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2010 – 2
Esercizi di preparazione all esame
1 Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 20 mL di HCl 0,1 M con 20 mL
di una soluzione di KOH 0,15 M.
-scrivere la reazione di neutralizzazione e bilanciarla
-calcolare le moli di acido e di base e quindi le moli di H+ e OH-valutare se un reagente sia in eccesso
-calcolare la concentrazione della specie in eccesso dopo la neutralizzazione
-quindi il pH o pOH
2 Una soluzione è preparata aggiungendo 50 mL di alcol etilico puro a 100 mL di
acqua. Calcolare il % in volume di alcol nella soluzione.
-definizione di % v/v
-calcolare il volume totale della soluzione
-applicare la formula all alcol etilico.
3 In un pallone da 10 L sono contenuti 4,15 g di N2 alla temperatura di 20 °C.
Calcolare la pressione del gas in mmHg.
-scrivere la legge dello stato gassoso
-determinare le moli di azoto, trasformare la temp. in K
-determinare la pressione in atm e trasformarla in mmHg
4 Utilizzando i potenziali standard di riduzione valutare e giustificare il verso della
reazione
Ni(s) + Fe2+(aq) == Fe(s) + Ni2+(aq)
-determinare la fem della pila nel caso della reazione diretta e per la reazione inversa.
5 Una soluzione è preparata sciogliendo 5,12 g di cloruro di sodio in 60,35 g di acqua.
Calcolare la percentuale in massa del cloruro di sodio.
-definizione di % in massa
-calcolare la massa totale in grammi
-calcolare la percentuale in massa del cloruro di sodio
6 Calcolare la pressione osmotica di una soluzione di saccarosio 0,1 M alla
temperatura di 25 °C.
-definizione di pressione osmotica
-la molarità sostituisce moli e volume nell equazione
-valutare il coefficiente di van t Hoff
-trasformare la temp. in K
-calcolare la pressione osmotica
7 Due grammi di magnesio sono bruciati in un eccesso di ossigeno.
L'equazione bilanciata è la seguente: 2 Mg + O2  2 MgO
Calcolare i grammi di ossido di magnesio che si formano. Mg (24,3 g/mol); MgO
(40,3 g/mol)
-calcolare le moli di magnesio
-valutare il rapporto stechiometrico tra il magnesio ed il suo ossido
-calcolare le moli di ossido di magnesio che si formano e quindi i grammi.
8 A 30mL di HCl 0,2 M sono aggiunti 20mL di NaOH 0,15 M. Calcolare il pH della
soluzione risultante.
Vedi esercizio 1
9 Calcolare la concentrazione idrogenionica di una soluzione che risulta essere 0,1 M
in acido acetico e 0,2 M in acetato di sodio.
-individuare il sistema in esame
-valutare le moli dei due reagenti
-determinare la conc. protonica e quindi il pH
10 Determinare il peso molecolare di un gas sapendo che 1 grammo di questo alla
temperatura di 25 °C e pressione di 1 atm. occupa un volume di 500mL.
-scrivere l equazione dello stato gassoso
-il peso molecolare non compare esplicitamente in questa equazione, quindi modiicare l equazione per introdurre il peso molecolare.
-esprimere T e V nelle giuste dimensioni
11 25 grammi di acido solforico sono neutralizzati con idrossido di sodio 0,5 M.
Scrivere la reazione di neutralizzazione e i mL di base necessarie.
-scrivere la reazione di neutralizzazione
-calcolare le moli di acido (come ioni H+)
-valutare quante moli di base servono per la neutralizzazione
-dalle moli ricavare i mL di base necessari
12 Si vuole preparare un litro di soluzione tampone a pH = 5,4 utilizzando acido acetico
e acetato di sodio; Calcolare il rapporto tra moli dei reagenti necessarie
(Ka = 1,86 x 10–5).
-scrivere l eq. di Henderson-Hasselbach
-mettere in evidenza il log Cs/Ca
-determinare il valore del rapporto Cs/Ca
13 1,0 L di H2S(g) a 1 atm e 300 K viene fatto reagire con 0,5 L di KOH 0,1M.
Calcolare il pH della soluzione.
-individuare il sistema
-calcolare le moli di acido (e le moli di H+) e quelle di base (e le moli di OH-)
-valutare se una delle due specie sia in eccesso
-determinare la concentrazione della quantità in eccesso
-in relazione alla specie in eccesso calcolare il pH
14 Considerata la reazione:
CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O Calcolare quanti
mL di HCl con d =1,1 g/mL servono per preparare 20g di CuCl2.
-determinare il rapporto stechiometrico tra HCl e CuCl2.
-calcolare le moli di prodotto da preparare e valutare quelle di reagente necessarie
-note le moli di HCl necessarie, calcolare in quale volume saranno contenute (in 1 mL
di HCl quante moli vi sono?)
15 Calcolare i coefficienti della redox:
AuCl + I2 + KCl  AuCl3 + KI
-individuare i numeri di ossidazione di tutte le specie
-scrivere la semireazione di ossidazione e riduzione
-effettuare il bilancio elettronico, di carica e di massa delle due semireazioni
-valutare ed equiparare il n. di elettroni scambiati
-sommare le due semireazioni e semplificare dove possibile
16 Una soluzione di PdCl2 NO
viene sottoposta ad elettrolisi impiegando una corrente di
1,0 ampere, calcolare quanti grammi di cobalto si depositano in 60 min.
17 Valutare e giustificare se aggiungendo 200 mL di CaCl2 0,05 M a 700 mL di
Na2SO4 0,008 M si forma un precipitato di CaSO4. (KPS CaSO4 = 3,0 x 10–5)
-scrivere l equilibrio di dissociazione del sale e l espressione della Kps
-valutare la concentrazione delle specie che compaiono nella Kps tenendo conto
che il volume totale è aumentato
-comparare il valore Q con quello della Kps
18 Preparare 100 mL di acido nitrico 0,5 M a partire da acido nitrico 16 M.
-si deve effettuare una diluizione
-le moli di acido nella soluzione da preparare vanno prelevati (come volume) da quella
più concentrata.
-determinare le moli di acido nella soluzione diluita
-determinare il volume necessario di soluzione concentrata.
19 Considerata la reazione:
2 Al(s) + 6HCl(aq)  AlCl3(aq) + 3H2(g)
Calcolare il volume di una soluzione di HCl al 28%, in peso, e densità
1,14 g/mL necessaria per dissolvere 2,35 g di Al.
20 Scrivere le formule di Lewis dei seguenti composti:
ossido di carbonio clorato di ammonio
fosfato di sodio
-scrivere la formula del composto, fare attenzione ai composti ionici.
-computare il numero di elettroni posseduto da ciascun elemento e quelli necessari
alla formazione del legame o dei legami
-controllare se viene soddisfatta la regola dell ottetto
21 1,0 g di KOH al 20% in peso reagisce con 2,0 L di H2S(g) a 1 atm e 300 K.
Motivare e calcolare il pH della soluzione.
-identificare il tipo di reazione: base forte in soluzione con acido debole in fase
gassosa
-scrivere la reazione di neutralizzazione ed individuare il rapporto stechiometrico
-determinare le moli di base (e degli ioni OH-)
-determinare le moli di acido (e degli ioni H+)
-valutare le moli del reagente in eccesso
-base forte in eccesso: pH basico > 7
-acido debole in eccesso
-con il sale presente in soluzione, Na2S, si ha un tampone.
-i reagenti sono in rapporto stechiometrico: formazione unicamente di Na2S
-reazione di idrolisi.
22 Si miscelano 50 mL di CH3COOH (pKa = 4,74) 0,1M e 1 g di acetato di sodio al
90 % in peso. Individuare il sistema e calcolare il pH di questa soluzione.
-acido debole ed un suo sale: soluzione tampone
-calcolare le moli de ragenti, non serve la concentrazione!
-verificare se il rapporto tra i reagenti è compreso nel range 10 - 0,1
-applicare l equazione di Henderson-Hasselbach
23 Calcolare il ΔH° della reazione: H2(g) + I2(g)  2HI(g)
sapendo che ΔH°f (HI) = 26,4 kJ/mol.
-il ΔH° della reazione è pari alla sommatoria delle entalpie std di formazione dei reagenti , moltiplicate pei i coeff steechiometrici, meno la sommatoria delle entalpie std di
formazione dei prodotti, moltiplicate per i coeff. stechiometrici
24 Calcolare il pH di una soluzione satura di Ni(OH)2. Kps= 8,7x 10–19.
-la Kps indica che siamo in presenza di un idrossido poco solubile!
-considerare quali specie si formano per dissoluzione dell idrossido
-scrivere la Kps dell idrossido in funzione di un unica variabile, S.
Risolvere l equazione cubica.
pH= 7.78.
25 Data la reazione: NH4HS(s) = NH3(g) + H2S (g) Kc = 1,69 x 10-4
Calcolare le concentrazioni di equilibrio di NH3 e H2S per la
decomposizione del solido in un matraccio, e quando la decomposizione
avviene in presenza di NH3 0,02 mol/L.
Kc = [NH3] [H2S] = 1,69 x 10-4
[NH3] = [H2S] = sqr Kc = 0,013 M
In 1a appx.
Kc = 0,02 M x [H2S] = 1,69 x 10-4
[H2S] = 1,69 x 10-4 / 0,02 = 0,008 M
Più correttamente:
Sia X la concentrazione di NH3 e H2S derivante dalla dissoluzione
dell idrossido in NH3 0,02 M.
Kc = (0,02 M + X) x X = 1,69 x 10-4
X2 + 0,02X - 1,69 x 10-4 = 0
X = 0,0064
[NH3] = 0,02 + 0,0064 = 0,027 M
[H2S] = 0,0064 M
26 Una soluzione acquosa di insulina (1,0 g / L) ha una pressione osmotica
di 3,1 mmHg. Calcolare la massa molare dell insulina.
-la pressione osmotica di una soluzione non-ionica è determinabile dalla
seguente equazione:
Π(atm)V(l) = n R T(K)
-possiamo riscrivere questa equazione in maniera da rendere palese la
Massa molare (M):
Π(atm) = [(g/M)/ V] R T(K)
Dove g sono i grammi di sostanza nel volume V, M la massa molare
Trasformiamo la pressione da mmHg in atm
Quindi: 3,1/ 760 = 1/M x 0,082 x 298
Da cui M = 6000 g/mol
27 Si consideri la reazione:
Cd + 2 HCl  H2 + CdCl2
Si fa reagire 1 g di cadmio con 10 mL di HCl 0,5 M; calcolare, e motivare,
quanti grammi di idrogeno si formano.
-le moli di idrogeno che si formano sono pari a quelle di Cd o la metà di quelle
di acido cloridrico.
-valutare se il cadmio e HCl sono in rapporto stechiometrico, o una delle due
specie sia limitante.
Moli di Cd = 1 g / 112,4 g/mol = 0,009
Moli di HCl = 0,010 L x 0,5 M = 0,005
HCl è il reagente limitante; si formeranno 0,005 / 2 moli di H2.
Grammi di idrogeno = (0,005 / 2) moli x 2 g /mol = 0,005
28 A quale volume bisogna portare 0,1L di una soluzione di NaCl al 15 %
(d = 1,1 g/mL) per preparare una soluzione 0,9 M.
-dati relativi alla soluzione data: 100 mL contengono 110 g al 15% pari a 16,5 g
al 100% che contengono 15 g / 58,4 g/mol = 0,283 mol.
Dalla definizione di molarità: M = mol / V(l) = 0,9
Quindi: V(L) = 0,283 mol / 0,9 L = 0,314 L
29 Dato l equilibrio N2 (g) + O2 (g) = 2NO(g) , il valore dell energia libera
standard, ΔG°, relativa alla formazione di NO(g) è di + 86,56 kJ /mol.
Calcolare la Kp a 25 °C.
- ΔG° e Kp sono legati dalla relazione : ΔG° = - RT lnKp
- quindi, facendo attenzione al valore di R da impiegare, si ha:
86560 J / mol = - (8,31 J / mol K) (298,1 K) ln Kp
34,94 = - ln Kp
Kp = e - 34,94 = 6,8 x 10 -16
30 500 mL di HCl 2,5 M sono mescolati con 250 mL di HCl 3,75 M.
Calcolare la molarità della soluzione risultante, ed il pH.
-la molarità della soluzione sarà data dalle moli di acido derivanti dalle due
soluzioni nel volume somma dei ue volumi.
Quindi:
moli presenti = 0,5 L x 2,5 M + 0,25 L x 3,75 M = 2,18
V tot = 0,75 L
M = 2,18 mol / 0,75 L = 2,92 M
pH = - 0,46
31La costante di equilibrio per la reazione tra acido formico (acido debole) e
idrossido di sodio è 1,8 x 1011. Verificare e motivare tale valore.
-scriviamo la reazione di equilibrio relativa all acido formico:
HCOOH = HCOO- + H+; Ka = [HCOO-] [H+] / [HCOOH] = 1,8 x 10-4 (in Tab.)
-scriviamo la reazione di equilibrio relativa alla reazione in esame:
HCOOH + OH- = HCOO- + H2O
-scriviamo la costante di equilibrio:
K = [HCOO-] / [HCOOH] [OH-]
moltiplichiamo e dividiamo per [H+]
K = [HCOO-] [H+] / [HCOOH] [OH-] [H+]
K = [HCOO-] [H+] / [HCOOH]
Kw
K = Ka / Kw = 1,8 x 10-4 / 1,0 x 10-14 = 1,8 x 1011.