/L di N aOH. Tutto l’acido benzoico reagisce
e viene portato in soluzione. Successivamente, l’eccesso di N aOH viene
titolato con 41.67 mL di una soluzione 0.0532 mol/L di H2 SO4 (acido
forte biprotico). Calcolate la percentuale in massa di acido benzoico nella
miscela di partenza.
Massa molare dell’acido benzoico: 122.121 g/mol.
8. Molto spesso soluzioni diluite di N aOH vengono preparate a partire da
una soluzione al 50% in massa (densita’: 1.52 g/mL).
Calcolate la massa e il volume di soluzione concentrata che servirebbe per
preparare 500 mL di soluzione di N aOH 0.2 mol/L.
Massa molare di N aOH: 39.997 g/mol.
9. L’acqua di mare contiene ioni Ca2+ in concentrazione pari a 400 ppm in
massa. Quanti mL di una soluzione di EDT A 0.025 mol/L sarebbero
necessari per titolare tutti gli ioni calcio contenuti in 20.0 mL di acqua
marina?
Si puo’ assumere che la densita’ dell’acqua di mare sia d = 1 g/mL.
Masa molare del calcio: 40.078 g/mol.
10. Utilizzando il trattamento sistematico dell’equilibrio visto durante il corso, scrivete il sistema di equazioni per trovare tutte le concentrazioni di
equilibrio in una soluzione satura di P bBr2 (sale poco solubile, prodotto
di solubilita’: KP S ) a cui e’ stata aggiunta una concentrazione iniziale di
◦
N aBr pari a CN
aBr . Assumete che, oltre all’equilibrio di solubilita’ di
P bBr2 , si stabilisca anche il seguente equilibrio di complessazione:
P bBr2(s) + Br−
K
= P bBr3−
NOTA: dovete solo scrivere il sistema di equazioni, non risolverlo!
12 febbraio 2009
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Calcolate pZn al punto di equivalenza della titolazione di una soluzione 0.02 mol/L di ZnCl2 tamponata a pH = 8.00 con una soluzione
0.02 mol/L di EDTA.
Il valore della costante di formazione condizionale del complesso ZnY 2−
(Y 4− rappresenta la forma tetraanionica dell’EDTA) e’ K ′ = 1.71 × 1014
a pH = 8.00.
2. 168.3 mg di una lega contenente solo magnesio e zinco vengono portati in
soluzione mediante ossidazione in ambiente acido. Dopo aver portato il
pH a 10 con un tampone ammoniacale, la titolazione di entrambi gli ioni
metallici con EDT A richiede 44.23 mL di una soluzione 0.0917 mol/L di
EDT A.
Calcolate la percentuale di magnesio e zinco nella lega.
La massa molare del magnesio e’ 24.305 g/mol; quella dello zinco e’
65.39 g/mol.
3. La precipitazione di uno ione sotto forma di un sale poco solubile viene
generalmente considerata completa (o quantitativa) quando la concentrazione residua in soluzione viene ridotta allo 0.1% della concentrazione
iniziale.
Calcolate la minima concentrazione di ione ioduro da aggiungere ad una
soluzione 0.02 mol/L di ioni P b2+ per assicurarne la precipitazione quantitativa.
Il prodotto di solubilita’ dello ioduro di piombo e’: KSP = 7.1 × 10−9 .
4. Si ha una soluzione che contiene ioni Cu2+ e M n2+ entrambi in concentrazione pari a 0.01 mol/L e si vogliono separare i due ioni per precipitazione
in ambiente basico. Qual’e’ il massimo valore di pH consentito per precipitare l’idrossido meno solubile senza che inizi la precipitazione di quello
piu’ solubile? Qual’e’ la concentrazione residua in soluzione dello ione che
da’ l’idrossido meno solubile a tale massimo valore di pH?
I prodotti di solubilita’ dei due idrossidi sono: KSP,Cu(OH)2 = 2.2 × 10−20,
KSP,Mn(OH)2 = 1.9 × 10−13 .
5. L’acqua di mare contiene una concentrazione di 885 ppm di zolfo. Assumendo di precipitare tutto lo zolfo sotto forma di solfato di bario, che
massa di precipitato ci si aspetterebbe per un campione di 100 mL di
acqua di mare?
Assumete che la densita’ dell’acqua di mare sia ρ = 1.0 g/mL.
La massa molare dello zolfo e’ 32.065 g/mol, quella del solfato di bario e’
233.390 g/mol.
6. L’acido formico e’ un acido debole organico monoprotico con costante di
ionizzazione KA = 1.77 × 10−4 . Una soluzione contiene acido formico
(0.2 mol/L) e formiato di sodio (0.05 mol/L). Calcolate la variazione di
pH che si ha quando a 100.0 mL di questa soluzione vengono aggiunti
100.0 mL di una soluzione 0.2 mol/L di N aOH.
La costante di autoprotolisi dell’acqua e’ KW = 1 × 10−14 .
7. Un campione di 250 mg di un acido debole monoprotico viene titolato con
una soluzione 0.106 mol/L di idrossido di sodio. Il volume di equivalenza
misurato e’ 45.0 mL. Alla soluzione titolata vengono aggiunti 25.0 mL di
una soluzione 0.120 mol/L di acido cloridrico e il pH risulta essere pari a
6.30.
Calcolate:
(a) la massa molare dell’acido debole
(b) il valore di pKA ad esso relativo
8. Per una soluzione tamponata a cui viene aggiunta una base debole B con
costante di ionizzazione basica KB , ricavate la frazione di acido coniugato
αBH + in funzione del pH e della costante di ionizzazione.
9. Date le due coppie redox U O22+ /U 4+ e T iO2+ /T i3+ :
(a) scrivete l’equazione bilanciata che rappresenta la reazione fra la forma
ossidata della prima coppia e la forma ridotta della seconda coppia
in ambiente acido
(b) calcolate la costante di equilibrio a 298 K per la stessa reazione
◦
I potenziali standard per le due coppie redox sono: EUO
= 0.334 V
2+
4+
2 /U
◦
e ET iO2+ /T i3+ = 0.100 V
La costante di Faraday e’ F = 96485 C/mol; la costante universale dei
gas e’ R = 8.314 J/(mol K).
10. In una soluzione contenente 0.050 mol/L di ioni F e3+ e 0.250 mol/l di
ioni F e2+ a 298 K viene immerso un filo di platino e un elettrodo di
riferimento al calomelano saturo (SCE= Saturated Calomel Electrode).
Calcolate il potenziale elettrodico dell’elettrodo di platino rispetto all’elettrodo a calomelano.
Il potenziale standard per la coppia F e3+ /F e2+ e’ EF◦ e3+ /F e2+ = 0.771 V .
Il potenziale dell’elettrodo a calomelano saturo rispetto all’elettrodo standard a idrogeno e’ 0.242 V .
La costante di Faraday e’ F = 96485 C/mol; la costante universale dei
gas e’ R = 8.314 J/(mol K).
18 giugno 2009
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Una soluzione di glucosio (massa molare 180.156 g/mol) ha una molalita’
m = 2.38 mol/kg e una molarita’ C = 1.87 mol/L. Calcolate la densita’
della soluzione in g/mL.
2. Scrivete il sistema di equazioni per trovare tutte le concentrazioni di equilibrio in una soluzione contenente una concentrazione iniziale C ◦ del sale
acido N aHA (A2− e’ l’anione dell’acido diprotico debole AH2 con prima e seconda costante di ionizzazione acida KA1 e KA2 , rispettivamente).
Indicate con KW la costante di autoionizzazione dell’acqua.
3. Le costanti di prima, seconda e terza ionizzazione dell’acido fosforico sono
rispettivamente KA1 = 7.11 × 10−3 , KA2 = 6.32 × 10−8 e KA3 = 7.1 ×
10−13 . In quale intervallo di pH il dianione HP O42− e’ la forma presente
in concentrazione maggiore all’equilibrio?
4. Calcolate la solubilita’ di AgCl in una soluzione contenente una concentrazione pari a 0.01 mol/L di AgN O3 . Il prodotto di solubilita’ di AgCl
e’ KP S = 1.8 × 10−10 .
5. L’acido maleico e’ un acido organico diprotico con costanti di ionizzazione:
KA1 = 1.23 × 10−2 e KA2 = 4.66 × 10−7 .
Quante moli di idrossido di sodio si devono aggiungere a 0.785 L di una
soluzione 1.23 mol/L di acido maleico per ottenere un tampone a pH =
6.50?
6. La titolazione degli ioni Br− in una soluzione di N aBr con una soluzione di AgN O3 viene seguita per via potenziometrica utilizzando un filo
di argento come elettrodo indicatore. Calcolate il potenziale elettrodico
dell’elettrodo indicatore al punto di equivalenza.
La temperatura e’ di 298 K, il valore della costante di Faraday e’ F =
96485 C/mol, il valore della costante universale dei gas e’ R = 8.314 J/(mol K),
◦
il potenziale standard di riduzione per la coppia Ag + /Ag e’ EAg
+ /Ag =
−13
0.799 V e il prodotto di solubilita’ di AgBr e’ KP S = 5.0 × 10 .
7. La durezza di un’acqua viene spesso espressa in mg/L di CaCO3 : cioe’,
si titolano tutti gli ioni metallici presenti nell’acqua e si assume che il
risultato sia attribuibile unicamente alla presenza di CaCO3 .
Un campione di 50.0 mL di acqua proveninete da un pozzo viene tamponato a pH = 10 e titolato con una soluzione standard di EDTA 0.01204 mol/L.
La titolazione richiede 31.63 mL di soluzione di EDTA per il raggiungimento del punto finale.
Calcolate la durezza dell’acqua in mg/L di CaCO3 .
Massa molare di CaCO3 : 100.087 g/mol.
8. Si puo’ dimostrare che, in una soluzione tamponata ad un pH sufficientemente basico, la frazione αY 4− di EDTA completamente ionizzato rispetto
alla concentrazione totale di EDTA non complessato e’ data da:
αY 4−
=
K1 K2 K3 K4
4
3
2
[H + ] + [H + ] K1 + [H + ] K1 K2 + [H + ] K1 K2 K3 + K1 K2 K3 K4
dove la costante di equilibrio Ki e’ la costante di ionizzazione acida relativa
al processo:
H(5−i) Y (i−1)−
Ki
=
H(4−i) Y (i)− + H +
i = 1···4
(Siccome per ipotesi la soluzione e’ molto basica, la concentrazione delle
specie H5 Y + e H6 Y 2+ si puo’ assumere nulla)
Calcolate la costante di formazione condizionale per la formazione del
complesso dello ione calcio con EDTA a pH = 12.
I valori delle costanti di ionizzazione acida dell’EDTA corrispondenti ai
quattro processi indicati sopra e il valore della costante di formazione del
complesso dello ione calcio con EDTA sono:
K1
K2
K3
K4
KCaY 2−
1.0 × 10−2
2.16 × 10−3
6.92 × 10−7
5.50 × 10−11
5.01 × 1010
9. Per certe applicazioni potenziometriche si usa come elettrodo di riferimento un filo di argento ricoperto di Ag2 CrO4 (un sale di argento poco
solubile) immerso in una soluzione di N a2 CrO4 0.5 mol/L.
Calcolate il potenziale elettrodico di questo sistema rispetto all’elettrodo
standard a idrogeno a 298 K.
Il prodotto di solubilita’ di Ag2 CrO4 e’ KP S = 2.0 × 10−12 ; il valore
della costante di Faraday e’ F = 96485 C/mol, il valore della costante
universale dei gas e’ R = 8.314 J/(mol K); il potenziale standard della
◦
coppia Ag2 CrO4 /Ag e’ EAg
= 0.453 V .
2 CrO4 /Ag
10. Un elettrodo a idrogeno e’ accoppiato con un elettrodo di riferimento a
calomelano saturo nella cella schematizzata qui sotto:
voltmetro
⊖
⊕
Pt
pH2 = 1.0 atm
RIF
[H + ]
La differenza di potenziale misurata dal voltmetro a 298 K come mostrato
e’ ddp = −0.600 V . Trascurando qualsiasi potenziale di giunto, calcolate
il pH nella semicella a idrogeno. La pressione di idrogeno gassoso nell’elettrodo a idrogeno e’ pH2 = 1.0 atm; il potenziale elettrodico del calomelano
e’ ERIF = 0.242 V .
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
30 giugno 2009
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. 15.4 mg di glucosio (massa molare: 180.156 g/mol) vengono sciolti in
585.0 mL di acqua. Assumendo che la variazione di volume in seguito
all’aggiunta del solido sia trascurabile, calcolate la molarita’, la molalita’
e la concentrazione in parti per milione in massa della soluzione ottenuta.
Assumete che la densita’ dell’acqua sia 1.0 g/mL.
2. Scrivete il sistema di equazioni che consente di trovare la concentrazione di
tutte le specie chimiche all’equilibrio in una soluzione contenente una con◦
centrazione iniziale pari a CH
di acido maleico (HOOC − CH = CH − COOH)
2A
e il cui pH viene portato ad un valore noto con N aOH.
Si suppongono note le due costanti di ionizzazione acida KA1 e KA2
dell’acido maleico e la costante di autoprotolisi dell’acqua.
NOTA: e’ richiesto solo di scrivere il sistema di equazioni, NON di risolverlo!
3. Qual’e’ la massa in mg di SrSO4 che si perde se questo sale poco solubile viene fatto precipitare da 200.0 mL di una soluzione contenente
inizialmente ioni Sr2+ e in cui la concentrazione degli ioni solfato dopo la
precipitazione e’ pari a 0.01 mol/L?
Il prodotto di solubilita’ del solfato di stronzio e’: KSP = 3.2 × 10−7 ; la
massa molare del solfato di stronzio e’: MSrSO4 = 183.68 g/mol.
4. Il solfocianuro d’argento (AgSCN ) e’ un sale poco solubile che viene spesso
usato per la precipitazione degli ioni argento. Tuttavia, in eccesso di ioni
solfocianuro (SCN − ) il sale tende a ridisciogliersi a causa dell’equilibrio
di complessazione seguente:
Ag + + 2SCN −
=
−
Ag (SCN )2
che ha una costante di equilibrio K = 2.5 × 108 .
Tenendo in considerazione il suddetto equilibrio, calcolate la solubilita’ del
solfocianuro di argento in mg/L in una soluzione in cui la concentrazione
di ioni solfocianuro sia stata tamponata al valore di 0.1 mol/L.
Il prodotto di solubilita’ del solfocianuro d’argento e’ KSP = 1.1 × 10−12 .
La massa molare del solfocianuro d’argento e’ MAgSCN = 165.951 g/mol.
5. Trovare il pH di una soluzione contenente una concentrazione iniziale di
HCl pari a 1.0 × 10−8 mol/L.
Costante di autoprotolisi dell’acqua: Kw = 1 × 10−14 .
6. La costante di ionizzazione acida di un indicatore acido-base e’ KA =
5.88 × 10−6 .
Un operatore utilizza l’indicatore per determinare il punto finale in una
titolazione di 100.0 mL di una soluzione di una base forte (concentrazione
C ◦ = 0.1 mol/L) con una soluzione di acido forte di ugual concentrazione
(la soluzione di acido viene spillata da una buretta).
Determinate l’errore percentuale sul volume finale assumendo che l’operatore riesca a vedere il colore della forma acida dell’indicatore solo quando
questa e’ 17 volte piu’ concentrata di quella basica.
7. Supponete di avere un elettrodo a vetro, ma di poterlo connettere ad un
semplice voltmetro, da cui potete leggere solo la differenza di potenziale
(ddp) fra i due elettrodi di riferimento.
Avete a disposizione due soluzioni tampone, S1 ed S2 , con pH1 = 3.5 e
pH2 = 8.0, rispettivamente.
Immergendo l’elettrodo a vetro nelle due soluzioni ottenete le due letture
mostrate qui sotto:
pH
3.5
8.0
ddp (mV )
335
−55
Ricavate una relazione che, dalla differenza di potenziale letta in mV ,
fornisca il corrispondente valore di pH per l’elettrodo considerato (cioe’,
in altre parole, tarate “manualmente” l’elettrodo).
8. Un elettrodo a idrogeno e’ accoppiato con un elettrodo di riferimento a
calomelano saturo nella cella schematizzata qui sotto:
voltmetro
⊖
⊕
Pt
pH2 = 1.0 atm
RIF
HA
N aA
A 298 K, la differenza di potenziale misurata dal voltmetro collegato come
mostrato nella figura e’ ddp = −0.554 V . Nella semicella a idrogeno e’
◦
presente l’acido debole monoprotico HA in concentrazione formale CHA
=
◦
0.15 mol/L e il suo sale sodico N aA in concentrazione formale CN
aA =
0.25 mol/L.
Trascurando qualsiasi potenziale di giunto, calcolate la costante di ionizzazione acida di HA.
La pressione di idrogeno gassoso nell’elettrodo a idrogeno e’ pH2 = 1.0 atm;
il potenziale elettrodico del calomelano e’ ERIF = 0.242 V .
costante di Faraday:
costante universale dei gas:
F = 96485 C/mol
R = 8.314 J/(mol K)
9. 50 mL di una soluzione 0.02 mol/L di ioni calcio vengono titolati con una
soluzione 0.02 mol/L di EDTA a pH = 10.
Calcolate pCa al punto di equivalenza.
La frazione di EDTA completamente deprotonato rispetto alla concentrazione totale di EDTA non complessato e’ αY 4− = 3.5 × 10−1 a pH = 10.
La costante di formazione del complesso calcio–EDTA e’ KCaY 2− = 5.01×
1010 .
10. Con riferimento all’esercizio precedente, calcolate pCa in corrispondenza
ai due seguenti volumi di soluzione titolante aggiunta:
V1
V2
40 mL
60 mL
15 luglio 2009
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Normalmente, soluzioni diluite di N aOH vengono preparate a partire da
una soluzione concentrata al 50 % in massa.
Se la densita’ della soluzione concentrata e’ d = 1.52 g/mL, che volume
di questa soluzione sarebbe necessario per preparare 500.0 mL di una
soluzione 0.2 mol/L di N aOH?
Massa molare di N aOH: 39.997 g/mol
2. Calcolate il pH della soluzione che si ottiene mescolando 50.0 mL di una
soluzione di acetato sodico 0.13 mol/L con 42.0 mL di una soluzione
0.17 mol/L di acido cloridrico.
La costante di ionizzazione acida dell’acido acetico e’ KA = 1.8 × 10−5 .
(2−n)
3. Lo ione P b2+ forma complessi del tipo P bBrn
con lo ione bromuro. In
una soluzione satura di P bBr2 , sale poco solubile, solo il complesso P bBr+
si forma in apprezzabile concentrazione. Indicando con KSP il prodotto
di solubilita’ di P bBr2 e con K1 la costante di equilibrio per la reazione
di formazione del complesso P bBr+ , scrivete il sistema di equazioni da
cui si ricavano le concentrazioni di tutte le specie chimiche presenti in una
soluzione satura di P bBr2 .
4. Una soluzione tampone viene preparata sciogliendo in acqua 205.6 g di
acido tartarico (massa molare: 150.087 g/mol) e 93.2 g di N aOH (massa
molare: 39.997 g/mol). Calcolate la variazione di pH che si ha quando a questa soluzione vengono aggiunti 7.5 g di HCl (massa molare:
36.461 g/mol).
L’acido tartarico e’ un acido organico debole diprotico: pKA1 = 3.04,
pKA2 = 4.37.
5. 0.563 g di una miscela di CaCO3 e SrCO3 viene portata in soluzione in
ambiente acido. In seguito all’aggiunta di ossalato di sodio, N a2 C2 O4 ,
tutti gli ioni calcio e gli ioni stronzio vengono precipitati sotto forma dei
corrispondenti ossalati insolubili. La miscela di ossalati precipitata viene
filtrata, lavata e asciugata. La sua massa risulta essere di 0.703 g.
Calcolate la percentuale dei due carbonati nella miscela di partenza.
Masse molari in g/mol:
CaCO3
CaC2 O4
SrCO3
SrC2 O4
100.087
128.097
147.63
175.64
6. Tenendo conto dei seguenti equilibri:
AgCl(s)
AgCl(s) + Cl−
AgCl2− + Cl−
=
=
=
Ag + + Cl−
AgCl2−
AgCl32−
KSP
K2
K3
=
=
=
1.8 × 10−10
1.5 × 10−2
0.49
calcolate la concentrazione totale delle specie contenenti Ag in una soluzione satura di AgCl in cui la concentrazione di ioni cloruro sia stata
fissata a 0.2 mol/L.
7. La tabella seguente riporta quattro coppie coniugate acido base e la costante di ionizzazione acida della forma acida di ciascuna coppia:
1
2
3
(CH3 )2 N H
N H3
HONMH2
qM
qqq MMMMM
qqq
(CH3 )2 N H2+
N H4+
HONMH3+
qM
qqq MMMMM
qqq
1.68 × 10−11
5.70 × 10−10
1.10 × 10−6
qMM
qMM
qqq MMMM qqqq MM
q
qMM
qMM
qqq MMMM qqqq MM
q
4.07 × 10−9
g̀a
fe
bc
d
4
O2 N
g̀a
fe
bd
c
O−
O2 N
OH
Stabilite quale delle quattro coppie possiede il maggior potere tamponante
a pH = 8.5.
8. Considerate la titolazione di 100.0 mL di una soluzione di EDTA 0.05 mol/L
con una soluzione 0.1 mol/L dello ione metallico M n+ a pH = 10.0.
La costante di formazione del complesso M Y n−4 e’ KF = 1.0 × 108 e la
frazione di EDTA non complessato a pH = 10.0 e’ αY 4− = 0.36.
Calcolate:
(a) Il volume di equivalenza VE
(b) La concentrazione molare totale di EDTA non complessato a V =
1
2 VE
(c) La concentrazione molare totale di EDTA non complessato a V =
1.1 VE
9. A 298 K la costante di equilibrio per la reazione:
F e2+ + Ce4+
= F e3+ + Ce3+
vale: K = 5.8 × 1015 .
Sapendo che il potenziale standard di riduzione per la coppia Ce4+ /Ce3+
◦
e’ ECe
4+ /Ce3+ = 1.70 V , calcolate il potenziale standard di riduzione per
la coppia F e3+ /F e2+ .
costante di Faraday
costante universale dei gas
96485 C/mol
8.314 J/ (mol K)
10. Durante il corso si e’ vista la trasformazione di Gran per la titolazione di
un acido debole con una base forte.
Dimostrate che la trasformazione di Gran per la titolazione di una base
debole B con un acido forte assume la seguente forma:
V 10pH
=
1
1
VE −
V
KA
KA
dove KA e’ la costante di ionizzazione acida dell’acido coniugato della base
debole titolata, VE il volume di equivalenza e V il volume di soluzione
titolante aggiunto.
27 luglio 2009
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Scrivete il sistema di equazioni che fornisce le concentrazioni di equilibrio
per un sistema chimico in cui avviene un’unica reazione rappresentata
dalla seguente equazione:
2A + 3B
=
5C
in cui nessuna delle specie partecipanti e’ carica. La reazione e’ disaccoppiata da qualsiasi altra reazione del sistema in esame.
◦
◦
La concentrazione iniziale di A e’ CA
, quella di B e’ CB
e quella di C e’
nulla.
La costante di equilibrio della reazione e’ K.
2. Considerate la reazione rappresentata dalla seguente equazione con le
condizioni iniziali specificate:
t=0
2A
◦
CA
+3B
◦
CB
=
5C
◦
CC
Utilizzando i concetti visti durante il corso, scrivete i 2 sets di condizioni
iniziali equivalenti a quelle date in cui:
(a) la concentrazione iniziale della specie C sia dimezzata
(b) la concentrazione iniziale della specie C sia pari a
7
5
◦
CC
Per ciascuno dei 2 sets di condizioni iniziali equivalenti, specificate, se ce
◦
◦
◦
ne sono, le relazioni che debbono sussistere fra CA
e/o CB
e/o CC
affinche’
il set di condizioni equivalenti abbia significato fisico.
3. La forma protonata dell’ortoammino fenolo:
qMM
qqq MMMMM qqqq N H3+
q
qqq
g̀a
fe
bc
d
MMM
MM
MMM qqqqq MMM OH
q
pKA1 = 4.78
pKA2 = 9.97
e’ un acido diprotico con i valori di pKA1 e pKA2 mostrati.
Considerate una soluzione contenente 0.55 mol del catione e 0.47 mol di
ortoammino fenolo.
Calcolate la variazione di pH che si ha quando a questa soluzione vengono
aggiunte 1.162 mol di idrossido di sodio.
(Assumete che il volume della soluzione rimanga sempre costante)
4. Considerate un indicatore acido base costituito dalla coppia coniugata
InH/In− con costante di ionizzazione acida KA = 1.0 × 10−8 . Quanto
vale il rapporto [In− ] / [HIn] al momento in cui un operatore percepisce il viraggio durante la titolazione di 100 mL di una soluzione di HCl
0.1 mol/L con N aOH di uguale concentrazione se commette un errore
pari al +0.5 % sul volume di equivalenza?
Costante di autoionizzazione dell’acqua: KW = 1 × 10−14
5. Come mostrato nella figura, una cella elettrochimica e’ costituita da due
semicelle in ciascuna delle quali e’ immerso un filo di piombo. La soluzione della semicella di sinistra contiene ioni P b2+ in concentrazione pari
a 0.08 mol/L; la soluzione della semicella di destra e’ stata saturata con
P bI2 , un sale poco solubile (notate la presenza del corpo di fondo), e
contiene una concentrazione (di equilibrio) di ioni I − pari a 0.1 mol./L.
La differenza di potenziale misurata dal voltmetro a 298 K e’ V = −0.180 V .
Calcolate il prodotto di solubilita’ dello ioduro di piombo.
costante universale dei gas:
costante di Faraday:
8.314 J/(mol K)
96485 C/mol
voltmetro
⊖
⊕
Pb
Pb
P b2+ , 0.08 mol/L
I − , 0.1 mol/L
P bI2(s)
6. Il prodotto di solubilita’ per il cloruro rameoso, CuCl, e’ 1.9 × 10−7 . La
costante di equilibrio per la reazione:
Cu(s) + Cu2+
=
2Cu+
e’ 9.6 × 10−7 .
Calcolate la costante di equilibrio per la reazione:
Cu(s) + Cu2+ + 2Cl−
= 2CuCl(s)
7. Una miscela di F eCl2 e KCl avente una massa complessiva di 27.73 mg
richiede 18.49 mL di una soluzione di AgN O3 0.02237 mol/L per la
titolazione degli ioni cloruro.
Calcolate la massa di F eCl2 e la percentuale in massa di ferro nella
miscela.
massa molare di F eCl2 126.751 g/mol
massa molare di KCl
74.551 g/mol
massa molare di F e
55.845 g/mol
8. La frazione molare del benzene in una sua soluzione acquosa satura a 25 C
e’ χ = 4.1 × 10−4. Calcolate la corrispondente concentrazione in parti per
milione (in massa).
massa molare del benzene
massa molare dell’acqua
78.112 g/mol
18.015 g/mol
9. Lo ione Cd2+ forma una serie di complessi con l’ammoniaca:
Cd2+ + N H3
2+
=
Cd (N H3 )
+ N H3
=
Cd (N H3 )2
Cd (N H3 )2 + N H3
=
Cd (N H3 )3
Cd (N H3 )2+
3 + N H3
=
Cd (N H3 )2+
4
Cd (N H3 )
2+
2+
2+
2+
Considerate la titolazione di 10.0 mL di una soluzione 0.001 mol/L di ioni
Cd2+ con una soluzione 0.002 mol/L di EDTA a pH = 12 e in presenza
di una concentrazione fissata pari a 0.2 mol/L di N H3 .
Calcolate pCd in corrispondenza ai seguenti volumi di soluzione titolante
aggiunta:
V1
V2
5.00 mL
6.00 mL
La frazione di EDTA completamente deprotonato, Y 4− , rispetto alla concentrazione totale di EDTA non complessato a pH = 12 vale αY 4− =
0.98.
La frazione di Cd2+ libero rispetto alla concentrazione totale di ioni cadmio non complessati con l’EDTA in presenza di ammoniaca 0.2 mol/L
vale αCd2+ = 8.5 × 10−5 .
La costante di formazione del complesso fra lo ione cadmio e l’EDTA e’
KF = 2.9 × 1016 .
10. I dati riportati nella tabella:
V (mL)
23.97
24.48
25.01
25.48
25.97
26.47
26.97
27.49
ddp (mV )
75.9
77.8
81.9
87.0
92.9
98.9
103.0
105.9
si riferiscono ad una titolazione potenziometrica: nella prima colonna sono
elencati i volumi di soluzione titolante, nella seconda i corrispondenti valori
di differenza di potenziale misurati.
Dalla tabella fornita, ricavate la tabella della derivata prima e della derivata seconda della curva di titolazione e indicate l’intervallo di volume
entro cui si trova il volume di equivalenza.
21 settembre 2009
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. La seguente tabella:
V (mL) pH
37.47
4.81
46.29
5.23
riporta due coppie di valori (V, pH) (V e’ il volume di soluzione titolante
aggiunto e pH il corrispondente valore di pH) per la titolazione di un acido
debole con una base forte.
Utilizzando la trasformazione di Gran, ricavate il volume di equivalenza e
la costante di ionizzazione acida dell’acido debole titolato.
2. Per una base diprotica B si ha pKB1 = 2.00 e pKB2 = 8.00.
Ricavate la frazione della base presente nella forma BH22+ a pH = 9.00.
3. Una soluzione di un certo soluto ha le seguenti caratteristiche a una certa
temperatura:
molarita’
molalita’
densita’
2.49 mol/L
3.72 mol/kg
1.52 g/mL
Calcolate la massa molare del soluto.
4. Una soluzione contenente 0.658 g di un acido monoprotico sconosciuto
viene titolata da 63.4 mL di una soluzione 0.085 mol/L di N aOH.
Calcolate la massa molare dell’acido sconosciuto.
5. Calcolate il pH al secondo punto di equivalenza per la titolazione di
57.0 mL di una soluzione 0.14 mol/L di etilendiammina (una base diprotica con KB1 = 8.5 × 10−5 e KB2 = 7.0 × 10−8 ) con una soluzione di
HCl 0.11 mol/L.
Costante del prodotto ionico dell’acqua: KW = 1 × 10−14 .
6. Quanti grammi di N a2 CO3 si devono aggiungere a una soluzione contenente 5.0 g di N aHCO3 per ottenere una soluzione tampone a pH =
10.00?
Massa molare di N a2 CO3
Massa molare di N aHCO3
105.988 g/mol
84.007 g/mol
Costanti di ionizzazione acida dell’acido carbonico:
KA1 4.45 × 10−7
KA2 4.69 × 10−11
7. Una soluzione di EDTA contenuta in un beaker viene standardizzata con
una soluzione di ioni P b2+ (spillata da una buretta) a pH = 5 utilizzando
arancio xilenolo come indicatore.
• Qual’e’ la specie dell’indicatore presente in concentrazione maggiore
a pH = 5?
• Qual’e’ il colore della soluzione prima del punto di equivalenza?
• Qual’e’ il colore della soluzione dopo il punto di equivalenza?
• Che cambiamento di colore si osserverebbe se la standardizzazione
venisse condotta a pH = 11 anziche’ a pH = 5?
L’arancio xilenolo si puo’ considerare un acido esaprotico AH6 con le
seguenti costanti di ionizzazione:
pKA1
pKA2
pKA3
pKA4
pKA5
pKA6
→ −∞
2.32
2.85
6.70
10.47
12.23
I colori delle varie forme dell’arancio xilenolo libero e complessato con uno
ione metallico sono i seguenti:
libero
complessato
giallo
rosso
giallo
rosso
giallo
rosso
giallo
rosso
AH
violetto
rosso
6−
violetto
rosso
AH5−
AH42−
AH33−
AH24−
5−
A
8. Una miscela di ioni M n2+ , M g 2+ e Zn2+ venne analizzata nel modo
seguente. Un campione di 25.0 mL di soluzione della miscela richiese
39.98 mL di una soluzione 0.045 mol/L di EDTA per la completa titolazione. Dopo il raggiungimento del punto di equivalenza, venne aggiunto
un eccesso di N aF per spostare selettivamente solo gli ioni M g 2+ dal complesso con EDTA. L’EDTA liberato richiese 10.26 mL di una soluzione
standard 0.02065 mol/L di ioni M n2+ per la sua titolazione. Dopo questo
secondo punto di equivalenza, venne aggiunto un eccesso di KCN per il
completo spostamento degli ioni Zn2+ dal complesso con EDTA. Questa volta, la titolazione dell’EDTA liberato richiese 15.47 mL della stessa
soluzione di ioni M n2+ usata nello stadio precedente.
Calcolate la massa in mg di ciascuno ione metallico (M n2+ , M g 2+ , Zn2+ )
nella soluzione incognita di partenza.
Masse molari:
M g 2+
Zn2+
M n2+
24.305 g/mol
65.39 g/mol
54.938 g/mol
9. Considerate una cella elettrochimica a T = 298.0 K costituita dalle seguenti semicelle:
• un filo di P t immerso in una soluzione equimolare di ioni Cr2+ e
Cr3+
• una sbarretta di T l immersa in una soluzione 1.0 mol/L di T lClO4
Per la cella elettrochimica in questione:
• scrivete la reazione redox bilanciata coinvolgente le due coppie redox
nelle due semicelle
• calcolatene la costante di equilibrio
• stabilite in quale verso evolverebbe la reazione redox diretta nelle
condizioni date
Vengono forniti i seguenti ulteriori dati:
◦
ECr
3+ /Cr 2+
◦
ET l+ /T l(s)
costante di Faraday
costante dei gas
−0.42 V
−0.336 V
96485 C/mol
8.314 J/(mol K)
10. Il contenuto di una soluzione a pH = 6.00 e’:
IO3−
I−
I3−
0.01 mol/L
0.01 mol/L
1.0 × 10−4 mol/L
(lo ione triioduro, I3− , e’ un complesso fra lo iodio molecolare, I2 , e uno
ione ioduro, I − )
Considerate le seguenti semireazioni redox con i potenziali standard associati:
2IO3− + I − + 12H + + 10e = I3− + 6H2 O
I3−
+ 2e = 3I
−
◦
EIO
−
/I −
1.210 V
EI◦− /I −
3
0.535 V
3
3
• Scrivete una reazione redox che puo’ avvenire nella soluzione
• Calcolatene la costante di equilibrio a 298 K
• Calcolate il pH a cui IO3− , I − e I3− sarebbero all’equilibrio alle
concentrazioni date
costante di Faraday
96485 C/mol
costante universale dei gas 8.314 J/(mol K)
15 ottobre 2009
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Un campione di aria avente densita’ d = 1.19 g/L contiene una concentrazione di SO2 pari a 0.13 µg/L.
Calcolate la concentrazione di SO2 in parti per milione in massa.
2. Il cobalticianuro mercuroso e’ un sale scarsamente solubile che ionizza
secondo la seguente equazione:
(Hg2 )3 (Co (CN )6 )2(s)
3−
= 3Hg22+ + 2Co (CN )6
Calcolate la concentrazione dello ione mercuroso in una soluzione satura
di questo sale.
Il prodotto di solublita’ del cobalticianuro mercuroso e’ KSP = 1.9×10−37.
3. Assumendo che in una soluzione satura di P bF2 e SrF2 si stabiliscano gli
equilibri rappresentati dalle seguenti equazioni, con le costanti di equilibrio
date:
P bF2 (s)
SrF2(s)
F − + H2 O
P b2+ + H2 O
H2 O
Ksp,P bF2
=
P b2+ + 2F −
Ksp,SrF2
Sr2+ + 2F −
=
KB,F −
=
KA,P b2+
=
KW
=
HF + OH −
P bOH + + H +
H + + OH −
scrivete il sistema di equazioni per trovare le concentrazioni di equilibrio
di tutte le specie chimiche coinvolte.
4. Svolgendo i calcoli opportuni, dite se e’ possibile precipitare il 99.90 %
degli ioni M g 2+ mediante aggiunta di idrossido di sodio ad una soluzione 0.020 mol/L di ioni M g 2+ e 0.10 mol/L di ioni Ca2+ senza avere
precipitazione di ioni calcio.
Prodotti di solubilita’:
KSP,Mg(OH)2
7.1 × 10−12
KSP,Ca(OH)2
6.5 × 10−6
5. Un acido monoprotico HA e’ scarsamente solubile in acqua. L’equilibrio
di solubilita’ e’ descritto dalla seguente equazione:
HA(s)
=
HA(aq)
La costante di equilibrio del processo e’ KS = 0.0085.
Se a una sospensione dell’acido viene aggiunto dell’idrossido di sodio, la
sua solubilita’ aumenta a causa della seguente reazione:
HA(aq) + OH −
= H2 O + A−
la cui costante di equilibrio e’ K = 6.3 × 105 .
Calcolate la concentrazione della specie A− in una soluzione satura di HA
tamponata a pH = 10.
6. Una soluzione tampone viene preparata sciogliendo in 0.250 L di acqua 10.0 g di tris(idrossimetil)amminometano, (HOCH2 )3 CN H2 , una
base monoprotica con massa molare 121.135 g/mol, e 10.0 g del suo
sale formato con acido cloridrico, [(HOCH2 )3 CN H3 ] Cl, massa molare
157.596 g/mol.
Calcolate il pH della soluzione tampone dopo che viene aggiunto un volume di 10.5 mL di una soluzione 0.50 mol/L di N aOH.
Per il tris(idrossimetil)amminometano si ha pKB = 5.925.
La costante di autoionizzazione dell’acqua e’ KW = 10−14 .
7. L’acido malonico e’ un acido debole organico diprotico. Quanti mL di una
soluzione 0.421 mol/L di HCl si dovrebbero aggiungere a 50.0 mL di una
soluzione 0.0555 mol/L del sale disodico dell’acido malonico per ottenere
una soluzione tampone a pH = 3.20?
Le costanti di ionizzazione acida dell’acido malonico sono:
pKA1
pKA2
2.847
5.696
8. Lo ione cianuro puo’ essere determinato indirettamente con EDTA nel
modo seguente.
Un eccesso noto di ione N i2+ viene aggiunto alla soluzione di ione cianuro
da titolare: si ha la formazione quantitativa di ione tetracianonichelato:
N i2+ + 4CN −
2−
=
N i (CN )4
Poiche’ il complesso N i (CN )2−
4 e’ piu’ stabile di quello dello ione nichel
con EDTA, l’eccesso di ione N i2+ puo’ venire titolato con una soluzione
standard di EDTA.
12.7 mL di una soluzione incognita contenente ione cianuro venne trattata
con 25.0 mL di una soluzione di ioni nichel. L’eccesso di ioni nichel dopo la
formazione del complesso nichel-cianuro richiese 10.1 mL di una soluzione
0.013 mol/L di EDTA per la completa titolazione.
In un esperimento separato, un’aliquota di 30.0 mL della soluzione di ioni
nichel venne titolata da 39.3 mL della stessa soluzione di EDTA usata
nello stadio precedente.
Calcolate la concentrazione molare degli ioni cianuro nella soluzione incognita.
9. Gli ioni F e2+ possono essere titolati con ioni Ce4+ secondo la seguente
equazione redox:
Ce4+ + F e2+
= Ce3+ + F e3+
100.0 mL di una soluzione 0.05 mol/L di ioni F e2+ vengono titolati con
una soluzione 0.10 mol/L di ioni Ce4+ a 298 K. Calcolate la concentrazione di ioni Ce4+ al punto di equivalenza.
◦
ECe
4+ /Ce3+
◦
EF e3+ /F e2+
R
F
1.70 V
0.767 V
8.314 J/(mol K)
96485 C/mol
10. Calcolate pCu = − log Cu2+ al punto di equivalenza della titolazione di
50.0 mL di una soluzione 0.001 mol/L di ioni rameici con una soluzione
di EDTA della stessa concentrazione, a pH = 11 e in presenza di una
concentrazione fissata a 0.10 mol/L di ammoniaca.
L’ammoniaca forma una serie di complessi con lo ione Cu2+ :
=
Cu (N H3 )2+
+ N H3
=
Cu (N H3 )2
Cu (N H3 )2 + N H3
2+
=
Cu (N H3 )3
2+
=
Cu (N H3 )4
Cu2+ + N H3
Cu (N H3 )
2+
Cu (N H3 )3 + N H3
2+
2+
2+
La frazione di EDTA completamente deprotonato (rispetto alla concentrazione totale di EDTA non complessato) a pH = 11 vale αY 4− =
0.85.
La frazione di Cu2+ libero (rispetto alla concentrazione totale di ioni Cu2+
non complessati con EDTA) in presenza di ammoniaca 0.10 mol/L vale
αCu2+ = 8.41 × 10−9 .
La costante di formazione del complesso fra lo ione rameico e l’EDTA vale
KF = 6.31 × 1018 .
20 gennaio 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Una soluzione acquosa viene saturata con il sale poco solubile M A2 , formato dal catione metallico M 2+ con l’anione monovalente A− . Sia il
catione che l’anione del sale possono reagire con l’acqua secondo:
M 2+ + H2 O
=
M OH + + H +
A− + H2 O
=
AH + OH −
Alla soluzione viene anche aggiunta una concentrazione formale pari a C ◦
del sale calcico dell’anione A− , completamente solubile.
Scrivete una possibile equazione che esprima la conservazione della massa per questo sistema in funzione della concentrazione delle varie specie
presenti all’equilibrio.
2. La percentuale in massa e la molalita’ dell’unico soluto di una soluzione
sono, rispettivamente, 15.5 % e 1.018 mol/kg. Calcolate la massa molare
del soluto.
3. Assumendo che il volume della soluzione rimanga costante, che concentrazione di ioni calcio si deve aggiungere a una soluzione 0.01 mol/L di ioni
ossalato, C2 O42− , per precipitarne il 99.0 %?
Il prodotto di solubilita’ dell’ossalato di calcio e’ KSP = 1.3 × 10−8
4. Utilizzando il trattamento rigoroso dell’equilibrio visto durante il corso,
ricavate la concentrazione di equilibrio dello ione solfato in una soluzione
satura di SrSO4 e RaSO4 (Ra e’ il radio, elemento piu’ pesante del gruppo
dei metalli alcalino-terrosi).
I prodotti di solubilita’ dei due sali sono:
KSP,SrSO4
KSP,RaSO4
3.2 × 10−7
4.3 × 10−11
5. Il contenuto in ioni cloruro nell’urina puo’ essere determinato mediante
una titolazione con ioni mercurici secondo:
Hg 2+ + 2Cl−
=
HgCl2 (aq)
Per la standardizzazione di una soluzione di Hg (N O3 )2 con 147.6 mg di
N aCl venne misurato un volume di equivalenza di 28.06 mL.
Quando la soluzione standardizzata venne impiegata per titolare 2.0 mL
di urina, il volume di equivalenza misurato fu di 22.83 mL.
Trovate il contenuto di cloruro nel campione di urina in mg/mL.
Masse molari:
N aCl
Cl
58.443 g/mol
35.453 g/mol
6. Trovate il pH di una soluzione contenente una concentrazione iniziale pari
a 10−9 mol/L di N aOH.
La costante di autoprotolisi dell’acqua e’ KW = 1 × 10−14
7. Quanti millilitri di una soluzione 0.113 mol/L di HBr si dovrebbero
aggiungere a 52.2 mL di una soluzione 0.0134 mol/L di morfolina per
ottenere pH = 8.00?
La morfolina e’ una base debole monoprotica con pKB = 5.508.
8. Calcolate pF e = − log F e2+ al punto di equivalenza della titolazione di
25.0 mL di EDTA 0.02026 mol/L con una soluzione 0.03855 mol/L di ioni
F e2+ in soluzione tamponata a pH = 6.0.
La frazione di EDTA completamente deprotonato rispetto alla concentrazione totale di EDTA non complessato a pH = 6.0 e’ αY 4− = 2.3 ×
10−5 .
La costante di formazione del complesso con EDTA dello ione ferroso e’
KF eY 2− = 2.1 × 1014 .
9. Calcolate la costante di equilibrio a 298 K per le reazioni rappresentate
dalle due seguenti equazioni:
Cu(s) + Cu2+
= 2Cu+
2F2(g) + H2 O
= F2 O (g) + 2H + + 2F −
Vengono dati i seguenti potenziali standard di riduzione:
◦
ECu
2+ /Cu+
◦
ECu+ /Cu
EF◦ 2 /F −
EF◦ 2 O/H2 O
0.161 V
0.518 V
2.890 V
2.168 V
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
10. Una semicella a 298 K e’ costituita da una lamina di rame immersa
in 100.0 mL di una soluzione tampone a pH = 9.76 contenente 1.37 ×
10−3 mol/L del complesso CuY 2− (Y 4− e’ l’anione dell’EDTA) e 2.38 ×
10−2 mol/L di Ca (N O3 )2 . Dopo che a questa soluzione si aggiungono
50.0 mL di una soluzione 0.0444 mol/L di EDTA, il potenziale elettrodico del sistema e’ di −0.024 V . Sapendo che la costante di formazione
′
10
condizionale del complesso CaY 2− al pH dato e’ KCaY
, cal2− = 4.9×10
colate la costante di formazione condizionale a pH = 9.76 per il complesso
CuY 2− .
◦
Il potenziale standard della coppia Cu2+ /Cu e’ ECu
2+ /Cu = 0.339 V .
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
22 febbraio 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Calcolate la concentrazione di ioni Sr2+ in una soluzione satura di SrSO4 ,
assumendo che lo ione solfato possa reagire con l’acqua secondo:
SO42− + H2 O
= HSO4− + OH −
KB = 9.8 × 10−13
e che il pH della soluzione resti costante al valore di 2.5.
Il prodotto di solubilita’ di SrSO4 e’ KSP,SrSO4 = 3.2 × 10−7 .
2. Una soluzione di glucosio (C6 H12 O6 , massa molare: 180.156 g/mol) in un
solvente sconosciuto ha le seguenti caratteristiche:
densita’
0.85 g/mL
molarita’
2.32 mol/L
frazione molare 1.983 × 10−1
Calcolate la massa molare del solvente.
3. Considerate la titolazione di un volume VX◦ − di una soluzione a concen◦
◦
trazione CX
− di un alogenuro con una soluzione a concentrazione CAg +
di ioni argento.
Senza ricorrere ad esempi numerici, dimostrate che il salto compiuto dalla
curva di titolazione (pAg in funzione del volume di soluzione titolante
aggiunto V ) e’ tanto maggiore quanto maggiori sono le due concentrazioni
iniziali e quanto minore e’ il prodotto di solubilita’ del sale AgX.
Indicate con KSP il prodotto di solubilita’ dell’alogenuro d’argento.
SUGGERIMENTO: una misura del salto della curva e’ data dalla differenza fra il pAg per V → 0 e il pAg per V → ∞. Quindi basta ricavare
le espressioni per questi due valori di pAg e scriverne la differenza: la
◦
◦
relazione ottenuta conterra’ KSP , CX
− e CAg + e sara’ evidente la sua
dipendenza da questi tre parametri.
4. Il diossido di carbonio forma una coppia redox con il monossido di carbonio:
CO2 (g) + 2H + + 2e = CO (g) + H2 O
◦
= −0.1038 V
ECO
2 /CO
La seguente semicella, contenente una soluzione tampone a pH = 7.00 a
298 K, viene alimentata con una miscela gassosa di CO2 e CO.
Pt
CO2(g) /CO(g)
pH = 7
Si trova che il potenziale elettrodico della semicella rispetto all’elettrodo
standard a idrogeno e’ −0.512 V .
Calcolate il rapporto fra la pressione parziale del diossido di carbonio e
quella del monossido di carbonio nella miscela gassosa.
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
5. Ricavate l’equazione di terzo grado che si ottiene per la concentrazione
degli ioni bromuro in una soluzione satura sia di T lBr che di P bBr2 .
Indicate con simboli i prodotti di solubilita’ dei due sali.
NOTA: dovete solo ricavare l’equazione, NON risolverla.
6. Considerate la seguente cella elettrochimica a 298 K:
Hg2 Cl2 (s) , Hg(l)
Pt
Pt
pH2 = 0.1 atm
Cl− , 0.2 mol/L
pH = 2.54
(a) Per ciascuna semicella scrivete la corrispondente semireazione e calcolate il potenziale di equilibrio. Per la semicella contenente Hg2 Cl2
il potenziale standard e’ E ◦ = 0.268 V .
(b) Se le semireazioni che avvengono in ciascuna semicella venissero combinate in una reazione redox completa con le stesse concentrazioni e
pressioni parziali, in che verso procederebbe la reazione redox?
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
7. La soluzione 0.030 mol/L di una base debole monoprotica sconosciuta ha
un pH pari 10.50. Trascurando l’autoionizzazione dell’acqua, calcolate la
costante di ionizzazione basica della base.
8. Quanti millilitri di una soluzione 0.1 mol/L di acido cloridrico e quanti
grammi di acetato di sodio diidrato, (CH3 COON a · 2H2 O, massa molare
118.064 g/mol) devono essere diluiti con acqua a un volume totale di
250.0 mL per ottenere una soluzione tampone a pH = 5.00 in cui la
somma delle concentrazioni di acido acetico e acetato sia 0.10 mol/L?
Per l’acido acetico si ha pKA = 4.77 (KA costante di ionizzazione acida).
9. L’indicatore porpora cresolo possiede due intervalli di viraggio:
Intervallo di viraggio:
pH
1.2 − 2.8
7.6 − 9.2
colore forma acida
rosso
giallo
colore forma basica
giallo
porpora
Di che colore appare una soluzione contenente l’indicatore ai seguenti
valori di pH?
pH1
pH2
pH3
pH4
1.00
3.00
7.00
10.00
10. L’acido ossobutandioico e’ un acido organico debole diprotico con KA1 =
2.8 × 10−3 e KA2 = 4.3 × 10−5 . Calcolate il pH al secondo punto di
equivalenza per la titolazione di 100.0 mL di una soluzione 0.07572 mol/L
dell’acido con una soluzione 0.09432 mol/L di N aOH.
Costante di autoionizzazione dell’acqua: KW = 1.0 × 10−14 .
15 aprile 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. La concentrazione di ioni cloruro in una soluzione viene determinata con il
metodo di Volhard. Un’aliquota di 25.0 mL della soluzione viene acidificata con acido nitrico e trattata con 25.0 mL di una soluzione 0.1749 mol/L
di AgN O3 . Dopo la separazione del solido per filtrazione, la titolazione
della soluzione residua con KSCN 0.1575 mol/L richiede un volume pari
a 26.4 mL per raggiungere il punto finale.
Calcolate la concentrazione di ioni cloruro nella soluzione di partenza in
mol/L.
2. Considerate la seguente reazione fra specie non ioniche, nelle condizioni
iniziali date:
t=0
2A
◦
CA
+3B
◦
CB
=
5C
◦
CC
+7D
0
Scrivete 3 equazioni indipendenti per altrettanti bilanci di massa che
leghino fra loro le concentrazioni di equilibrio dei partecipanti.
3. Calcolate la variazione di pH che si ha quando ad una soluzione tampone
contenente 0.123 mol di acido acetico e 0.154 mol di acetato di sodio
vengono aggiunti 1.2 mL di una soluzione 0.33 mol/L di HN O3 .
Per l’acido acetido si ha: pKA = 4.74.
4. Considerate la seguente reazione con le concentrazioni iniziali specificate
(in mol/L):
2M nO4−
t=0
0.34
+5H2 C2 O4
0.72
+6H +
0.56
=
10CO2
0.42
+2M n2+
0.63
+8H2 O
Scrivete delle condizioni iniziali equivalenti a quelle date (per quanto riguarda il calcolo delle concentrazioni finali di equilibrio) in cui la concentrazione iniziale degli ioni permanganato sia 0.25 mol/L.
5. Il potenziale di un elettrodo costituito da una sbarretta di cadmio metallico
immersa in una soluzione satura di CdS rispetto all’elettrodo standard a
idrogeno e’ −0.575 V a 298 K.
◦
Sapendo che ECd
rispetto all’elettrodo standard a
2+ /Cd = −0.402 V
idrogeno, calcolate il prodotto di solubilita’ del solfuro di cadmio.
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
6. La concentrazione di ioni solfuro in un campione incognito viene determinata con una titolazione di ritorno nel modo seguente.
Ad una soluzione costituita da 25.0 mL di una soluzione 0.04332 mol/L
di Cu (ClO4 )2 e 15.0 mL di una soluzione tampone a pH = 4.5 vengono
aggiunti 25.0 mL della soluzione incognita di ioni solfuro. Il precipitato di
CuS viene separato dalla soluzione per filtrazione. Alla soluzione rimasta
viene aggiunta una soluzione ammoniacale fino alla comparsa del colore
2+
blu del complesso Cu (N H3 )4 . Si titola quindi con EDTA 0.03927 mol/L
e si determina un volume di equivalenza pari a 12.11 mL.
Qual’era la concentrazione di ioni solfuro nella soluzione incognita?
7. Lo ione Cu2+ forma con lo ione acetato i due complessi mostrati di seguito
con le rispettive costanti di formazione:
Cu2+ + H3 CCOO−
Cu2+ + 2H3 CCOO−
+
= [Cu (H3 CCOO)]
= Cu (H3 CCOO)2(aq)
K1 = 1.70 × 102
K2 = 4.27 × 103
Considerate 1.0 L di una soluzione preparata mescolando 1.0 × 10−4 mol
di Cu (ClO4 )2 e 0.1 mol di H3 CCOON a.
Qual’e’ la frazione di rame nella forma Cu2+ ?
8. Calcolate pAg = − log [Ag + ] per una titolazione di ioni I − con ioni Ag +
quando e’ stato aggiunto un volume di soluzione titolante (contenente ioni
argento) pari a (11/10) VE (VE e’ il volume di equivalenza).
La concentrazione iniziale di ioni ioduro nella soluzione da titolare e’
CI◦− = 0.123 mol/L; la concentrazione di ioni argento nella soluzione
◦
titolante e’ CAg
+ = 0.0987 mol/L.
9. Un campione di 10.231 g di un detersivo per vetri, contenente ammoniaca,
viene diluito con 39.466 g di acqua. 4.373 g di questa soluzione richiedono
14.22 mL di una soluzione di HCl 0.1063 mol/L per la titolazione.
Calcolate la percentuale in massa dell’ammoniaca nel detersivo.
Massa molare dell’ammoniaca: 17.031 g/mol.
10. Per la cella mostrata di seguito:
voltmetro
⊖
⊕
Pt
Pt
H+
Sn4+ /Sn2+
V O2+ /V 3+
la differenza di potenziale misurata dal voltmetro a 298 K e’ ddp =
−0.289 V quando le concentrazioni delle varie specie sono:
+
[H ]2+ V O
3+
V 4+ Sn2+ Sn
1.57 mol/L
0.116 mol/L
0.112 mol/L
0.0318 mol/L
0.0436 mol/L
Calcolate la costante di equilibrio per la reazione:
Sn4+ + 2V 3+ + 2H2 O
=
Sn2+ + 2V O2+ + 4H +
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
6 maggio 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. In una soluzione avvengono le seguenti due reazioni aventi le costanti di
equilibrio mostrate:
A
B
K1
=
=
K2
B
C
Le concentrazioni iniziali delle tre specie (non ioniche) sono:
◦
A : CA
◦
B : CB
◦
C : CC
Utilizzando il trattamento rigoroso dell’equilibrio visto durante il corso,
ricavate le espressioni delle concentrazioni di equilibrio di A, B e C.
2. La concentrazione del composto organico di formula C20 H42 (massa molare 282.547 g/mol) nell’acqua piovana e’ 0.2 ppb (parti per miliardo in
massa). Calcolate la corrispondente concentrazione molare nell’ipotesi che
la densita’ dell’acqua piovana sia pari a 1.0 g/mL.
3. Si vuole eseguire la separazione, completa al 99 %, di Ca2+ 0.01 mol/L da
Ce3+ 0.01 mol/L mediante precipitazione con ossalato (C2 O42− ). Dite se
tale separazione e’ possibile e giustificate la risposta sulla base dei seguenti
prodotti di solubilita’:
KSP,CaC2 O4
KSP,Ce2 (C2 O4 )3
= 1.3 × 10−8
= 3.0 × 10−29
La separazione si definisce completa al 99 % se e’ possibile ridurre la
concentrazione iniziale dello ione che da’ l’ossalato meno solubile del 99 %
o piu’ senza che inizi la precipitazione dello ione che da’ l’ossalato piu’
solubile.
Assumete che l’aggiunta dell’ossalato non provochi variazioni di volume
della soluzione.
4. Il calcare e’ costituito prevalentemente da carbonato di calcio, CaCO3
(massa molare 100.087 g/mol). Il contenuto in CaCO3 di 0.5413 g di
polvere di calcare e’ stato determinato sospendendo la polvere in acqua,
aggiungendo 10.0 mL di una soluzione 1.396 mol/L di HCl e riscaldando
per sciogliere completamente il solido ed eliminare il diossido di carbonio:
CaCO3 (s) + 2H +
=
Ca2+ + CO2 (g) ↑ +H2 O
L’eccesso di acido cloridrico viene titolato con 39.96 mL di una soluzione
0.1004 mol/L di N aOH.
Calcolate la percentuale in massa del carbonato di calcio nel campione di
calcare.
5. Il valore di KB per la trimetilammina, (H3 C) N , e’ 6.3×10−5. Calcolate le
concentrazioni di di trimetilammina e ione trimetilammonio, (H3 C) N H + ,
in una soluzione acquosa 0.060 mol/L di cloruro di trimetilammonio,
(H3 C) N HCl.
Costante di autoprotolisi dell’acqua: Kw = 1 × 10−14 .
6. Quanti millilitri di una soluzione 0.202 mol/L di N aOH si devono aggiungere a 25.0 mL di una soluzione 0.0233 mol/L di acido salicilico (un acido
organico diprotico con pKA1 = 2.97 e pKA2 = 13.74) per portare il pH a
3.50?
7. 100.0 mL di una soluzione 0.10 mol/L della base diprotica B (pKB1 =
4.00, pKB2 = 8.00) vengono titolati con HCl 1.0 mol/L. Trovate il pH
della soluzione dopo che sono stati aggiunti (a) 15.0 mL e (b) 22.0 mL di
soluzione titolante.
Costante di autoprotolisi dell’acqua: Kw = 1 × 10−14 .
8. 50.0 mL di una soluzione contenente 0.450 g di M gSO4 (massa molare
120.368 g/mol) in 0.5 L di soluzione hanno richiesto per la titolazione
37.6 mL di EDTA. Quanti mg di CaCO3 (massa molare 100.087 g/mol)
reagiranno con 1.0 mL di questa soluzione di EDTA?
9. Una cella elettrochimica a 298 K e’ costituita da una semicella standard a
idrogeno accoppiata ad una semicella ad Ag + /Ag, anch’essa in condizioni
standard. Un voltmetro il cui puntale positivo e’ collegato al filo di argento
misura una differenza di potenziale pari a 0.799 V .
=⇒
Calcolate la costante di equilibrio per la reazione redox:
2Ag + + H2(g)
=
2Ag(s) + 2H +
=⇒
Calcolate l’errore percentuale che si commetterebbe sul valore della
costante di equilibrio se fosse presente un potenziale di giunto di
2.0 mV , tale che la differenza di potenziale misurata dal voltmetro
fosse 0.801 V anziche’ 0.799 V
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
10. Il rosso di metile e’ un indicatore acido base monoprotico con pKA =
5.1. In ambiente basico e’ giallo e in ambiente acido e’ rosso. Il colore
giallo si percepisce distintamente quando la forma gialla e’ 13 volte piu’
concentrata di quella rossa. Il colore rosso si percepisce distintamente
quando la forma rossa e’ solo 8 volte piu’ concentrata di quella gialla.
Calcolate l’intervallo di viraggio del rosso di metile.
4 giugno 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Ad una soluzione di acido formico (150.0 mL, 0.15 mol/L, pKA = 3.30) si
aggiunge prima una soluzione di idrossido di sodio (40.0 mL, 0.40 mol/L)
e poi una soluzione di acido cloridrico (10.0 mL, 0.40 mol/L).
Calcolate il pH della soluzione risultante.
2. In un recipiente contenente 10.0 L di H2 O si aggiungono 1.0 × 10−3 mol
di BaSO4 (KSP = 1.3 × 10−10 , massa molare: 233.390 g/mol).
Calcolate la massa in grammi del sale che resta indisciolto.
3. Scrivete le equazioni per il bilancio di massa e carica per una soluzione
◦
saturata con CaF2 in cui sia presente una concentrazione iniziale CN
aF
di N aF .
Non trascurate la ionizzazione basica dello ione fluoruro.
4. Una semicella all’equilibrio a 298 K contiene le seguenti specie chimiche
nelle concentrazioni date:
Ce4+
Ce3+
F e3+
0.123 mol/L
0.097 mol/L
0.231 mol/L
Sapendo che:
◦
ECe
4+ /Ce3+
EF◦ e3+ /F e2+
=
=
1.70 V
0.771 V
determinate la concentrazione di equilibrio degli ioni F e2+ nella semicella.
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol, costante universale dei gas:
R = 8.314 J/(mol K).
5. Una valutazione di massima della fattibilita’ di una titolazione con EDTA
consiste nel calcolare pM al 98% e 102% del volume di equivalenza: la
titolazione viene giudicata fattibile se ∆pM = pM102% − pM98% ≥ 2.0.
Su questa base, valutate la fattibilita’ della titolazione di una soluzione
0.01 mol/L di ioni calcio con EDTA 0.01 mol/L a pH = 8.0.
La costante di formazione del complesso CaY 2− (Y 4− e’ la forma completamente deprotonata dell’EDTA) e’: KF = 5.01 × 1010 .
La frazione di EDTA completamente deprotonato a pH = 8.0 e’ αY 4− =
5.4 × 10−3 .
6. Un campione di una lozione antiprurito a base di calamina (un minerale
contenete Zn2+ e F e3+ ) viene portato a secco e la sua massa e’ 1.0620 g. Il
solido viene dissolto in ambiente acido e diluito ad un volume di 250.0 mL.
Una prima aliquota di 10.0 mL viene trattata con KF per mascherare gli
ioni ferro; dopo aver aggiustato il pH a 10, gli ioni zinco vengono titolati
con 35.6 mL di una soluzione 0.0143 mol/L di EDTA.
Una seconda aliquota di 50.0 mL viene tamponata e titolata con 2.19 mL
di una soluzione 0.00287 mol/L di ZnY 2− (Y 4− e’ la forma completamente
deprotonata dell’EDTA). In questa titolazione, gli ioni ferro spostano gli
ioni zinco dal complesso con l’EDTA:
F e3+ + ZnY 2−
=
F eY − + Zn2+
Calcolate la percentuale in massa di zinco e ferro nella lozione.
Masse molari:
Zn 65.39 g/mol
F e 55.845 g/mol
7. Un campione di 940.0 mg di un detergente viene portato in soluzione e
tutto il fosforo (presente inizialmente come N a5 P3 O10 ) viene precipitato
come M gN H4 P O4 . Il precipitato viene convertito quantitativamente a
M g2 P2 O7 per trattamento ad alta temperatura: la massa di M g2 P2 O7
finale e’ 213.0 mg.
Calcolate la percentuale in massa di N a5 P3 O10 nel detergente.
Masse molari:
N a5 P3 O10
M g2 P2 O7
367.864 g/mol
222.553 g/mol
8. Una soluzione 0.1 mol/L di acido ascorbico (KA = 9.0 × 10−5 ) viene
titolata con una soluzione di idrossido di sodio della stessa concentrazione.
Si usa come indicatore la timolftaleina e si percepisce il viraggio della
soluzione quando pH = 9.6.
Calcolate l’errore percentuale commesso sul volume di equivalenza.
Costante di autoionizzazione dell’acqua: KW = 1.0 × 10−14 .
9. La solubilita’ del sale misto M gN H4 P O4 in acqua a una certa temperatura
e’ 6.0 × 10−5 mol/L:
M gN H4 P O4 (s)
=
M g 2+ + N H4+ + P O43−
Calcolate la solubilita’ di questo sale alla stessa temperatura in una soluzione 1.0 mol/L di N H4 Cl.
10. Calcolate il pH al secondo punto di equivalenza di una titolazione di acido
maleico 0.1 mol/L con N aOH 0.2 mol/L
Per l’acido maleico si ha: KAAH2 = 1.2 × 10−2 , KAAH − = 5.96 × 10−7 .
Costante di autoionizzazione dell’acqua: KW = 1.0 × 10−14 .
30 giugno 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Una soluzione acquosa all’8 % in massa di F e (N O3 )3 ha una densita’ di
1.062 g/mL.
Calcolate:
(a)
(b)
(c)
la concentrazione molare formale di F e (N O3 )3
la concentrazione molare di ioni nitrato
la massa in grammi di F e (N O3 )3 contenuta in 1.00 L di soluzione
Massa molare di F e (N O3 )3 : 241.860 g/mol.
2. Un campione incognito avente massa 0.5012 g e contenente KI e N H4 Cl
(ma non solo!) viene portato in soluzione e trattato con un eccesso di
AgN O3 . Tutti gli ioni ioduro e cloruro inizialmente presenti vengono
precipitati rispettivamente come AgI e AgCl. La miscela di alogenuri
d’argento, filtrata ed essiccata, ha una massa di 0.4715 g. Tale miscela viene successivamente riscaldata e trattata con cloro gassoso, che trasforma
tutto lo ioduro d’argento nel corrispondente cloruro secondo l’equazione:
2AgI (s) + Cl2 (g)
=
2AgCl(s) + I2 (g)
Dopo questo trattamento, la massa del precipitato e’ di 0.3922 g.
Calcolate le percentuali in massa di KI e N H4 Cl nel campione originale.
Masse molari:
KI
N H4 Cl
AgI
AgCl
166.003
53.491
234.773
143.321
g/mol
g/mol
g/mol
g/mol
3. Assumendo che la precipitazione di uno ione sia completa quando la sua
concentrazione residua in soluzione e’ minore o uguale a 10−6 mol/L, considerate una soluzione contenente 0.040 mol/L di ioni argento e 0.075 mol/L
di ioni mercurosi (Hg22+ ).
(a)
(b)
Quale ione precipitera’ per primo in seguito all’aggiunta di ioni
SCN − ?
E’ possibile separare quantitativamente (nel senso sopra precisato) i
due ioni precipitandone uno solo mediante aggiunta di ioni SCN − ?
KSP,AgSCN = 1.1 × 10−12 , KSP,Hg2 (SCN )2 = 3.0 × 10−20 .
4. Il carbonato di un campione minerale di 0.3063 g e’ stato trasformato in CO2 mediante trattamento con 50.0 mL di una soluzione di HCl
0.1270 mol/L:
CO32− + 2H +
=
CO2 + H2 O
La soluzione e’ stata portata ad ebollizione per eliminare tutto il diossido
di carbonio e poi l’eccesso di acido cloridrico e’ stato titolato con 4.15 mL
di idrossido di sodio 0.1283 mol/L. Assumendo che tutto il carbonato
si trovasse sotto forma di M gCO3 , calcolate la percentuale in massa di
M gCO3 nel campione originale.
Massa molare di M gCO3 : 84.314 g/mol.
5. Scrivete l’equazione che esprime il bilancio di massa per una soluzione
contenente una concentrazione formale C ◦ di solfato di sodio (sale completamente solubile) e saturata con BaSO4 e SrSO4 (due sali scarsamente
solubili).
6. Un acido forte (0.15 mol/L) viene titolato con una base forte (0.18 mol/L).
Detto V il volume di soluzione titolante aggiunto e V ◦ il volume iniziale
della soluzione da titolare, quanto vale il rapporto V /V ◦ quando il pH
della soluzione durante la titolazione raggiunge un valore pari a 12.0?
Costante di autoionizzazione dell’acqua: KW = 1.0 × 10−14 .
7. Considerate soluzioni (separate) tamponate a pH = 4.00 dei seguenti tre
acidi deboli diprotici:
acido malico
acido ossalico
acido tartarico
K1
4.0 × 10−4
5.36 × 10−2
9.2 × 10−4
K2
8.9 × 10−6
5.42 × 10−5
4.31 × 10−5
In ciascun caso, individuate le due specie presenti in concentrazione maggiore e calcolatene il rapporto di concentrazione.
8. Un campione di urina e’ stato diluito a 2.0 L in un matraccio. La titolazione degli ioni Ca2+ e M g 2+ in un’aliquota di 80.0 mL della soluzione
diluita ha richiesto 20.81 mL di una soluzione di EDTA 0.0083 mol/L.
Tutti gli ioni calcio di una seconda aliquota da 100.0 mL sono stati precipitati come CaC2 O4 , che e’ stato separato per filtrazione. La soluzione
residua ha richiesto 5.98 mL della stessa soluzione di EDTA usata nello
stadio precedente per la sua completa titolazione.
Calcolate la massa in mg di Ca e M g nel campione di urina.
Masse molari:
Mg
Ca
24.305 g/mol
40.078 g/mol
9. Gli ioni T l3+ possono essere titolati con ioni Sn2+ secondo l’equazione:
T l3+ + Sn2+
=
T l+ + Sn4+
La titolazione puo’ essere seguita per via potenziometrica usando come
elettrodo indicatore un semplice filo di P t.
Calcolate il potenziale elettrodico (T = 298 K) della semicella in cui si
conduce la titolazione al punto di equivalenza.
Nota: non serve conoscere le concentrazioni iniziali di analita e titolante.
ET◦ l3+ /T l+
◦
ESn
4+ /Sn2+
1.25 V
0.154 V
Costante universale dei gas: R = 8.314 J/(mol K)
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol.
10. Un’applicazione della potenziometria diretta viene detta “metodo dell’aggiunta” e consiste nel misurare il potenziale elettrodico di una semicella contenente l’analita prima e dopo l’aggiunta di una quantita’ nota
dell’analita stesso.
Il potenziale elettrodico di una semicella costituita da un filo di piombo
immerso in 50.0 mL di una soluzione di ioni P b2+ di concentrazione incognita e’ 0.4490 V rispetto all’SHE (a 298 K). Alla soluzione vengono
aggiunti 5.0 mL di una soluzione 0.02 mol/L di ioni P b2+ e il potenziale
elettrodico rispetto all’SHE diventa 0.4706 V .
Calcolate la concentrazione incognita degli ioni P b2+ .
Costante universale dei gas: R = 8.314 J/(mol K)
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol.
12 luglio 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Scrivete le equazioni per il bilancio di carica e di massa per una soluzione
satura del sale poco solubile M g3 (P O4 )2 in cui si assume che gli ioni
prodotti dalla dissoluzione del sale possano ulteriormente reagire secondo:
M g 2+ + H2 O
P O43− + H2 O
= M gOH + + H +
= HP O42− + OH −
HP O42− + H2 O
= H2 P O4− + OH −
H2 P O4− + H2 O
= H3 P O4 + OH −
2. Dimostrate che, per una soluzione di un solo soluto in un solvente, detta
x la frazione molare del soluto, d la densita’ della soluzione in g/mL,
M la massa molare del soluto in g/mol ed MS quella del solvente nella
stessa unita’ di misura, la molarita’ C del soluto e’ data dalla seguente
espressione:
C
=
1
10−3
× M+
1
x
− 1 MS d1
3. Lo ione cloruro viene ossidato quantitativamente a cloro elementare dal
diossido di manganese secondo la seguente equazione:
M nO2 (s) + 2Cl− + 4H +
= M n2+ + Cl2 (g) + 2H2 O
La massa di M nO2 non reagito viene determinata a fine reazione.
Usate i seguenti dati per calcolare la percentuale in massa del composto
N H4 Cl · N iCl2 · 6H2 O contenuto in un campione incognito.
massa del campione
0.9471 g
massa di M nO2 totale usata
0.5382 g
massa di M nO2 non reagita
0.2619 g
massa molare N H4 Cl · N iCl2 · 6H2 O 291.183 g/mol
massa molare M nO2
86.937 g/mol
4. La precipitazione dei solfuri metallici viene normalmente effettuata saturando la soluzione con H2 S (g) . In tal modo la concentrazione di H2 S
indissociato in soluzione rimane fissata ad un valore costante di 0.1 mol/L.
Gli ioni solfuro necessari alla precipitazione vengono prodotti dalla ionizzazione acida di H2 S:
H2 S
=
HS − + H +
HS −
=
S 2− + H +
K1 = 5.7 × 10−8
K2 = 1.2 × 10−15
e la loro concentrazione viene controllata attraverso il pH.
Calcolate il pH a cui deve essere tamponata una soluzione contenente ioni
P b2+ affinche’, saturandola con H2 S (g) , si abbia la precipitazione di P bS e
la concentrazione residua di ioni piombo in soluzione sia uguale o inferiore
a 1.0 × 10−6 mol/L.
Il prodotto di solubilita’ di P bS e’ KSP = 7.0 × 10−28 .
5. Il fosforo presente in un campione di concime avente massa 0.7104 g viene
trasformato in H2 P O4− e titolato con 35.02 mL di una soluzione di AgN O3
0.090 mol/L secondo l’equazione:
3Ag + + H2 P O4−
= Ag3 P O4 (s) + 2H +
Calcolate la composizione in fosforo nel campione esprimendola come
percentuale in massa di P2 O5 .
Massa molare di P2 O5 : 141.945 g/mol.
6. Calcolate il pH di una soluzione che si ottiene mescolando 30.0 mL di una
soluzione di N aOH 0.40 mol/L con 20.0 mL di una soluzione di acido
fosforico:
a.
b.
0.20 mol/L
0.75 mol/L
Costanti di ionizzazione acida dell’acido fosforico:
K1
K2
K3
7.11 × 10−3
6.34 × 10−8
4.2 × 10−13
Costante di autoprotolisi dell’acqua: KW = 1 × 10−14 .
7. Calcolate la concentrazione di equilibrio del monoanione dell’acido tartarico (un acido debole diprotico con K1 = 9.2 × 10−4 e K2 = 4.31 ×
10−5 ) in una soluzione tamponata a pH = 4.00 in cui e’ stata posta una
concentrazione iniziale pari a 0.040 mol/L dell’acido.
8. Tutti gli ioni solfato presenti in un campione incognito avente massa
0.2057 g sono stati precipitati sotto forma di BaSO4 utilizzando un eccesso di una soluzione del complesso BaY 2− (dove Y 4− e’ il tetraanione
dell’EDTA). L’EDTA liberato presente nella soluzione dopo che il solido
e’ stato separato per filtrazione ha richiesto 31.79 mL di una soluzione
0.02644 mol/L di ioni magnesio per la sua titolazione.
Calcolate la composizione in solfato nel campione originario esprimendola
come percentuale in massa di N a2 SO4 (massa molare: 142.042 g/mol).
2+
9. A 298.0 K la costante di formazione del complesso Zn (N H3 )4 e’ K =
2.5×109 e il potenziale standard di riduzione della coppia redox Zn2+ /Zn(s)
◦
= −0.763 V .
e’ EZn
2+ /Zn
(s)
Calcolate il potenziale standard a 298 K della coppia redox Zn (N H3 )2+
4 /Zn(s) .
Costante universale dei gas: R = 8.314 J/(mol K)
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol.
10. Una cella elettrochimica a 298.0 K e’ costituita da un elettrodo di riferimento a calomelano (ERIF = 0.2444 V rispetto all’SHE) e da un elettrodo indicatore consistente in un filo di argento immerso in una soluzione
contenente una concentrazione incognita di ioni SCN − .
La differenza fra il potenziale elettrodico dell’elettrodo indicatore e quello
del riferimento in condizioni di equilibrio risulta essere −0.0743 V .
Sapendo che il potenziale standard della coppia Ag + /Ag (s) e’ 0.799 V e
che il prodotto di solubilita’ di AgSCN e’ KSP = 1.1 × 10−12 , ricavate il
valore di pSCN (= − log [SCN − ]) nella soluzione.
Costante universale dei gas: R = 8.314 J/(mol K)
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol.
30 luglio 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Considerate una soluzione satura del sale poco solubile M gN H4 P O4 la
cui dissoluzione e’ rappresentata da:
M gN H4 P O4 (s)
=
M g 2+ + N H4+ + P O43−
Assumete che nessuno degli ioni prodotti reagisca ulteriormente.
Scrivete due bilanci di massa indipendenti e mostrate che l’equazione del
bilancio di carica della soluzione e’ una combinazione di essi.
2. Calcolate pCu = − log Cu2+ per la titolazione di una soluzione di ioni
rameici con una soluzione di EDTA della stessa concentrazione quando e’
stato aggiunto un eccesso del 10% (rispetto al volume di equivalenza) di
soluzione titolante.
La titolazione viene condotta in soluzione tamponata a pH = 11 e in
presenza di una concentrazione fissata a 0.10 mol/L di ammoniaca.
L’ammoniaca forma una serie di complessi con lo ione Cu2+ :
=
Cu (N H3 )2+
+ N H3
=
Cu (N H3 )2
Cu (N H3 )2 + N H3
2+
=
Cu (N H3 )3
2+
=
Cu (N H3 )4
Cu2+ + N H3
Cu (N H3 )
2+
Cu (N H3 )3 + N H3
2+
2+
2+
La frazione di EDTA completamente deprotonato (rispetto alla concentrazione totale di EDTA non complessato) a pH = 11 vale αY 4− =
0.85.
La frazione di Cu2+ libero (rispetto alla concentrazione totale di ioni Cu2+
non complessati con EDTA) in presenza di ammoniaca 0.10 mol/L vale
αCu2+ = 8.41 × 10−9 .
La costante di formazione del complesso fra lo ione rameico e l’EDTA vale
KF = 6.31 × 1018 .
(Non serve conoscere la concentrazione (comune) della soluzione da titolare e della soluzione titolante)
3. A che volume finale (in mL) si devono diluire 100.0 mL di una soluzione di un qualsiasi acido debole monoprotico affinche’ il suo grado di
dissociazione triplichi?
4. Utilizzando le approssimazioni che vi sembreranno opportune, calcolate la
concentrazione di ioni solfuro in una soluzione contenente una concentrazione iniziale di solfuro di idrogeno pari a 0.080 mol/L e sufficiente acido
cloridrico da determinare un pH di equilibrio pari a 3.40.
Le costanti di ionizzazione acida del solfuro di idrogeno sono:
H2 S
HS −
=
=
HS − + H + K1 = 9.1 × 10−8
S 2− + H + K2 = 1.2 × 10−15
5. Il prodotto di solubilita’ per Ba (IO3 )2 e’ 6.0 × 10−10 . Date le costanti di
equilibrio per le reazioni rappresentate dalle seguenti equazioni:
Ba (IO3 )2(s) + 2F −
BaCrO4 (s) + SO42−
BaF2(s) + SO42−
=
=
=
BaF2 (s) + 2IO3−
BaSO4(s) + CrO42−
BaSO4(s) + 2F −
K1 = 3.53 × 10−4
K2 = 2.73
K3 = 1.55 × 104
calcolate il prodotto di solubilita’ di BaCrO4 .
6. Quanti milligrammi di ioni F e3+ possono rimanere disciolti (cioe’: non
precipitare come F e (OH)3 ) in 100.0 mL di una soluzione contenente acido
acetico e acetato di sodio in concentrazione formale pari a 2.0 mol/L e
0.15 mol/L, rispettivamente?
Costante di ionizzazione acida dell’acido acetico: KA = 1.86 × 10−5 ; prodotto di solubilita’ di F e (OH)3 : KSP = 1.1 × 10−36 ; prodotto ionico
dell’acqua: KW = 1.0×10−14 ; massa molare del ferro: M = 55.845 g/mol.
7. I dati riportati nella tabella:
V (mL)
18.0
18.5
19.0
19.5
20.0
20.6
21.0
21.5
22.0
22.5
ddp (mV )
406.0
396.0
385.0
361.0
221.0
182.0
169.0
161.0
154.0
149.0
si riferiscono ad una titolazione potenziometrica: nella prima colonna sono
elencati i volumi di soluzione titolante, nella seconda i corrispondenti valori
di differenza di potenziale misurati.
Dalla tabella fornita, ricavate la tabella della derivata prima della curva
di titolazione e indicate l’intervallo di volume entro cui si trova il volume
di equivalenza.
8. La titolazione di una soluzione di ioni Ce4+ con ioni F e2+ si basa sulla
reazione redox rappresentata da:
Ce4+ + F e2+
= Ce3+ + F e3+
Una titolazione di questo tipo puo’ essere seguita per via potenziometrica
immergendo nella soluzione un semplice filo di P t.
Se come elettrodo di riferimento si usa un elettrodo a calomelano saturo,
calcolate la differenza di potenziale misurata da un voltmetro a 298.0 K
quando si e’ aggiunto un volume di soluzione titolante pari a 3/4 del
volume di equivalenza.
◦
Il potenziale standard della coppia Ce4+ /Ce3+ e’ ECe
4+ /Ce3+ = 1.610 V ;
il potenziale elettrodico dell’elettrodo a calomelano saturo e’ ERIF =
0.246 V .
Costante di Faraday: 96485 C/mol
Costante dei gas: 8.314 J/(mol K)
9. Tutto il ferro contenuto in 6.875 g di un campione di concime per piante
da interni viene ossidato a F e3+ e il campione viene diluito a 100.0 mL
in un matraccio tarato. Calcolate la percentuale in massa di ferro nel
campione se sono stati utilizzati 44.87 mL della soluzione suddetta per
titolare 15.00 mL di una soluzione di EDTA 0.00360 mol/L.
Massa molare del ferro: 55.845 g/mol.
10. Una soluzione 1.0 × 10−3 mol/L di ioni Cu2+ viene titolata a 298.0 K
con una soluzione standard di EDTA 2.0 × 10−2 mol/L a pH = 6.00. La
titolazione viene seguita per via potenziometrica immergendo un filo di
rame nella soluzione.
Calcolate il potenziale elettrodico della semicella cosi’ ottenuta quando e’
stato aggiunto un volume di soluzione titolante pari ai 6/5 del volume di
equivalenza.
La costante di formazione condizionale del complesso CuY 2− (Y 4− e’ il
tetraanione dell’EDTA) e’: KF′ = 1.4 × 1014 .
◦
Il potenziale standard di riduzione della coppia Cu2+ /Cu e’: ECu
2+ /Cu =
0.337 V .
Costante di Faraday: 96485 C/mol
Costante dei gas: 8.314 J/(mol K)
30 settembre 2010
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Senza ricorrere ad esempi numerici, dimostrate che, per soluzioni diluite di
un solo soluto in un solvente, molalita’ e frazione molare sono direttamente
proporzionali.
2. Scrivete le equazioni per il bilancio di carica e di massa per una soluzione
◦
contenente una concentrazione formale CN
a2 HP O4 di fosfato acido di sodio
(sale completamente solubile e ionizzato) e satura del sale poco solubile
M g3 (P O4 )2 , assumendo che si stabiliscano i seguenti equilibri:
M g3 (P O4 )2(s)
= 3M g 2+ + 2P O43−
M g 2+ + H2 O
= M g (OH) + H +
+
M g (OH) + H2 O
+
= M g (OH)2(aq) + H +
H3 P O4
= H2 P O4− + H +
H2 P O4−
HP O42−
= HP O42− + H +
= P O43− + H +
3. L’urea viene usata come agente precipitante per idrossidi poco solubili in
virtu’ della reazione quantitativa rappresentata da:
(N H2 )2 CO + 3H2 O
=
CO2 + 2N H4+ + 2OH −
Che massa di urea, espressa in mg, bisogna aggiungere ad una soluzione
in cui sia stato sciolto un campione di 1.2 g contenente Al2 (SO4 )3 al 30%
in massa per precipitare tutti gli ioni alluminio come Al (OH)3 ?
Assumete che la precipitazione dell’idrossido di alluminio sia quantitativa.
Massa molare dell’urea: 60.055 g/mol
Massa molare di Al2 (SO4 )3 : 342.151 g/mol
4. Utilizzando il trattamento rigoroso dell’equilibrio visto durante il corso, calcolate la solubilita’ del tiocianato d’argento (AgSCN ) in acqua,
tenendo conto che, oltre all’equilibrio di ionizzazione:
AgSCN (s)
=
Ag + + SCN −
KSP = 1.1 × 10−12
gli ioni argento reagiscono con gli ioni tiocianato secondo:
Ag + + 2SCN −
= Ag (SCN )−
2
K = 2.5 × 108
5. Una miscela dei fluoruri di uranio U F3 e U F4 avente massa 530.0 mg
viene trattata con un acido forte. Tutto l’acido fluoridrico formato viene
separato per distillazione e raccolto in una soluzione contenente ioni P b2+
e Cl− : tutto lo ione fluoruro precipita quantitativamente come P bClF .
Il precipitato viene separato per filtrazione, lavato e ridisciolto in acido
nitrico. Gli ioni cloruro liberati vengono infine titolati con 37.16 mL di
una soluzione 0.1613 mol/L di ioni Ag + .
Calcolate il contenuto in fluoro nel campione originale esprimendolo come
indice x nella formula ipotetica U Fx .
Massa molare dell’uranio: 238.029 g/mol
Massa molare del fluoro: 18.998 g/mol
6. Una soluzione 0.1 mol/L di acido acetico (KA = 1.8 × 10−5) viene titolata
con una soluzione di idrossido di sodio della stessa concentrazione.
Si usa come indicatore il blu di bromotimolo e si percepisce il viraggio
della soluzione quando pH = 6.8.
Calcolate l’errore percentuale commesso sul volume di equivalenza.
Costante di autoionizzazione dell’acqua: KW = 1.0 × 10−14 .
7. Calcolate la massa molare di un acido debole diprotico se sono stati necessari 37.38 mL di una soluzione di N aOH 0.1057 mol/L per titolarne
un campione di massa 0.4034 g.
8. I regolamenti USA pongono un limite superiore di 50 ppm in volume per
l’ammoniaca nell’aria di un ambiente di lavoro.
L’aria presente nell’interno di una fabbrica e’ stata fatta passare alla velocita’ di 10.0 L/min per un totale di 12.0 min attraverso una trappola
contenente 100.0 mL di una soluzione 0.01038 mol/L di acido cloridrico.
La titolazione dell’acido in eccesso nella trappola ha richiesto 13.06 mL
di una soluzione 0.0657 mol/L di N aOH. Utilizzate i dati per sapere se
il responsabile della fabbrica e’ in regola o meno.
La densita’ dell’ammoniaca gassosa alle condizioni operative e’ 0.771 g/L.
Massa molare dell’ammoniaca: 17.031 g/mol.
9. Il rivestimento di cromo su una superficie rettangolare di dimensioni 3.0 ×
4.0 cm e’ stato disciolto in acido cloridrico. Dopo opportuno aggiustamento del pH sono stati introdotti 15.0 mL di una soluzione 0.01768 mol/L
di EDTA. Per la retrotitolazione del reagente in eccesso sono stati impiegati 4.30 mL di una soluzione 0.008120 mol/L di ioni Cu2+ . Calcolate la
massa media di cromo per unita’ di superficie esprimendola in mg/cm2 .
Massa molare del cromo: 51.996 g/mol.
10. Una cella elettrochimica a 298.0 K e’ costituita da un elettrodo a calomelano saturo (ERIF = 0.244 V ) e da un elettrodo indicatore consistente
in un filo di argento immerso in una soluzione satura di AgSCN . Calcolate pSCN = − log [SCN − ] nella semicella dell’elettrodo indicatore se la
differenza di potenziale misurata per la cella e’ −0.0743 V .
Prodotto di solubilita’ di AgSCN : 1.1 × 10−12 .
Potenziale standard di riduzione della coppia Ag + /Ag: 0.799 V .
Costante universale dei gas: 8.314 J/(mol K).
Costante di Faraday: 96485 C/mol.
31 gennaio 2011
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Il campione di una lega contenente soltanto P b e Sn ha una massa di
560.0 mg. Esso viene incendiato all’aria e fornisce una miscela degli ossidi
P bO e SnO2 avente una massa di 626.0 mg.
Calcolate le percentuali di P b e Sn nella lega.
Masse molari in g/mol:
Pb
Sn
P bO
SnO2
207.2
118.710
223.2
150.709
2. Lo ione argento forma un complesso molto stabile con lo ione cianuro
secondo la seguente equazione:
Ag + + 2CN −
=
−
Ag (CN )2
La costante di equilibrio della reazione rappresentata dall’equazione scritta
sopra e’ K = 7.0 × 1019 .
Utilizzando le assunzioni che vi sembreranno piu’ opportune, calcolate la
concentrazione di equilibrio dello ione argento in una soluzione contenente
le seguenti concentrazioni iniziali di ioni argento e ioni cianuro in mol/L:
◦
CAg
+
◦
CCN −
2.0 × 10−2
9.0 × 10−2
3. Calcolate il pH richiesto per ridurre di un fattore 10−6 la concentrazione
iniziale di 0.001 mol/L di ioni P b2+ in una soluzione per precipitazione
dell’idrossido.
Il prodotto di solubilita’ dell’idrossido di piombo e’ KSP = 1.2 × 10−15 .
Costante di autoprotolisi dell’acqua: KW = 1 × 10−14 .
4. Un campione di 740.0 mg di un insetticida contenente DDT , C14 H9 Cl5 ,
viene decomposto per attacco con acido nitrico fumante. Il cloro formato
viene precipitato quantitativamente come AgCl, di cui viene misurata
una massa pari a 253.0 mg. Calcolate la percentuale in massa di DDT
nell’insetticida.
Masse molari in g/mol:
C14 H9 Cl5
AgCl
354.486
143.321
5. Ag3 AsO4 e’ un solido rosso scuro che potrebbe fungere da indicatore nelle
titolazioni con ioni argento.
Calcolate la concentrazione di ioni AsO43− che dovrebbe essere presente
inizialmente in soluzione affinche’ si abbia precipitazione di Ag3 AsO4 al
punto di equivalenza di una titolazione di ioni cloruro con ioni argento.
Prodotti di solubilita’:
KSP,AgCl
KSP,Ag3 AsO4
1.8 × 10−10
1.0 × 10−22
6. Un campione di 3.0 L di aria proveniente da un impianto per la produzione
di acido nitrico viene fatto gorgogliare attraverso una soluzione diluita di
acqua ossigenata in modo da convertire tutto il diossido di azoto presente
in acido nitrico secondo:
2N O2 + H2 O2
=
2HN O3
L’acido nitrico cosi’ formato viene titolato con N aOH 0.00863 mol/L e il
volume di equivalenza misurato risulta 6.72 mL.
Assumendo che il campione gassoso di partenza avesse una densita’ pari a
1.20 g/L, calcolate la concentrazione di N O2 in parti per milione in massa
nell’atmosfera dell’impianto di produzione dell’acido nitrico.
Massa molare del diossido di azoto: 46.005 g/mol
7. L’acido citrico e’ un acido triprotico.
Derivate l’espressione per la frazione della concentrazione totale di acido
nella forma monoprotonata in funzione del pH.
8. Un campione di 100.0 mL di acqua e’ stato tamponato a pH = 10 e titolato
con EDTA 0.020 mol/L, con un volume di equivalenza di 32.5 mL. Una
seconda aliquota da 100.0 mL e’ stata tamponata a pH = 12 in modo
da precipitare quantitativamente gli ioni magnesio come M g (OH)2 . La
titolazione di questa seconda aliquota con EDTA 0.020 mol/L ha fatto
registrare un volume di equivalenza di 25.3 mL. Assumendo che l’acqua
contenga solo ioni calcio e magnesio, calcolate la concentrazione in parti
per milione in massa di CaCO3 e M gCO3 .
Assumete che la densita’ dell’acqua sia 1.0 g/mL.
Masse molari in g/mol:
CaCO3
M gCO3
100.087
84.314
9. Il contenuto di ozono in un’atmosfera inquinata puo’ essere determinato
facendo reagire l’ozono con ioduro secondo:
O3 + 3I − + H2 O
= O2 + I3− + 2OH −
e titolando successivamente lo ione triioduro formato con tiosolfato:
I3− + 2S2 O32−
= 3I − + S4 O62−
Dell’aria inquinata da ozono viene fatta gorgogliare attraverso una soluzione di ioduro ad una velocita’ di 2.5 L/min per 2 h. Lo ione triioduro formato viene titolato con 5.43 mL di una soluzione 0.0016 mol/L
di tiosolfato. Se la densita’ dell’aria trattata e’ 1.19 g/L, calcolate la
concentrazione di ozono in parti per milione in massa.
Massa molare dell’ozono: 47.998 g/mol.
10. Una miscela di V 5+ e U 6+ puo’ essere dosata mediante titolazione con
ioni T i3+ seguita per via potenziometrica. Nella curva di titolazione si
osservano due distinti punti di flesso.
Il primo corrisponde alla condizione di equivalenza per la reazione:
V 5+ + T i3+
= V 4+ + T i4+
mentre il secondo corrisponde alla condizione di equivalenza per le due
reazioni (il potenziale standard della coppia V 4+ /V 3+ e’ quasi identico a
quello della coppia U 6+ /U 4+ ):
V 4+ + T i3+
= V 3+ + T i4+
U 6+ + 2T i3+
= U 4+ + 2T i4+
Un campione di massa 5.653 g viene dissolto in acido, diluito a 250.0 mL
e un’aliquota di 50.0 mL viene titolata come descritto sopra con una
soluzione 0.1506 mol/L di ioni T i3+ . Il primo volume di equivalenza e’
13.71 mL; il secondo 46.12 mL.
Calcolate la percentuale in massa di V2 O5 e U3 O8 nel campione.
Masse molari in g/mol:
V2 O5
U3 O8
181.880
842.082
14 febbraio 2011
Prova scritta di Chimica Analitica 1 con Laboratorio
Per favore:
• Ogni foglio consegnato deve recare nome, cognome e firma
• Gli esercizi vanno riportati nell’ordine in cui si trovano (saltando,
eventualmente, quelli non svolti)
• Ogni esercizio vale 3 punti
• Non consegnate la brutta copia
1. Scrivete le equazioni per il bilancio di massa e carica necessarie al trattamento rigoroso di una soluzione tampone ottenuta preparando una soluzione acquosa contenente l’acido debole diprotico AH2 in concentrazione
◦
iniziale CAH
e il suo sale monosodico N aAH in concentrazione iniziale
2
◦
CN aAH .
2. Scrivete il sistema di equazioni per la risoluzione rigorosa del problema
di equilibrio costituito da una soluzione satura di cloruro rameoso, CuCl,
◦
in presenza di una concentrazione iniziale CN
aCl di cloruro di sodio. Assumete che avvengano le reazioni rappresentate dalle seguenti equazioni,
con le costanti di equilibrio indicate a fianco:
CuCl(s)
Cu + 2Cl−
+
=
=
Cu+ + Cl−
CuCl2−
KSP
K
3. Il potenziale standard per la riduzione dell’acido monoprotico HXO2
all’ossido XO e’:
HXO2 + H + + e =
XO + H2 O
◦
EHXO
= 0.80 V
2 /XO
Il potenziale standard per la riduzione dell’anione XO2− all’ossido XO e’:
XO2− + H2 O + e
= XO + 2OH −
◦
EXO
= −0.62 V
−
/XO
2
Calcolate la costante di ionizzazione acida dell’acido HXO2 alla temperatura di 298 K.
Costante di autoprotolisi dell’acqua: KW = 1.0 × 10−14
Costante di Faraday: F = 96485 C/mol.
SUGGERIMENTO: la ionizzazione dell’acido HXO2 puo’ essere scritta
come combinazione delle due semireazioni su scritte e dell’autoionizzazione
dell’acqua.
4. Un campione di 1.008 g contenente N H4 N O3 , (N H4 )2 SO4 e altre sostanze inerti viene disciolto in acqua dando una soluzione di 500.0 mL.
Per trattamento con sodio tetrafenilboro, N aB (P h)4 , di 50.0 mL di tale
soluzione si ottengono 0.3819 g di N H4 B (P h)4 , secondo:
N aB (P h)4 + N H4+
N H4 B (P h)4 + N a+
=
Una seconda aliquota di soluzione da 50.0 mL e’ stata trattata con un
riducente che ha trasformato tutti gli ioni nitrato in ammoniaca secondo:
N O3− + 6H2 O + 8e =
N H3 + 9OH −
L’ammoniaca prodotta in questa reazione e tutto l’ammonio gia’ presente
sono stati raccolti in una soluzione acida diluita e trattati nuovamente con
sodio tetrafenilboro per produrre 0.5996 g di N H4 B (P h)4 .
Calcolate le percentuali in massa di N H4 N O3 e (N H4 )2 SO4 nel campione
di partenza.
Masse molari in g/mol:
N H4 N O3
(N H4 )2 SO4
N H4 B (P h)4
80.043
132.140
337.265
5. Assumendo che la precipitazione di uno ione sia completa quando la sua
concentrazione residua in soluzione e’ minore o uguale a 10−6 mol/L,
valutate se e’ possibile la separazione mediante precipitazione selettiva con
ioni ioduro degli ioni mercurosi (Hg22+ ) e degli ioni bismuto(III) (Bi3+ )
presenti in una soluzione in concentrazioni iniziali pari a 0.060 mol/L e
0.080 mol/L, rispettivamente.
Prodotti di solubilita’:
KSP,Hg2 I2
KSP,BiI3
4.5 × 10−29
8.1 × 10−19
6. Un campione di 0.1884 g di N a2 CO3 impuro ha richiesto 31.56 mL di
acido cloridrico 0.1056 mol/L per la titolazione secondo:
CO32− + 2H +
=
H2 O + CO2
Calcolate la percentuale in massa del carbonato di sodio (massa molare:
105.988 g/mol) nel campione.
7. Un campione di 3.095 g contenente KCl, KClO4 e altre sostanze inerti
e’ stato sciolto in acqua per dare 250.0 mL di soluzione. Una aliquota da
50.0 mL ha richiesto 38.32 mL di una soluzione di AgN O3 0.0637 mol/L
per la titolazione degli ioni cloruro.
Un’altra aliquota da 25.0 mL e’ stata trattata con V2 (SO4 )3 per ridurre
tutti gli ioni perclorato secondo:
ClO4− + 8V 3+ + 4H2 O
=
Cl− + 8V O2+ + 8H +
La successiva titolazione con la stessa soluzione di AgN O3 ha fatto registrare un volume di equivalenza di 39.63 mL.
Calcolate le percentuali in massa di KCl e KClO4 nel campione.
Masse molari in g/mol:
KCl
KClO4
74.551
138.549
8. Calcolate la variazione di pH che si ha aggiungendo 25.0 mL di una soluzione 0.040 mol/L di HCl a 100.0 mL di una soluzione contenente
acido lattico (un acido debole monoprotico con costante di ionizzazione
KA = 1.37 × 10−4 ) e lattato di sodio in concentrazione 0.0145 mol/L e
0.0259 mol/L, rispettivamente.
9. Calcolate il pH di una soluzione che si ottiene mescolando 37.0 mL di una
soluzione di N aOH 0.40 mol/L con 20.0 mL di una soluzione di acido
fosforico 0.30 mol/L.
Costanti di ionizzazione acida dell’acido fosforico:
K1
K2
K3
7.11 × 10−3
6.34 × 10−8
4.2 × 10−13
10. Prendendo 1010 come valore minimo della costante di formazione condizionale per poter eseguire una titolazione con EDTA, calcolate il minimo
valore intero di pH possibile per la titolazione di:
(a)
(b)
ioni Zn2+
ioni Hg 2+
Costanti di formazione (Y 4− e’ la forma di EDTA completamente deprotonato):
KZnY 2−
KHgY 2−
3.2 × 1016
6.3 × 1021
Frazione di EDTA completamente deprotonato rispetto alla concentrazione totale di EDTA non complessato, αY 4− , in funzione del pH:
pH
2.0
3.0
4.0
5.0
6.0
7.0
8.0
9.0
10.0
11.0
12.0
αY 4−
3.7 × 10−14
2.5 × 10−11
3.6 × 10−9
3.5 × 10−7
2.2 × 10−5
4.8 × 10−4
5.4 × 10−3
5.2 × 10−2
3.5 × 10−1
8.5 × 10−1
9.8 × 10−1