Esercizi chimica inorganica

1 Ad una temperatura

Tot. 0,66 M di N₂O₄ ci sono in 1 L N₂O₄ → 2 NO₂ i 0,0666 e 0,0666 - 2x = 2x = 6,10 x 10^-2 M x = 3,05 x 10^-2 (molti - equilibrio prossimi) [N₂O₄] = 0,666 - 3,05 x 10^-2 = 0,6359 mol/l in eq.

K_C = [NO₂]² [N₂O₂] = [6,10 x 10^-2]² / 3,59 x 10^-1 = 0,1036 = 6,102

Na₃PO₄ = 1,50 M: pH == 1,50 x 1000 / 266 0 g → 1,50 M d = 1,10 g/ml m = m soluto 1,50 mol = 176 ml 18/k 8/kg solut 1/ρ = g soluto / g tot solut = 266 g/1100 g x 100 = 22,1 g/100 H₂O m = 1100 - 266 = 835,4 g Dal → 1600 x = 1,105 l/ml: delluta

Esercizio

1) Equilibrio del tetrossido di diazoto

Ad una temperatura tot., 0,66 g mol di N₂O₄ ci sono in un 1 L.

N₂O₄ → 2NO₂

i 0,066₆

e 0,066₆ → 2x

^2x = ^6,10×10-2

K_c = ?

[N₂O₄] = 0,66 - 3,05×10^-2 = 0,0359 mol/l in eq.

[NO₂]² [6,10×10^-2]²

K_c = 0,1036 = 6,10₂

2) Soluzioni e concentrazioni

Na₃PO₄ = 1,50 M

PM = 1,50 × 164 (266 g) → d = 1,10 g/ml

m_s = ^{1,50 mol}/_{0,8504 kg} = 1176 ml

V P = (^{266 g}/_{1100 g}) × 100 = 22,1%

H₂O = 1100 - 266 = 854 g

[idrotermia tossicità]

1 L: 1000 × 1,105 g/ml (densità)

M sale = _{mol soluto}/^{Volume tot} = 0,03/0,5 = 0,03 M

Concentrazione di H⁺

[H₃O⁺] = √K_a1 x K_a2 = √2,1 x 10^-1 x 4,0 x 10^-9 = 3,098 x 10^-5

pH = -log (3,098 x 10^-5) = 4,5

Solubilità molare

Calcolare la solubilità molare del PbBr₂ in una soluzione contenente Pb(NO₃)₂ 0,050 M.

K_s(PbBr₂) = 6,6 x 10^-6

BaF₂ → Ba²⁺ + 2F^-

K_S = S(2S)² + CS³

S³ = ^{√₃ K_S}/₄ = ^{√1,9 x 10-6}/₄ = 1,52 x 10^-3

0,050 M

BaF₂ → Ba²⁺ + 2F^-

S = ^K_S/_C → ^{1,9 x 10-6}/_0,050 = 2,36 x 10^-6

BaSO₄

Na₂SO₄

3) Pressione osmotica

Una soluzione acquosa contiene 2,5 g di una proteina in 100 ml di soluzione ed esercita una pressione osmotica di 18 torr a 27°C.

2,5 g 100 ml = 0,1 L

18 torr

27°C

273 = 300 K

Formula standard: πV = m . RT

Formula necessaria: 2.5 g : (0,082) (300)(0,02) (0,100)

2,6 x 10⁴ g/mole

4) Soluzioni contenenti C₂H₅OH

Due soluzioni contenenti C₂H₅OH come soluto sono portate da:

• 120 g di C₂H₅OH = 0,58 L
• 120 g di C₂H₅OH = 0,58 L

V₂

pH = 46

V₃ molarity: m/V = 120 : 46 = 0,260

120 = 0,650 Y

0,58 = 0,18

120 / 96 = 2,60 / 0,58 = 0,650 Y

Titolazione di H₂SeO₄

150 ml di H₂SeO₄ 0,200 M vengono titolati con KOH 0,100 M.

pH = ?

K_a1 ⇒ 2,4 x 10^-3

K_a2 ⇒ 4,0 x 10^-9

1) H₂SeO₄ + H₂O ↔ HSeO₄^- + H₃O⁺

K_a1 = [HSeO₄^-] [H⁺] / [H₂SeO₄]

2) HSeO₄^- ↔ SeO₄^2- + H⁺

K_a2 = [SeO₄^2-] [H⁺] / [HSeO₄^-]

3) H₂SeO₄ + KOH → KHSeO₄

Calcolo moli: mol = volume x molarità

mol H₂SeO₄ = V x M = 0,15 x 0,2 = 0,03 mol

KOH ⇒ V x M = 0,3 x 0,1 = 0,03 mol

5) Preparazione di una soluzione

È necessario preparare una soluzione avente la molarità 0,250. Solfiti e le loro quantità a disposizione sono:

• 10,0 g di K₂(Cr₂O₇);
• 10,0 g di Co(NH₃)₂;
• 10,0 g di H₂SO₄;
• 10,0 g di NaCl;

V = ?

a. PM 39(2) + 52(2) + 4.6(1) = 294 (K₂(Cr₂O₇))

12 + 16 + 14(2) + 4 = 60 (Co(NH₃)₂)

2 + 32 + 16(4) = 98 (H₂SO₄)

23 + 35 = 58 (NaCl)

V₁ = 10,0 / 294 = 0,136 L

0,136 L

V₂ = 10,0 / 60 = 0,166 L

0,166 L

V₃ = 10,0 / 98 = 0,102 L = 0,408 L

0,408 L

V₄ = 10,0 / 58 = 0,688 L

0,688 L

Quale delle seguenti soluzioni acquose presenta il pH più basico

(K_a [HB₂O] = 2,5 X 10 ^-9)?

Indicare il valore del pH

• Una soluzione 10 ^-6 M di KOH; 8
• Una soluzione 10 ^-5 M di H₂B₂O; 6,8
• Una soluzione 10 ^-2 M di KB₂O; 10
• Una soluzione equimolare di KB₂O e H₂B₂O, 3,6
• Una soluzione 0,1 M di NaCl; 7

A KOH + B₂O = 2,5 X 10 ^-9

[OH^-] = C_B + KW

pOH = 6

pH = 14 - pOH = 14 - 5,7 = 8

B H₂B₂O 10 X 10 ^-5

[H₃O]⁺ = √K_a·C_a = 1,6 x 10 ^-9

pH = -log (C_a) = -log x 1,6 x 10 ^-9 = 6,8

C [OH^-]

pOH = -log(E) Quale delle seguenti...

6) Diluizione di acido formico

Una soluzione di acido formico, HCOOH, è 0,225 M. Si vuole far diventare 0,200 M.

Calcolare il volume in ml di H2O da aggiungere ad un litro di soluzione 0,225 M per far diventare 0,200 M.

PM (HCOOH) = 1+12+16+1+16+1 = 46

P (H2O - 2*16) 18

V = 0,225 M x ^__{1000 ml} = ^_₂₂₅ = 12,5_______^_₁₈

D) KB₂OH B₂O

Solu equivalenti / tampone

[H₃O⁺] = K_a = C_a = 2.5 x 10^-9 C_s

pH = -log [K_a]

pH = -log 2.5 x 10^-9 = 8.6

E) 0,1 M NaCl

pH neutro

Ioni spettatori

Na⁺ - Cl^-

Base forte

acido forte

F) Equilibrio N₂O₄

N₂O₄ ↔ 2NO₂

ni = 0.0666

eq... 0.0666-x 2x

2x = 6.10 x 10^-2

x = 3.5 x 10^-2

[N₂O₄] = 0.0666(3.5 x 10^-2)

K_c = [NO₂]²[N₂O₄] = 0.100

Acido carbonico e NaOH

A 100 ml di una soluzione acquosa contenente acido carbonico H₂CO₃ 0.400 M vengono aggiunti 200 ml di una soluzione acquosa di NaOH 0.200 M.

pH = ?

Cost. H₂CO₃ = K_a1 = 4.30 x 10^-7

K_a2 = 4.70 x 10^-11

Dati:

V = 100 ml => 0.1 L

H₂CO₃ = 0.400 M

NaOH = 0.200 M

V(NaOH) = 200 ml => 0.2 L

n (H₂CO₃) = 0.400 M x 0.10 L = 0.0400 mol

n (NaOH) = 0.200 M x 0.20 L = 0.0400 mol

H₂CO₃ + NaOH <=> NaCO₃ + H₂O

[H⁺] = √K_a2 . C_a = √4.7 x 10^-11 = 3.06 x 10^-6

pH = -log (3.06 x 10^-6) = (5.5)

Esercizi acido-base

pag. 373/374

• [H⁺] = 0,018 M pH = ? pH = -log [H⁺] = -log (0,018 M) = 1,74
• pH = ? = 14 - pOH; pOH = -log [OH^-]; [OH^-] = 0,0021 M pOH = -log (0,0021) = 2,68 pH = 14 - 2,68 = 11,32
• [OH^-] = 0,069 M pOH = -log (0,069 M) = 1,16 pH = 14 - 1,16 = 12,84
• [H⁺] = ? pH = 6,55 pOH = 14 - 6,55 = 7,45 10^-7,45 = 2,8 x 10^-8 M
• pH = 6,35 [OH^-] = ? pOH = 14 - 6,35 = 7,65 [OH^-] = 10^-7,65 = 4,4 x 10^-8 M

5) pH = ? -log 0,056 = 1,25 0,056 di HNO₃

6) [H⁺] e [OH^-] = ?

pH = 0,12

pOH = 14 - 0,12 = 13,88

[H⁺] = 10^-0,12 = 0,75 M

[OH^-] = 10^-13,88 = 1,31 x 10^-14 M

8) pH = ?

0,156 M di HCl (acido cloridrico) è un acido forte ed ha la stessa concentrazione di C_A.

[HCl] > 10^-6 → uso il logaritmo

HCl → H⁺ + Cl^-

C_a = -log 0,056 = 1,25

9) 0,132 g disciolti in H₂O di NaOH e il volume è 3,002 L con acqua distillata (A_CVA)

NaOH → Na⁺ + OH^-

0,132 g

V = 3,00 L

M = ^g/_V = ^3,3x10-3/_3,00 = 1,4 x 10^-3

pH = 40 0,132 = 3,3x10^-3 / 40

pH = -log 1,4x10^-3 = 2,98

pOH = 14 - 2,95 = 11,05

HCl → H⁺ + Cl^-

H₂O = 300 ml = 0,3 L

HCl = 25,5 ml = 0,0252 L

20°C = 293,15 K

400 Torr = 0,921 atm

R = 0,0821 L atm mol^-1 K^-1

V_H2O = 0,300 L + 0,0252 L = 0,3252 L

[pH_TOT = -log (H⁺)]

PU = MRT → M = PU == 0,9663 mol/l

[H⁺] =

pH = -log = 2,50

pH₂ = ?

1,18 mg di HNO₃

HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻

V = 450 L

pM = 63

mol_noli = M = 1,22 * 10^-7

-log (1,22 * 10^-7) = 6,93

12 pH = ?

5,5 x 10^-3 M di Ca(OH)₂

pN = 2.4

Ca(OH)₂ → Ca⁺⁺ + OH^-

-log 5,5 x 10^-3 = 2,26

14 - 2,26 = 12,04

13 pH = ?

8,80 x 10^-7 M di KOH

è una base

KOH → K⁺ + OH^-

pH = 5,6 -log 8,80 x 10^-7 = 7,9 s 14

pH = ?

V₁ = 125 ml di NaOH 0,135 M

V₂ = 205 ml di HCl 0,605 M

V_tot = 2,8 L

NaOH → Na⁺ + OH^-

HCl → H⁺ + Cl^-

0,135 x 0,125

0,605 x 0,205

pH = -log 6,27 = 1,6 B 1,62

15 pH = 12.5

Idrossido di bario;

Base forte e totalmente ionizzata;

5 x 10^-5 M di Ba(OH)₂

Ba(OH)₂ ⟶ Ba⁺ + OH^-

È una base diprotica:

(5 x 10^-5 x 2)² = 1,0 x 10^-10

pH = log 10^-10 = 10

16 [H⁺] = ?

[OH^-] = ?

HCN ⟶ H₃O⁺ + CN^-

pH = 2+2,5

43 g di HCN in 800 ml K_a = 4,93 x 10^-10

V = 800 ml = 0,800 L

n = m/_PM = 2,543/27 = 0,094 moli

c = n/V = 0,094/0,800 = 0,1125 M

HCN ⟶ H₃O⁺ + CN^-

ea / / ea-x x x

K_a = [H₃O⁺][CN^-] / [HCN] = x²/c_a