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Chimica dell'edificio - Temi d'esame svolti Appunti scolastici Premium

Insieme di autovalutazioni, esercitazioni, temi d'esame e test risolti durante il corso di chimica della facoltà di Ingegneria e Tecniche per l'Edilizia. Temi d'esame utilizzati per la preparazione alla prova finale del corso. Scarica il file con le esercitazioni in formato PDF!

Esame di Chimica dell'edificio docente Prof. S. Auricchio

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ESTRATTO DOCUMENTO

Ancora sul concetto di Mole

• Quantità in grammi di sostanza che contiene un numero di unità elementari uguale al numero di

12 C

atomi contenuti in 12 g esatti di

• Quantità in grammi di sostanza pari alla sua massa atomica (massa molecolare, massa formula) e

23

contiene 6,022 10 (numero di Avogadro) unità elementari

Una mole di atomi di carbonio conterrà lo stesso numero di atomi di una mole di atomi di qualsiasi

sostanza →

C CO

+ O

1 atomo 1 atomo 1 molecola

23 23 23

atomi 6,022⋅10 atomi 6,022⋅10 atomi

6,022⋅10

1 mol 1 mol 1 mol

12,01 g 16,00 g 28,01 g

Attenzione: reazione puramente teorica! O reagisce come O , che è la forma più stabile in natura.

2

Massa Molare -1

La massa di una mole di sostanza è detta massa molare M e si esprime in g mol

m (g)

n (mol) = - 1

M (g mol )

-1

m (g) = n (mol) M (g mol )

Calcolare la massa di 12 mol di acqua H O:

2

⋅ ⋅

massa molecolare = (2 1,0) + (1 16,0) = 18 u.m.a.

-1

M = 18 g mol -1

⋅ ⋅

m =n M = 12 mol 18 g mol = 216 g

Calcolare il numero di moli contenute in 32 g di alluminio

-1

M = 27 g mol

Al m 32g

= = =

mol mol

n = 1185185185

, 1

,

2

-1

M 27 g mol

Divagazione sulle cifre significative: Calcolare il numero di moli contenute in 10,0 g di argento

-1

n =10,0 g/108 g mol = 0,0926 mol (la massa molare di Ag è arrotondata a 3 cifre significative)

Ag -1

n =10,0 g/107,9 g mol = 0,0927 mol (si sono usate 4 cifre significative per la massa molare di

Ag

Ag e si è arrotondato alla fine a 3 significative). Si noti che la differenza nel calcolo delle moli è

piccolissima: allora come è meglio operare? Per sicurezza si effettua il calcolo utilizzando una

cifra in più nella massa molare e si arrotonda alla fine. L’approssimazione risulta migliore.

Provate con elementi come Fe (55,8 g/mol e non 56,0), Ti (47,9 g/mol e non 48,0) o Ni (58,7 g/mol

e non 59,0). Per elementi come O, N, F, Na, C…. questo problema non sussiste.

LE REAZIONI CHIMICHE

reagenti prodotti

la reazione del metano con ossigeno (combustione)

esempio →

CH + 2O CO + 2H O

4(g) 2(g) 2(g) 2 (l)

reazione di CaO con acqua

es. 2+(aq) -(aq)

+ H O Ca + OH

CaO

(s) 2 (l)

Calcolare la massa di CO che si ottiene per reazione completa di un 1,0 kg di Fe O con CO

2 2 3

secondo la reazione: →

Fe O + 3 CO 3 CO + 2 Fe

2 3(s) (g) 2(g) (s)

m (g) 1000 g

= = =

n 6,262 mol

Fe O -1

159,7 g mol

- 1

M (g mol )

2 3 ⋅

n = 3 X n = (3 6,262) mol = 18,79 mol

CO Fe O

2 2 3 -1

M = 44,00 g mol

CO

2 ⋅

= n x M =18,79 mol 44,00g/mol = 826,8 g

m

CO CO CO

2 2 2 REAGENTE LIMITANTE

C + O CO

2 2

1 mol 1 mol 1 mol

12 g 32 g 44 g

C + O CO

2 2

1 mol (12 g) 100 mol (3200 g)

99 mol ( 3168 g) 1 mol (44 g)

Controllo finale: verificare se è rispettato il principio di conservazione della massa

ANCORA sul REAGENTE LIMITANTE

Quanti grammi di CO si formano da 120 g di carbonio e 320 g di ossigeno

1. C + O CO

2 → 2 CO

2. 2C + O

2 -1

3. n di C = 120 g / 12,0 g mol = 10,0 mol

-1

n di O = 320 g / 32,0 g mol = 10,0 mol

2 →

4. 2C + O 2 CO

2

10,0 mol 10,0 mol

Il reagente limitante è il carbonio

n CO formate = 10,0 mol -1

m CO formata = 10,0 mol 28,0 g mol = 280 g →

2C + O 2CO

2

120 g 320 g

moli iniziali 10,0 10,0 0

variazione -10,0 -5,0 +10,0

moli finali 0 5,0 10,0

0 160 g 280 g

Quante moli di Fe O si formano da 10 mol di ferro e 10 mol di ossigeno molecolare? Quante

2 3

moli di reagente in eccesso rimangono?

4 Fe + 3 O 2 Fe O

2 2 3

) necessario = ¾ n(Fe)

n(O

2 ⋅

per 10 moli di Fe occorrono 3/4 10 mol = 7,5 mol di O

2

O è in eccesso

2

Fe è reagente limitante

⋅ ⋅

n(Fe O ) = 2/4 n(Fe) = ½ n(Fe) = 5,0 mol

2 3

n (O ) consumato = 7,5 mol

2

n (O ) rimasto = 10 - 7,5 = 2,5 mol

2 RESA di una REAZIONE

Resa percentuale di una reazione: trattasi del rapporto tra la quantità di prodotto realmente ottenuta

(in moli o massa) moltiplicato per cento .

e la quantità teoricamente ottenibile moli ottenute

η =

% X l00 =

moli teoricame

nte ottenibili

m(g) ottenuta

= X l00

m(g) teoricame

nte ottenibile

Riscaldando 80 g di CaCO si ottengono 36 g di CaO. Calcolare la resa % della reazione.

3 →

CaCO CaO + CO

3(s) (s) 2(g)

m (g) 80 g

= = =

n 0,80 mol

CaCO -1

100 g mol

- 1

M (g mol )

3

n = n = 0,80 mol teoricamente ottenibili

CaO CaCO3

36 g

m (g)

= = =

n 0,64 mol ottenute ⇒ si può calcolare:

-

1

CaO 56 g mol

- 1

M (g mol ) 0,64 mol

moli ottenute

η% = =

X 100 X l00 = 80%

moli teor. ottenibili 0,80 mol

ESEMPIO di REAGENTE IMPURO

3,00 kg di roccia calcarea (contiene CaCO insieme a impurezze) trattata con HCl in eccesso sviluppa

3 →

880 g di CO secondo la seguente reazione: CaCO + 2 HCl H O + CaCl + CO . Qual è la

2 3 2 2 2

percentuale di CaCO nel campione?

3

a. 66,7%

b. 30,0%

c. 6,82%

d. 13,2%

e. nessuna delle risposte date

ESERCIZI RIASSUNTIVI di STECHIOMETRIA, TRATTI DA VERIFICHE E NON

1) Calcolare quanto Sn è ottenibile da una tonnellata di un minerale, ammettendo che questo contenga l'88%

e che la resa complessiva del processo sia del 94%.

in massa di SnO

2

m(SnO ) = 880 kg; n (SnO )= 880000 g/[150,7g/mol]=5839 mol; Massa di stagno ottenibile teoricamente:

2 2 ⋅

m (SnO )= 5839 mol×118,7g/mol=693Kg; m (Sn)= 693(kg) 0,94=651 kg di Sn effettivi

teorica 2 sper. ®

2) Il pasticcere Jo Bombon prepara la sua famosa torta con 420 g di farina, 7 uova, 900 g di

millevoglie

zucchero, 3 pere e 17 noccioline. Le sue scorte ammontano a 10,5 kg di farina, 13 dozzine di uova, 27 kg di

zucchero, 56 pere e due confezioni da 180 noccioline cadauno. Quante torte sfornerà il nostro amico

pasticcere? Che cosa avanzerà? × 12/7 = 22,3; zucchero=27000 g/900 g = 30; pere = 56/3 =18,7

Farina = 10500 g/420 g=25; uova=13

noccioline=360/17=21,2 l’amico sfornerà 18 torte: il reattivo limitante è il numero di pere.

3) Ė stata ritrovata in un cunicolo sotto il Poli di Milano una antica moneta di bronzo (lega di rame e zinco)

formata da 5,0 mol di Cu e 1,2 mol di Zn. Calcolare la percentuale in massa dei due componenti.

m(Cu) = 5,0 mol · 63,55 g / mol = 318 g; m (Zn) = 1,2 mol · 65,39 g / mol = 78,5 g

% Cu = (318 g / 396,5 g) · 100 = 80,2 %

4) Il ferro metallico si ottiene dall’ossido di ferro secondo la reazione (da bilanciare):

O + CO → Fe + CO Quanti kg di ferro si possono ottenere da 100,0 kg di Fe O e da 50,0 kg di

Fe .

2 3(s) (g) (s) 2(g) 2 3(s)

se il rendimento della reazione è del 67%?

CO

(g) →

O + 3 CO 2 Fe + 3 CO

È una reazione di ossido–riduzione: Fe 2 3(s) (g) (s) 2(g)

massa iniziale (kg) 100,0 50,0 / /

n iniziali (mol) 627 1786 / /

) = 44,0g/mol; M(Fe) = 55,8 g/mol; M(Fe O ) = 159,6 g/mol. CO è l’agente

M(CO) =28,0 g/mol; M(CO

2 2 3

O che reagiscono con 1786 moli di CO sono 595,3; n di Fe teoriche prodotte

limitante: le moli di Fe

2 3(s) (g) (s)

con 1786 moli di CO =1190mol; n =1190 0,67=798 mol; m (Fe)=(798 55,8)g = 44528 g = 44,5 kg.

effettive

(g)

5) 3,0 moli di un idrocarburo di formula C H bruciano liberando 215 g di acqua e 525 g di anidride

x y

carbonica. Scrivere la reazione e determinare la formula dell'idrocarburo

H + (3x + 3y/4) O 3x CO + (3y/2) H O.

Reazione: 3 C

x y 2 2 2 ⇒

n di CO = 525 (g) / 44 (g/mol) = 11,93 mol di CO = 3x x = 3,98

2 2 ⇒

n di H O = 215 (g) / 18 (g/mol) = 11,94 mol di H O = 3y/2 y = 7,96.

2 2

H .

Si ha, approssimando agli interi, C

4 8

6) 20,7 g di un metallo alcalino, reagendo con acqua, formano l’idrossido del metallo e 3,0 g di idrogeno

gassoso. Identificare il metallo e calcolare quanti g di idrossido si sono formati. [Li; m=71,7 g]

7) 0,230 g di un elemento vengono riscaldati con un eccesso di cloro. Avviene la seguente reazione:

X + Cl XCl . Il composto ottenuto pesa 0,480 g. Quale è la massa molare dell’elemento X?

2 2 [ ]

0

, 23 0

, 48

g

g = ⇒ ⇒

x[g/mol]=65,3 g/mol Zn

[ ] [ ]

[ ] + ⋅

x g/mol x g/mol 2 35

,

5 g/mol

⋅ -3

oppure m(Cl )=0,250 g e n(Cl )=3,52 10 mol che coincidono anche con n(Zn) e quindi

2 2

M(Zn)=m(Zn)/n(Zn). Æ

8) Stabilire la formula dell’ossido di ferro che si forma da: + Fe O quando 41,32 g di

xFe yO

(s) 2 (g) (s)

x y

).

metallo reagiscono completamente con 15,80 g di ossigeno (O

2

O , Fe O

(Suggerimento: i possibili ossidi sono FeO, Fe ).

2 3 3 4 ⇒

va messo y/2; n(Fe)=0,7405 mol e n(O )=0,4937 mol Fe O .

La reazione va bilanciata: davanti ad O 2 2 3 4

9) La reazione complessiva per ottenere il carbonato di sodio secondo il processo Solvay è la seguente (da

→ Na CO + CaCl . Calcolare quanto NaCl e quanto CaCO occorrono per

bilanciare): NaCl + CaCO

3 2 3 2 3

ottenere 7,50 tonnellate di soda Solvay (carbonato di sodio).

→ ⋅

Na CO + CaCl . Le moli di Na CO richieste sono: 7,50

La reazione bilanciata è: 2NaCl + CaCO 3 2 3 2 2 3

⋅ ⋅ ⋅

6 -1 4 4

10 g / 106 g mol = 7,08 10 mol. Perciò servono 2 7,08 10 mol di NaCl, corrispondenti a 8,28

⋅ 4

tonnellate, e 7,08 10 mol di CaCO , corrispondenti a 7,08 tonnellate.

3

10) Un idrocarburo C H contiene l’85,7% in massa di carbonio. Calcolare la formula minima e la

x y

molecolare sapendo che la sua M è 28,0 g/mol. [C H : etilene o etene ]

2 4

11) L’idruro di zinco (ZnH ) viene preparato per riduzione del cloruro corrispondente con LiAlH , secondo

2 4

la reazione: 2ZnCl + LiAlH 2ZnH + AlCl + LiCl

2 (s) 4 (s) 2 (s) 3 (s) , quanti grammi di ZnH si possono

Se 12,0 g di cloruro di zinco vengono fatti reagire con 2,50 g di LiAlH

4 2

ottenere, considerando che la reazione abbia una resa del 90 %?

-1

n di ZnCl = 12,0 g/136,4 g mol = 0,0880 mol (reagente limitante); n di LiAlH = 2,50 g / 37,9 g/mol =

2 4 m

= 0,0880 mol; n pratiche (resa al 90 %) = 0,0792 mol;

0,0660 mol; n teoricamente ottenibili di ZnH

2

-1

= 0,079 mol x 67,4 g mol = 5,32 g

ZnH

2

12) Un campione di 1,367 g di un composto organico contenente C, O e H viene bruciato in aria, ottenendo

3,002 g di CO e 1,640 g di H O. Determinare la formula molecolare del composto. [C H O]

2 2 3 8

Esercitazione di Chimica per Ingegneria – Termochimica: A.A. 09/10

1) Scrivere le reazioni di combustione delle seguenti sostanze considerate a 25 °C e 1,0 atm:

a) propano C H ; b) acetilene C H ; c) ottano C H (liquido); d) alcol etilico C H OH (liquido);

3 8 2 2 8 18 2 5

e) idrogeno; f) carbonio grafite, C. (Considerare l’acqua prodotta dalla combustione allo stato liquido).

Quale tra esse a parità di massa produce più calore? Chi, escluso H , a parità di massa produce meno CO ,

2 2

sostanza responsabile dell’effetto serra? Link di interesse: http://www.firestop.it/index.php/prevenzione.html

http://ulisse.polito.it/matdid/1ing_mec_01EGD_TO_0/Tema%2023%20Classificazione%20combustibili.doc

H + 5 O 3 CO +4H O

C

3 8(g) 2(g) 2(g) 2 (l)

C H + 5/2 O 2 CO +H O

2 2(g) 2(g) 2(g) 2 (l)

C H + 25/2 O 8 CO +9H O

8 18(l) 2(g) 2(g) 2 (l)

C H OH + 3 O 2 CO +3H O

2 5 (l) 2(g) 2(g) 2 (l)

H + 1/2 O H O

2(g) 2(g) 2 (l)

C + O CO

(s, grafite) 2(g) 2(g)

Δ H° (propano)= -2200 kJ (per 1 mol di propano)

combustione

Δ H° (acetilene)= -1300 kJ (per 1 mol di acetilene)

combustione

Δ H° (ottano)= -5521 kJ (per 1 mol di ottano)

combustione

Δ H° (etanolo)= -1371 kJ (per 1 mol di etanolo)

combustione

Δ H° (idrogeno)= -285,8 kJ (per 1 mol di idrogeno)

combustione

Δ H° (grafite)= -397,7 kJ (per 1 mol di grafite)

combustione

Si prenda come base 100 g di combustibile ⋅

n =100g/(44g/mol)=2,27 mol n(CO )=3 2,27 mol=6,81 mol

(propano) 2 ⋅

n =100g/(26g/mol)=3,85 mol n(CO )=2 3,85 mol=7,70 mol

(acetilene) 2 ⋅

n =100g/(114g/mol)=0,877 mol n(CO )=8 0,877 mol=7,02 mol

(ottano) 2 ⋅

n =100g/(46g/mol)=2,17 mol n(CO )=2 2,17 mol=4,34 mol

(etanolo) 2 ⋅

n =100g/(12g/mol)=8,33 mol n(CO )=1 8,33 mol=8,33 mol

(carbonio) 2

Q 2,27 mol 2220 kJ/ 1 mol= 5039,4 kJ

(propano) = ⋅

Q 3,85 mol 1300 kJ/1 mol= 5005,0 kJ

(acetilene) = ⋅

Q 0,877 mol 5521 kJ/1 mol= 4842 kJ

(ottano) = ⋅

Q 2,17 mol 1371 kJ/1 mol= 2975,1 kJ

(etanolo) = ⋅

50 mol 285,8 kJ/1 mol= 14290 kJ

Q

(idrogeno ) = ⋅

Q 8,33 mol 397,7 kJ/1 mol=3312,8 kJ

(carbonio ) =

2) Calcolare la quantità di calore coinvolta nella formazione di 30,0 g di Fe O a partire dagli elementi in

2 3 (s)

condizioni standard. Scrivere anche la reazione bilanciata.

+ 3/2 O Fe O .

La reazione è: 2Fe (s) 2(g) 2 3(s) Δ

n Fe O = 30,0 g/159,6 (g/mol)= 0,188 mol, Q =( - H° )· n = (-824 kJ/mol) · 0,188 mol = 154,9 kJ

2 3 sviluppato reaz

3) La famiglia Pinolo consuma 200 L al giorno di acqua calda. Nell’impianto di riscaldamento l’acqua entra

3 di metano (misurati a T=0° C e a P=1 atm) devono

a 8° C e viene utilizzata a 50° C. Calcolare quanti m

teoricamente essere bruciati giornalmente nell’impianto.

Δ -1 --1 3

(H O) = m · c · T = 200 kg · 4,184 kJ·kg · °C ·(50-8)°C =35,1 ·10 kJ

Q

risc 2 p

Δ 0comb

H (CH ) = -890,5 kJ (per 1 mol di metano combusta)

4 Δ ⇒ Δ

0comb 0comb

Q (H O) = n CH · (- H (CH )) n CH = Q(H O) /( - H (CH ) = 39,5 mol

risc 2 4 4 4 2 4)

V(CH ) = n CH · 22,4 L/mol = 884,8 L (T=0° C e P=1 atm sono condizioni normali per i gas in EU)

4 4

4) Una pentola contiene 5,0 L di acqua alla temperatura T=20°C. Quanti litri di metano (P=1 atm, T=20°C)

occorre bruciare per portare l’acqua alla temperatura di ebollizione?

+ → +

CH 2

O CO 2 H O

4 ( g ) 2 ( g ) 2 ( g ) 2 ( l )

⋅ ⋅ 3

Q =[5ּ 4,184 (100-20)]kJ=1,67 10 kJ; (1L di H O=1 kg)

calore richiesto 2

Δ ⋅ Δ

H° = -890,5 kJ (per 1 mol di metano combusta); Q= n( ) (- H° ) con n( )=1,88 mol;

CH CH

comb comb

4 4

⋅ ⋅

1

,

88 0

,

082 293

= =

V L 45

, 2 L di metano

1 ΔH°

5) Scrivere le reazioni a cui si riferiscono i seguenti valori di :

ΔH° (CO ) = -393,5 kJ/mol

f 2 g

ΔH° (H O) = -241,8 kJ/mol

f 2 g

ΔH° (CH OH) = -638,4 kJ (per 1 mol di etanolo; si consideri H O prodotta in fase aeriforme)

comb. 3 l 2

ΔH° (CH OH) .

Dai dati precedenti calcolare il f 3 l

→ → →

C + O CO H + ½ O H O CH OH + 3/2 O CO + 2H O

; ;

(s,grafite) 2 (g) 2 (g) 2(g) 2 (g) 2 (g) 3 (l) 2(g) 2 (g) 2 (g)

Δ ⋅Δ ⋅Δ ⋅Δ

H° (CH OH) = 2 H° (H O) + 1 H° (CO ) - 1 H° (CH OH)

comb. 3 l f 2 g f 2 g f 3 l

Δ

da cui si ricava: H° (CH OH) = -238,7 kJ/mol

f 3 l

6)La variazione di entalpia standard per la combustione dello zolfo monoclino [S ] ad SO è –297,16 kJ/mol,

(mono) 2(g)

mentre per la combustione dello zolfo rombico [S ] essa è –296,83 kJ/mol. Calcolare il calore svolto o assorbito

(romb) → S .

(specificare!) dalla trasformazione di 1,345 g di zolfo secondo la reazione S

(mono) (romb)

Δ Δ Δ

0reaz 0comb 0comb

H = H (mono)- H (romb)=-0,33 kJ (per 1 mol di S). Reazione esotermica.

n =1,345(g)/32,06(g/mol)=0,04195 mol; Q =0,33 kJ (per 1 mol di S) 0,04195(mol) = 0,0138 kJ = 13,8 J.

S svolto

7) Calcolare l’entalpia di formazione del metano a partire dagli elementi a T= 298 K e a P=1,0 atm,

ΔH° ΔH°

utilizzando i seguenti dati: = -393,51 kJ/mol per CO e -285,84 kJ/mol per H O ; =-890,31 kJ

f 2(g) 2 (l) comb

Δ Δ [-74,88 kJ/mol; -72,40 kJ/mol]

(per 1 mol di CH ). Calcolare il U (o E) per la reazione in esame.

4

8)Scrivere la formula di Lewis e discutere la geometria di H O . Dati i valori delle energie di legame,

2 2 →

calcolare il calore sviluppato o assorbito (specificare!) dalla reazione H O + H 2H O. [Energie di

2 2 2 2

0bond ) in kJ/mol: E = 157, E =496 , E =463, E =436].

legame (ΔH O÷O

(O-O) ( ) (O-H) (H-H)

HO-OH (perossido di idrogeno o acqua ossigenata). Angoli H-O-O tetraedrici distorti (come nell'acqua).

Δ Δ Δ Δ

0reaz 0b 0b 0b

H = H (O-O)+ H (H-H)- 2 H (O-H)=-333 kJ (per 1 mol di H O ): reazione esotermica.

2 2

3

9) Determinare il calore che si libera quando si bruciano una 1 m miscela al 60% di vapori di etanolo e al

40% di vapori di metanolo (misurati a T = 20 °C e P = 1,0 atm). Calcolare inoltre, nelle stesse condizioni, i

3 3

m di aria teoricamente necessari per la combustione e i m di anidride carbonica che si sviluppano.

ΔΗ°

[Considerare liquida l’acqua prodotta dalla combustione; dati: di CH OH = -764,6 kJ (per 1 mol di

comb 3

ΔΗ°

CH OH), di C H OH =-1410,3 kJ (per 1 mol di C H OH)].

3 comb 2 5 2 5

Le reazioni di combustione sono: C H OH + 3O 2CO + 3H O ;

2 s (g) 2(g) 2(g) 2 (l)

CH OH + 3/2 O CO + 2H O ; n(mix)=41,6 mol e n(C H OH)=25,0 mol e n(CH OH)=16,6 mol;

3 (g) 2(g) 2(g) 2 (l) 2 s 3

Σν ⋅ΔΗ° ⋅ 3

Q = - = 48,0 10 kJ. Applicando il principio di Avogadro si ha:

ι ι

sviluppato dalla miscela ⋅ ⋅ 3 3 3

V(O )=3V(C H OH)+3/2V(CH OH)=(3 0,600+3/2 0,400)m =2,40 m e V = 5V(O )=12,0 m ; V(CO )=

2 2 s 3 aria 2 2

3

H OH)+V(CH OH)=1,60 m

2V(C

2 s 3

10) In alta montagna un abito bagnato può essere fatale. A quale perdita di calore deve far fronte il vostro

corpo se un abito che ha assorbito 1 kg di acqua liquida viene asciugato dal vento freddo? A quale T si

troverebbe al termine dell'evaporazione (m=70 kg; calore specifico del corpo umano 4,184 J/K·g)? Quanto

ΔH°

saccarosio dovreste consumare per ripristinare il vostro patrimonio

(per C H O il = -2222 kJ/mol)

12 22 11 f

energetico, ammettendo di potere sfruttare il 50 % dell’energia sviluppata?

Δ Δ

H° dell’H O vale -44,1 kJ (per 1 mol di acqua); Q = 2450 kJ da cui T=28,6°C (Q =mc T);

vap 2 perso perso p

l’entalpia di combustione standard del saccarosio è pari a -5645 kJ (per 1 mol di saccarosio) 2822,5 kJ

⇒ ⋅

(in pratica) : 1 = 2450 kJ : x x = 0,868 mol, da cui m di C H O = 342 g/mol 0,868 mol = 297 g

zucchero 12 22 11

11) Perché è bene non scendere in cantina quando il mosto fermenta! La fermentazione alcolica prodotta dai

microorganismi contenuti nel lievito di birra, trasforma il glucosio C H O solido in alcol etilico C H OH

6 12 6 2 5

liquido e in anidride carbonica. Scrivere la reazione che si verifica e determinare la quantità di calore in

gioco (sviluppata o assorbita?) e il volume di CO che si raccoglie quando il processo avviene in un tino che

2

contiene 270 kg di glucosio a 25 ° C e 1 atm. Qual è la densità espressa in g/L del gas prodotto? (nelle

medesime condizioni per l’aria d 1,2 g/L).

Reazione: C H O 2C H OH + 2CO ; n(C H O ) = 270 kg/(180kg/kmol) = 1,50 kmol

6 12 6 (s) 2 5 (l) 2 (g) 6 12 6

Δ ⋅ ⋅ ⋅

H° = [(-2 277,7-2 393,5)-1 (-1274,4] kJ = -68,0 kJ; la quantità di calore sviluppata è pari a:

reaz ⋅ ⋅ Δ

3

Q = 102 10 kJ (poca cosa) da Q= 1500 mol (- H° )

reaz ⋅ ⋅

3

V (CO ) =73,3 m (notevole, i topi scappano), che si ottiene da V = (3000 0,082 298/1,00) L = 73300 L;

2 ≅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅

d(CO ) 1,8 g/L da d = M P/R T=(44 1 /0,082 298)g/L = 1,8 g/L

2

Politecnico di Milano; Esercitazione di Termodinamica e Processi di equilibrio

(le domande proposte all’esame potranno sembrare più semplici, perché non compendiano diversi concetti come queste)

1) La reazione CH + H O CO + 3 H è endotermica. Spiegare l’effetto di

4(g) 2 (g) (g) 2(g)

ciascuna delle seguenti variazioni sulla composizione all’equilibrio: a) aumento della pressione

totale; b) aumento della temperatura c) Aggiunta di idrogeno gas

2 3(H2)

a) K = P (x · x / x · x ): se P aumenta la quantità dei prodotti di reazione deve diminuire

p (CO) (CH4) (H2O)

e la quantità dei reagenti (denominatore) deve aumentare (K deve rimanere costante)

eq

b) la reazione è endotermica; per il principio di Le Châtelier si ha che se T aumenta, la K aumenta,

eq

quindi la quantità dei prodotti all’equilibrio aumenta 3

c) si può vedere il tutto anche utilizzando la K : K = [H ] [CO] / [H O][CH ]; aumentando la quantità

c c 2 2 4

di idrogeno, poiché K deve rimanere costante, idrogeno e CO reagiranno per dare reagenti. Il

eq Δ

quoziente Q in quell’istante (aggiunta) diventa > K , G > 0 e l’equilibrio retrocede

eq

ΔG°

2) Calcolare a 25 °C per la seguente reazione: CaCO CaO + CO . A quale

(s) (s) (g)

3 2

temperatura la reazione sarà termodinamicamente favorita (spostata verso destra all’equilibrio)?

Δ Δ Δ Δ

G° = H° - T S° H° = 1· (-393,5) + 1·(-635,0) – 1·(- 1207) = 178,5 kJ;

reaz reaz reaz;

Δ Δ

-1 -1; -1

S° = 213,6 – 40,0 – 93,0 = 160,6 J K = 0,1606 kJ K G°(298) = 178,5 kJ - 298 K (0,1606 kJ K ) =

Δ Δ Δ

130,3 kJ >0 ; Se G° = H° - T S° < 0, la reazione è termodinamicamente favorita ovvero spostata

verso destra all’equilibrio: 178,5 - T (0,1606) < 0 per T > 1111 K

ΔS 0reaz

3) Calcolare per H O H O . A T il sistema è in equilibrio in condizioni standard.

2 (s) 2 (l) f

Δ =Δ

0 0

S H /T = 6010 J/mol/ 273K= 22,01 J/mol K

4) Sapendo che a 1 atm l’ammoniaca liquida bolle a – 33,4 °C e che per le due fasi le entalpie di

ΔH° ΔH° ΔS°

formazione sono = - 69,86 kJ/mol e = - 46,1 kJ/mol, determinare il per la

NH3 liq. NH3 gas

trasformazione NH NH .

3 (l) 3 (g)

Δ Δ

S° = 99,08 J/K; a P=1 atm si ha l’equilibrio in condizioni standard, alla cui T il G° è nullo.

eb reaz

5) L'idrogenosolfuro di ammonio si decompone secondo la seguente reazione:

–4 2

NH HS NH + H S La costante di equilibrio, K , é 1,81⋅ 10 (mol/l) a 25°C. Se in un

4 (s) 3(g) 2 (g) c

reattore, in cui è stato fatto il vuoto, viene posto del NH HS in eccesso a 25°C, quale sarà la pressione

4 (s)

totale nel recipiente una volta raggiunto l'equilibrio?

⋅ ⋅

–4 2 1/2 –2

= [NH ] [H S] = 1,81 10 (mol/l) , da cui si ha: [NH ] = [H S] = (K ) = 1,35 10 (mol/l). Per la

K

c 3 2 3 2 c

× ⋅ ⋅

–2 –2

concentrazione totale dei due gas è: 2 1,35 10 (mol/l) = 2,70 10 (mol/l). Dalla legge dei gas ideali

a T = 298 K: P=nRT/V = 0,657 atm.

6) Per la reazione N + 3 H 2 NH a 500°C si verifica che sperimentalmente la K vale

2(g) 2(g) 3(g) p

-5 -2

7,6⋅10 atm . Partendo da una miscela di azoto e idrogeno nel rapporto 1:3, a 500°C si ha all' equilibrio

)=123,6 atm. Calcolare la pressione parziale dell'azoto e dell’ammoniaca in queste condizioni.

che p(H 2

Quali saranno le pressioni iniziali di azoto ed idrogeno?

Siccome azoto e idrogeno sono sempre in quantità stechiometriche (in rapporto all' equilibrio si

1:3),

2 3

ha p(N )=p(H )/3 =41,2 atm. Perciò dalla K p (NH )/p(N ) p (H ), si ha p(NH )= 76,9 atm = 2x

=

2 2 3 2 2 3

p

N + 3 H 2 NH

2(g) 2(g) 3(g)

i)? ? /

v)-x -3x +2x

f)41,2 123,6 76,9.

Le pressioni iniziali saranno perciò: p(N )=79,65 atm; p(H )=238,95 atm (rapporto 1:3)

2 2

7) Per la reazione H + I 2HI si trova che la K vale 64 ad una certa T..

2(g) 2(g) (g) eq

Si introducono in un recipiente chiuso a T=cost 1,0 mol di HI, 0,1 mol di H e 0,1 mol di I . Stabilire:

2 2

a) in che direzione evolve la reazione

b) le quantità di tutte le specie chimiche all’equilibrio

c) la temperatura T alla quale K è =64

eq

Δ n =0 mol e quindi K =K =K =K . Il volume e la pressione non influenzano l’equilibrio chimico.

gas p c n eq

Q=100>K la reazione evolve verso la produzione di idrogeno e iodio.

eq ⇒

2 2

K =(1,0-2x) /(0,1+x) =64. Si abbassa di grado e si ottiene: 1,0-2x=8(0,1+x) x=0,02 mol.

eq Δ Δ

n : 0,12 mol (H e I ) e 0,96 mol di HI. Dai dati tabulati si ricava H° =-9,4 kJ e S° =21,8 J/K:

eq 2 2 reaz reaz

Δ Δ Δ

G° = H° –T S° = -RT lnK dove T è la temperatura assoluta incognita:

reaz reaz reaz reaz reaz eq reaz

⋅ ⋅ ⋅ ⇒

Δ Δ

H°-T S°=-RTlnK ovvero –9400-x 21,8=-8,31 x ln 64 T =736 K.

eq reaz

8) 1 mol di CH e 1 mol di H S vengono introdotte in un recipiente inizialmente vuoto, alla temperatura

4 2

T. Si stabilisce l’equilibrio: CH + 2 H S CS + 4H . All’equilibrio la P totale vale

4 (g) 2 (g) 2 (g) 2 (g)

1,00 atm, e la pressione parziale dell’idrogeno vale 0,24 atm. Scrivere l’espressione della K e calcolarne

p

il valore alla temperatura T.

+ 2 H S CS + 4H

CH

4 (g) 2 (g) 2 (g) 2 (g)

1 1 - - (composiz. iniziale, mol)

1-x 1-2x x 4x (all’ eq., mol)

⋅ ⋅

n totali=2+2x. All’ eq.: p =0,24atm = 1,00 atm, da cui x=0,136. Quindi p = 1,00

H2 CS2

4

p p ⋅

4

0

, 24 0

, 06 −

= = ⋅

H CS 3 2

atm = 0,060 atm. Infine: K = 5

,

1 10 atm

2 2

p ⋅

2 2

0

,

38 0

,

32

p p

CH H S

4 2

9) Il cloruro di cobalto può essere usato per stimare l’umidità dell’aria: la forma anidra CoCl è blu,

2

mentre la forma idrata CoCl 6H O è rosa. Considerando l’equilibrio fra queste due forme e stabilire di

2 2 ⋅6H

che colore sarà il composto in una giornata afosa: CoCl + 6 H O CoCl O

2(s) 2 (g) 2 2 (s)

Il vapor acqueo presente nell’ atmosfera sposta a destra l’ equilibrio eterogeneo, per cui si osserverà il

⋅ 6H O.

colore rosa di CoCl 2 2

10) Considerare le seguenti reazioni dal punto di vista termodinamico:

a) NH Cl NH + HCl

4 (s) 3(g) (g)

b) N + 3H 2NH

2(g) 2(g) 3(g)

c) CO + H O CO + H

(g) 2 (g) 2 (g) 2 (g)

Un aumento di temperatura ha lo stesso effetto sulle tre reazioni? Un aumento di pressione favorisce

tutte e tre le reazioni? Δ 0reaz

H >0 K aumenta con T; b) reazione

Aumento di T: a) reazione endotermica eq

Δ 0reaz

esotermica H <0 K diminuisce all’aumentare di T; c) ΔH° = - 41,2 kJ, l’aumento di

eq reaz.

T fa retrocedere l’equilibrio e diminuire K.

Aumento di P: a) aumento di moli gassose. Per Le Châtelier l’equilibrio si sposta a sinistra.

b) diminuzione di moli gassose. Per Le Châtelier l’equilibrio si sposta a destra.

c) Δn = 0, nessuna influenza sull’equilibrio.

gas

11) A quale temperatura NO è in equilibrio in condizioni standard con N O ? La tendenza è maggiore

2(g) 2 4

a temperatura inferiore o temperatura superiore? Discutere con un grafico quantitativo e dimensionato

ΔG

0 in funzione di T. Sarebbe possibile prevedere l’andamento qualitativo del grafico, senza fare

qualcun calcolo? Δ 0reaz

La reazione è 2NO N O . H =-57,2 kJ<0 (prevedibile per la formazione di un legame

2(g) 2 4(g)

Δ →

0

N-N); S =-176 J/K <0 (prevedibile perché 2 mol gas 1 mol gas). La reazione è spostata verso

reaz Δ Δ Δ

0reaz 0reaz/ 0reaz

destra quando G <0, ovvero per T < H / S =325 K .

eq

20

10

0

(kJ/mol) 0 50 100 150 200 250 300 350 400

-10 T (K)

-20

0

G -30

Δ -40

-50

-60

Ossidi Ossidi

Formule Composti binari dell'Ossigeno

ossidi Negli ossidi, l'Ossigeno ha sempre no. di ossidazione -2.

Perossidi e

Superossid Gli ossidi dei non metalli vengono anche detti anidridi.

i Il termine anidridi è tuttavia obsolescente ed è tuttora consentito solo per alcuni

Ossiacidi 1 ossidi: CO (anidride carbonica), SO (anidride solforosa), SO (anidride solforica).

2 2 3

Ossiacidi 2 Attualmente la IUPAC impone di usare i prefissi mono-, di-, tri- tetra-, penta- etc.

Formule per indicare il numero degli elementi che compongono l'ossido.

Ossiacidi Gli ossidi dei non metalli hanno proprietà acide.

Idrossidi La maggior parte di essi, reagendo con l'acqua, generano infatti acidi

ossigenati (ossiacidi).

Idruri Questi ossidi sono tipicamente covalenti.

Sali Gli ossidi della maggior parte dei metalli hanno proprietà basiche.

Reagendo con l'acqua generano idrossidi.

Gli ossidi dei metalli del I e del II gruppo hanno caratteristiche spiccatamente

ioniche.

Alcuni elementi danno ossidi con proprietà anfotere, ovvero possono avere

caratteristiche acide o basiche. La natura acido-base di un ossido (specialmente di

metalli di transizione e di semimetalli) può infatti variare dal basico all'acido

all'aumentare del grado di ossidazione dell'elemento.

Un esempio classico è quello del cromo, il cui ossido è acido quando il numero di

ossidazione è +6, ed è basico o anfotero quando il numero di ossidazione è +2 o +3.

Anche il manganese ha proprietà analoghe.

ossidazion Formule Ossidi

e

Ossidi

Formule

ossidi

Perossidi

e

Superossi

di

Ossiacidi

1

Ossiacidi

2

Formule

Ossiacidi

Idrossidi

Idruri

Sali Nella scrittura della formula bruta di qualsiasi composto neutro (privo di

carica), occorre sempre prestare attenzione al fatto che la somma

algebrica dei numeri di ossidazione degli elementi deve risultare ZERO.

Ricordando che l'Ossigeno ha sempre no. di ossidazione -2, per

"costruire" la formula di un ossido, occorrerà prendere un numero di

ossigeni e un numero di atomi dell'altro elemento tali da soddisfare

questa condizione.

Ossidi Perossidi

Formule Composti contenenti il gruppo perossido: -O-O-

ossidi Nei perossidi, l'Ossigeno ha no. di ossidazione -1.

Perossidi

e Possono essere covalenti (ad esempio, perossido di idrogeno o acqua

Superossi ossigenata, H2O2)

di o ionici (ad esempio, perossido di sodio, Na2O2, perossido di calcio,

Ossiacidi CaO2).

1 In questi ultimi, il gruppo perossido è ovviamente presente in forma

ionica: O22-

Ossiacidi

2 Superossidi

Formule

Ossiacidi Composti ionici contenenti lo ione superossido: O2-

Idrossidi Nei superossidi, l'Ossigeno ha no. di ossidazione -1/2.

Idruri

Sali

Acidi Ossigenati o Ossiacidi

Composti ternari formati da H, O e un non-metallo, oppure un metallo il cui

ossido abbia proprietà acide (esempio: Cr, Mn, V).

• Le formule degli ossiacidi si scrivono secondo lo schema HXO, ovvero indicando nell'ordine

l'idrogeno, l'elemento caratteristico e l'ossigeno.

• Viceversa le formule degli idrossidi seguono lo schema XOH, metallo - ione idrossido.

Questa convenzione consente un immediato riconoscimento della natura acida o basica del

composto.

La nomenclatura degli ossiacidi è strutturata in modo da mettere in evidenza il grado di

ossidazione dell'elemento caratteristico:

Desinenza -oso = no. ox. minore

Desinenza -ico = no. ox. maggiore

I numeri di ossidazione cui si fa riferimento non sono tutti i possibili numeri di ossidazione

dell'elemento, ma quelli che esso assume negli ossiacidi che può generare.

Esempio: acido solforoso (H SO , n.o. S = +4) e acido solforico (H SO , n.o. S = +6)

2 3 2 4

Qualora tali desinenze non siano sufficienti -e solo allora-, si fa ricorso ai prefissi ipo- (per

indicare il no. ox. più basso) e per- (per indicare quello più alto).

In pratica, secondo le raccomandazioni IUPAC, il prefisso ipo- è consentito solo negli acidi:

iponitroso (H N O ) e ipocloroso, ipobromoso, ipoiodoso (schema HXO);

2 2 2

il prefisso per- è consentito solo negli acidi: perclorico, perbromico, periodico, permanganico

(tutti con schema HXO ).

4

Nei sali (e negli anioni), le desinenze -oso e -ico diventano rispettivamente -ito e -ato,

mentre eventuali prefissi si conservano invariati.

Ossiacidi 2

(5) Updated: 2 maggio 05 - by e.g.

Acidi Ossigenati o Ossiacidi

Acidi meta, orto e piro

Talvolta può essere necessario distinguere il diverso "grado di idratazione" di un ossiacido,

ovvero il diverso contenuto di molecole d'acqua.

Tale distinzione si fa mediante i prefissi meta-, orto- e piro- (o di-).

Si definisce orto l'acido che contiene il maggior numero possibile di molecole

 d'acqua.

L'acido meta contiene una molecola d'acqua in meno rispetto all'orto.

 Il termine di (o piro) si usa invece per indicare gli ossiacidi che derivano dalla

 condensazione di due molecole di un ortoacido.

La formula bruta degli acidi 'di' si costruisce quindi raddoppiando gli elementi dell'acido

orto e sottraendo due idrogeni e un ossigeno.

Anche questi prefissi si conservano invariati nella nomenclatura dei sali (e degli anioni).

Per quanto riguarda i prefissi orto e meta, la IUPAC ha approvato il loro uso solo per i

seguenti acidi :

ortoborico (H BO ), ortosilicico (H SiO ), ortofosforico (H PO ), ortoperiodico (H IO );

3 3 4 4 3 4 5 6

metaborico (HBO ), metasilicico (H SiO ), metafosforico (HPO ) .

2 2 3 3 n

Il prefisso piro è consentito solo per l'acido pirofosforico (H P O ); in tutti gli altri casi si

4 2 7

dovrebbe usare il prefisso di-.

Tioacidi: con questo termine si indica la sostituzione di un O con S in un ossiacido.

Esempio: H S O , acido tiosolforico (ipotetico).

2 2 3

Perossoacidi: si indica la sostituzione di -O- con -O-O- (gruppo perossido).

Esempio: H S O , acido perossodisolforico; H SO , acido perosso(mono)solforico.

2 2 8 2 5

Formule Ossiacidi

(6) Updated: 2 maggio 05 - by e.g.

Formule Ossiacidi

Gli acidi si dicono monoprotici, diprotici, triprotici etc., a seconda del numero di

idrogenioni che possono dissociare. L'anione riportato in tabella è quello prodotto dalla

dissociazione completa dell'acido.

Il fluoro non forma acidi ossigenati. Gli acidi ipofosforoso e fosforoso sono detti più

correttamente fosfinico e fosfonico ed i loro relativi anioni fosfinato e fosfonato. Il fatto

che gli anioni di questi due acidi contengano atomi di idrogeno, indica che tali idrogeni non

sono dissociabili. Essi sono infatti legati direttamente al fosforo.

Idrossidi

Composti ternari formati da H, O e un metallo

In maniera più appropriata, si possono definire come composti formati da un metallo e ioni

OH (idrossido), mettendone in evidenza la natura ionica.

-

Nota: il nome ossidrile per lo ione OH è da considerare obsoleto.

-

Le formule degli idrossidi si scrivono secondo lo schema XOH, metallo - ione idrossido.

Viceversa, le formule degli ossiacidi seguono lo schema HXO, idrogeno - elemento

caratteristico - ossigeno.

Questa convenzione consente un immediato riconoscimento della natura basica o acida del

composto.

Esempi:

NaOH, idrossido di sodio; KOH, idrossido di potassio ;

Mg(OH) , idrossido di magnesio; Ca(OH) , idrossido di calcio; Zn(OH) , idrossido di zinco;

2 2 2

Fe(OH) , idrossido di ferro (II);

2

Al(OH) , idrossido di alluminio; ; Cr(OH) , idrossido di cromo; Fe(OH) , idrossido di ferro (III).

3 3 3

Gli idrossidi hanno generalmente proprietà basiche.

Gli idrossidi dei metalli alcalini (gruppo IA) sono tipiche basi forti.

Alcuni idrossidi dei metalli alcalino-terrosi (in particolare Mg) sono poco solubili e quindi basi

molto deboli.

Viceversa, idrossidi come Al(OH) o Zn(OH) hanno un comportamento anfotero.

3 2

Idruri

(8) Updated: 2 maggio 05 - by e.g.

Idruri

Composti binari dell'Idrogeno

I rapporti con cui l'idrogeno si lega con gli elementi dal I al VII gruppo sono fissi e si ripetono

con estrema periodicità: 1, 2, 3, 4, 3, 2, 1

• Idruri metallici: gli idruri dei gruppi IA e IIA sono detti idruri metallici.

Negli idruri metallici, l'idrogeno ha no. ox. -1.

Ad eccezione degli idruri di Li e Be, gli altri hanno cateristiche nettamente ioniche.

In essi l'idrogeno è presente come ione idruro (H: ).

-

• Idruri covalenti: gli idruri degli elementi dal IV gruppo in avanti hanno natura

molecolare.

Esempi:

CH , metano; SiH , silano

4 4

NH , ammoniaca; PH , fosfina

3 3

• Idracidi: gli idruri del VI e del VII gruppo sono definiti più esattamente idracidi.

Per la loro nomenclatura si premette il termine acido e di aggiunge la desinenza -idrico al

nome dell'elemento caratteristico.

Esempi:

H S, acido solfidrico; HF, acido fluoridrico; HCl, acido cloridrico; HBr, acido bromidrico; HI,

2

acido iodidrico.

Si noti come la formula degli idruri acidi sia scritta anteponendo l'idrogeno all'altro elemento.

Nota: per questi composti, la IUPAC raccomanda l'uso alternativo di anione-uro di idrogeno;

ovvero:

solfuro, fluoruro, cloruro, bromuro, ioduro di idrogeno.

Un altro importante idracido (ma non un idruro) è l'acido cianidrico, HCN.

I cationi derivati da idruri prendono il suffisso -onio.

Ad esempio: PH , fosfonio; NH , ammonio; H O , ossonio (o idronio).

4+ 4+ +

3

I sali che derivano dagli idracidi, cambiano il suffisso -idrico in -uro

Lo stesso suffisso, -uro, è quello che si dovrebbe assegnare a tutti gli anioni monoatomici:

azoturo, solfuro, fluoruro, cloruro, bromuro, ioduro etc.

Sali

(9) Updated: 2 maggio 05 - by e.g.

Sali

Sono composti ionici che si ottengono, normalmente, dalla reazione di un acido

con una base.

Non vi è molto da aggiungere alla loro nomenclatura, che abbiamo già indicato di volta in

volta, parlando di ossiacidi e di idracidi e che riassumiamo brevemente nella tabella che segue:

Acido Sale

-oso -ito

-ico -ato

-idrico -uro

Eventuali prefissi si mantengono invariati

Saranno qui sufficienti poche semplici integrazioni.

Una di esse riguarda quei sali che derivano dalla reazione incompleta di acidi poliprotici

con basi forti e che quindi mantengono idrogeni acidi nell'anione (sali acidi). In tal caso si

indica, prima dell'anione, il numero di idrogeni presenti, usando le particelle mono-, di-,

tri- etc.

Esempi:

NaHCO , idrogenocarbonato di sodio (in alternativa a idrogenocarbonato, si usava una volta il

3

termine bicarbonato);

KH PO , diidrogenofosfato di potassio;

2 4

Ca(HSO ) , idrogenosolfito di calcio.

3 2

Sali contenenti gli ioni OH o O

- 2-

Si usano rispettivamente i termini idrossi e ossi.

Esempi:

Mg(OH)Cl, idrossicloruro di magnesio; PbOCl , ossidicloruro di piombo (IV)

2

• Sali doppi: I cationi si scrivono in ordine alfabetico e con lo stesso criterio si scrivono gli

anioni. Nella nomenclatura, al nome dell'anione si fa seguire l'aggettivo doppio.

Esempi:

KMgCl , cloruro doppio di potassio e magnesio; NH NaHPO , idrogenofosfato doppio di

3 4 4

ammonio e sodio.

CdL Medicina / CdL Triennali

(10) Updated: 6 maggio 05 - by e.g.

Corso di Laurea in Ingegneria…. Chimica: I Prova in Itinere

Cognome Nome N. matricola

Stabilire qual è la lunghezza relativa dei seguenti legami: C-F, C-Cl, C-Br, C-I:

a) C-I > C-Br > C-Cl > C-F

b) C-F > C-Cl > C-Br > C-I

c) C-I ═ C-Br ═ C-Cl ═ C-F

d) dipende dalla natura degli altri legami della molecola →

Se nella sintesi dell’ammoniaca a T e P costante ( ) si parte

N + 3H 2NH

2(g) 2(g) 3(g)

da 2 mol di azoto e 6 mol di idrogeno e si ottengono 3 mol di NH , la resa della

3

reazione è:

a) 100%

b) 50%

c) 25%

d) 75% →

Sia data la seguente reazione , quale delle

4NH + 5O 4NO + 6H O

3(g) 2(g) (g) 2 (g)

seguenti affermazioni è quella corretta, quando sono poste a reagire 3 mol di NH e

3

4,5 mol di O ?

2

a) il reagente in eccesso è l’ossigeno

b) tutto 1'ossigeno viene consumato

c) il reagente in difetto è 1'ossigeno

d) si formano 2 mol di NO →

Ammettendo che la reazione avvenga in

MnO + 4HCl MnCl + Cl + 2H O

2 2 2 2

modo completo, per reazione di 364,5 g di HCl con 173,9 g di MnO si ottengono:

2

a) 141,9 g di cloro e resta un eccesso di MnO

2

b) 448 g di cloro e non restano reagenti in eccesso

c) 141,9 g di cloro e non restano reagenti in eccesso

d) 141,9 g di cloro e resta HCl in eccesso

Da 100 kg di zolfo puro al 96 % in massa si possono teoricamente ottenere, secondo

la reazione S + O SO :

(s) 2(g) 2(g)

a. circa 192 kg di SO 2

b. circa 200 g di SO

2

c. circa 200 kg di SO

2

d. circa 192 g di SO

2

Determinare i coefficienti della seguente reazione:

Ca(OH) + H PO Ca (PO ) + H O

2 3 4 3 4 2 2

a) 1 3 1 3

b) 3 2 1 14

c) 3 2 1 6

d) 1 3/2 1 2

Quale fra i seguenti composti si considera ionico?

a) RbCl

b) H S

2

c) NH

3

d) C

grafite

Qual è la geometria molecolare di SiH ?

4

a) Tetraedrica

b) Trigonale planare

c) Lineare

d) Asimmetrica 1

Data la seguente reazione da bilanciare: calcolare la massa di

Ca + N Ca N

(s) 2(g) 3 2(s),

nitruro di calcio, Ca N , che può essere teoricamente preparata da 54,9 g di Ca e 43,2

3 2

g di N .

2

a) 67,7 g

b) 11,2

c) 103,4

d) 228,3

56

L’isotopo Fe

a) ha 56 elettroni e 56 protoni

b) ha 26 protoni, 26 elettroni e 30 neutroni

c) ha 26 protoni, 26 neutroni e 26 elettroni

d) ha numero atomico 56

Un campione di gas occupa un volume di 100 litri alla temperatura di 25 °C e alla

pressione di 1 atm. Quale valore raggiunge la pressione se, mantenendo costante la

temperatura, si riduce il volume a 50 litri (supporre comportamento ideale)?

a) 100 atm

b) 2 atm

c) 1 atm

d) 4 atm

A parità di temperatura e pressione, contiene un numero più elevato di particelle un

campione gassoso di 4 L di O oppure uno di 4 L di Ar?

2

a) contengono lo stesso numero di particelle

b) il campione di O

2

c) il campione di Ar

d) dipende dal valore della temperatura ++

La configurazione elettronica del catione Mg è:

a) la stessa dell’atomo di Ar

2 2 6 2

b) 1s 2s 2p 3s

2 2 6

c) 1s 2s 2p

d) nessuna delle precedenti

Quale sarà la pressione parziale dell’H in una miscela che contiene H , SO e Cl in

2 2 2 2

rapporti molari 1:4:5 e la cui pressione totale è 15 atm?

a) 1,5 atm

b) 1 atm

c) 2 atm

d) 4 atm →

Data la reazione (da bilanciare) , calcolare il

C H + O CO + H O

3 8(g) 2(g) 2(g) 2 (l)

volume di aria teorico che reagisce con 5,0 litri di propano (C H ) è:

3 8

a) 5,0 litri

b) 15 litri

c) 25 litri

d) nessuna delle risposte date

Una bombola da 10 L contenente metano a P = 730 mmHg e 20 °C viene scaldata fino

a 120 °C, la pressione finale raggiunta è:

a) 4380 mmHg

b) 1,29 atm

c) 979 atm 2

d) 979 N/m 2

Il silicio è un semiconduttore perché la sua conduttività elettrica è:

a) indipendente dalla temperatura

b) funzione crescente della temperatura

c) funzione decrescente della temperatura

d) direttamente proporzionale all’area della superficie esterna del conduttore

Calcolare il volume occupato da 10 mol di F alla temperatura di 25 °C e alla

2

pressione di 1 atm

a) 44,4 L

b) 200,1 L

c) 224,1 L

d) 244,5 L

Dove sono presenti legami covalenti puri ?

a) NO

b) CO

2

c) N

2

d) Ar π:

Tra due atomi si può formare un legame σ

a) se tra i due atomi già esiste un legame

b) se i due atomi sono dello stesso elemento

c) se fra i due atomi esiste una forte differenza di elettronegatività

d) soltanto se i due atomi si trovano allo stato gassoso

Gli atomi che formano un legame triplo hanno ibridazione:

2

a) sp

4

b) sp

c) sp

3

d) sp

Due composti della stessa massa molare, uno polare e l'altro apolare, sono alla stessa

pressione. Quale ha temperatura di fusione più alta?

a) quello apolare

b) quello polare

c) la liquefazione non dipende dalla polarità

d) nei liquidi i composti sono tutti apolari

Mettere in ordine di temperature di fusione NaCl, C , CH COOH, F .

(diamante) 3 2

a) T (C, ) >T (CH COOH) > T (NaCl) >T (F )

f s diamante f 3 f f 2

b) T (NaCl) > T (CH COOH) >T (C, ) >T (F )

f f 3 f s diamante f 2

(F )>T (NaCl) >T (C, ) >T (CH COOH)

c) T

f 2 f f s diamante f 3

d) nessuna delle risposte date 3+

La configurazione elettronica completa dello ione Al è:

1

a) 4s 2 6

b) 2s 2p

c) la stessa dell’He +

d) la stessa del catione Na

Qual è la frazione molare dell’H O in una soluzione acquosa di H SO concentrata

2 2 4

all’80% in massa ?

a) 0,42

b) 0,58

c) 0,70

d) 0,34 3

3

Calcolare quale è la quantità di calore che si sviluppa dalla combustione di 1,00 m di

metano a T=298 K e a p=1,0 atm secondo la seguente reazione, da bilanciare:

CH + O CO + H O

4 (g) 2 (g) 2 (g) 2 (l)

a) 36,4 kJ 3 kJ

b) 36,4⋅10 3

c) 39,8⋅10 kJ

d) nessuna delle risposte precedenti

Quale di queste molecole ha geometria molecolare tetraedrica?

a) CCl 4

b) NO

c) BF

3

d) AlCl 3

Quale delle seguenti molecole non è polare?

a) HF

b) SO 3

c) H SO

2 3

Cl

d) CH

2 2

Data la reazione , in base alla stechiometria e allo stato di

'

H + ½ O H O

2(g) 2(g) 2 (g)

aggregazione di reagenti e prodotti, è possibile dire che:

ΔS

a) > 0

qual

ΔS

b) < 0

qual

ΔS

c) = 0

qual ΔS.

d) i dati sono insufficienti per prevedere il segno di

Ordinare le seguenti sostanze in ordine crescente di temperatura di ebollizione a P=1

atm: NH , H O, CH , He.

3 2 4

a) CH < He < H O < NH .

4 2 3

< NH < H O.

b) He < CH

4 3 2

c) NH < CH < He < H O.

3 4 2

d) He < NH < CH < H O.

3 4 2

Quanti litri di CO si ottengono per combustione completa di 10 L di etano (C H ) e

2 2 6

40 L di ossigeno? Quale volume di reagente in eccesso è presente al termine della

reazione? I gas sono misurati nelle stesse condizioni di T e P.

a) 40 L; 0 L

b) 20 L; 5 L (O in eccesso)

2

c) 40 L; 5L

d) 10 L; 0 L °

ΔH

Prevedere il segno di a 298 K per Br 2(g)

form

a) positivo

b) negativo °

ΔH

c) il valore di è zero

form

d) non sono disponibili sufficienti dati per prevederlo

Una pentola contiene 10,0 L di acqua alla temperatura T=20°C. Quale è il volume di

metano (acqua prodotta dalla combustione in fase liquida), misurato a STP (P=1 atm,

T=273,15°C), che occorre teoricamente bruciare per portare l’acqua alla temperatura

di ebollizione (no transizione di fase).

a) 84,22 L 3

b) 22,58 m

3

c) 45,16 m

d) 45,16 L 4

In una torcia osso-acetilenica ha luogo la seguente reazione:

→ . Sapendo che alla temperatura di 25°C

C H + 5/2 O 2 CO + H O

2 2(g) 2(g) 2(g) 2 (l)

l’entalpia standard di combustione dell’acetilene è uguale a –1300 kJ per 1 mol di

acetilene, determinare quale quantità di calore si libera nella combustione di 0,260 kg

di C H :

2 2

a) 1300 kJ

b) 13000 kJ

c) 26500 kJ

d) 6500 kJ

Un cristallo di silicio è un semiconduttore di tipo:

a) p se drogato con antimonio

b) p se drogato con alluminio

c) p se drogato con fosforo

d) n se drogato con indio

'

La reazione è

N O 2 NO

2 4 (g) 2 (g)

a) sempre spontanea

b) mai spontanea

c) spontanea solo a basse T ΔS

d) spontanea (termodinamicamente favorita) ad alte T (ΔH >0, >0)

qual qual

********Tutte corrette tranne********

a) Il silicio fa parte del gruppo del carbonio

b) Il carbonio grafite conduce la corrente elettrica

c) Il benzene ha legami ad elettroni delocalizzati

d) I metalli sono dei solidi molecolari

Per perdita di elettroni da parte di un atomo

a) il volume diminuisce

b) il volume aumenta

c) il volume non varia

d) il volume aumenta o diminuisce a seconda dei casi

Per gli elementi Li, C, O, F, 1'elettronegatività segue tale ordine:

a) F = L i > O > C

b) F > O > C > L i

c) O > F > L i = C

d) L i > C > O > F

Quale dei seguenti elementi ha la più bassa energia di ionizzazione: C, N, K, P :

a) K

b) N

c) C

d) P

Un campione di NH viene decomposto completamente in N e H . Se la P finale

3 2 2 tot

del sistema è pari 864 mmHg, quali sono le pressioni parziali dei due gas presenti?

'

Reazione da bilanciare: NH N + H

3(g) 2(g) 2(g)

a) p = 216 mmHg; p = 648 mmHg

H2 N2

b) p = 648 mmHg; p = 216 mmHg

H2 N2

= 648 mmHg; p = 648 mmHg

c) p H2 N2

d) p = 216 mmHg; p = 216 mmHg

H2 N2 5

Data la reazione , discutere le seguenti affermazioni:

'

N + 3 H 2 NH

2 (g) 2 (g) 3 (g)

a) Si ottiene una resa maggiore operando a pressioni basse.

b) Si ottiene una resa maggiore operando a temperature alte.

c) Si ottiene una resa maggiore, se l’ammoniaca formata venisse liquefatta

Δn

a) No, <0

gas

b) No, la reazione è esotermica

c) Se si sottraesse prodotto, l’equilibrio si sposterebbe a destra, aumentando la

resa →

2+ 4+

I coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata in forma ionica Fe + Sn

3+ 2+ sono:

Fe + Sn

a) 1,2,1,1

b) 2,1,2,1

c) 1,1,1,1

d) 1,2,2,1

Ad una certa temperatura T la costante di equilibrio K per la reazione '

P 2P

p 4(g) 2(g)

assume il valore di 0,612 (atm). Se la pressione iniziale di P è 3 atm e quella di P è 5

4 2

atm, stabilire se la reazione procede verso sinistra o verso destra per pervenire

all’equilibrio.

a) verso destra

b) non si può stabilire

c) verso sinistra

d) è già all’equilibrio, quindi non si sposta '

Quanto vale la costante di equilibrio della reazione , se la

BaCO CO + BaO

3(s) 2(g) (s)

pressione parziale della CO all’equilibrio è pari a 1,5 atm?

2

a) 1,5 atm

b) 1 atm

c) 2 atm

d) 0,5 atm

Quali dei seguenti interventi sposta a destra l’equilibrio '

2SO + O 2SO

2(g) 2(g) 3(g)

a) diminuzione della P

b) aumento di P

c) aggiunta di SO 3

d) aumento di volume

Il gas velenoso fosgene (COCl ) può formarsi dalla seguente reazione ad alta

2

'

temperatura: . A 600 °C viene preparata una miscela di CO

CO + Cl COCl

(g) 2(g) 2(g)

e Cl , la pressione iniziale di CO è pari a 0,60 atm e quella di Cl è pari a 1,10 atm.

2 2

Dopo che la reazione ha raggiunto l’equilibrio, la pressione parziale di COCl è pari a

2

-1

(atm ) per la reazione in esame.

0,10 atm. Calcolare la costante di equilibrio K

p

a. 5,0

b. 0,20

c. 0,10

d. 0,40

Se ad una certa temperatura T il quoziente di reazione è maggiore della costante di

equilibrio che cosa succede?

a) la reazione per raggiungere l’equilibrio si sposta verso i prodotti

b) la reazione per raggiungere l’equilibrio si sposta verso i reagenti

c) non succede niente

d) il quoziente di reazione aumenta 6

Corso di Laurea in Ingegneria…. Chimica: I Prova in Itinere

Cognome Nome N. matricola

1) La costante di equilibrio di una reazione

a) dipende dal volume

b) dipende dalla temperatura

c) dipende dalla cinetica della reazione

d) dipende dalla pressione

e) nessuna delle risposte date

2) La costante di equilibrio in funzione delle concentrazioni (K ) della reazione N + 3H 2NH è

c 2(g) 2(g) 3(g)

uguale a:

a) K =[NH ]/([N ] · [H ])

c 3 2 2

2 3

b) K =[NH ] /([N ] · [H ] )

c 3 2 2

3 2

c) K = [N ]·[H ] /[NH ]

c 2 2 3

2 3

d) K =[NH ] /([N ]+[H ] )

c 3 2 2

e) nessuna delle risposte date

3) Quale è la costante di equilibrio della reazione CaCO CO +CaO se la pressione parziale

3(s) 2(g) (s)

all’equilibrio della CO , ad una certa temperatura T, è pari a 0,5 atm?

2

a) 0,5 atm

b) 1 atm

c) 2 atm

d) 1,5 atm

e) nessuna delle risposte date

4) La reazione all’equilibrio H +I 2HI

2(g) 2(g) (g)

a) si sposta verso i prodotti se si aumenta la pressione

b) si sposta verso i prodotti se si aggiunge HI

c) si sposta verso i reagenti se si aggiunge H

2

d) si sposta verso i prodotti se si aggiunge I

2

e) nessuna delle risposte date

5) La grafite conduce la corrente elettrica perché:

a) possiede elettroni negli orbitali p che non risultano impegnasti in legami

b) perché ha struttura lineare

c) perché è un ibrido sp

d) perché gli atomi di carbonio sono fortemente legati

e) nessuna delle risposte date

6) Quali sono i parametri che modificano il valore della costante di equilibrio K ?

eq

a) solo la pressione

b) tempo e temperatura

c) solo la temperatura

d) temperatura e pressione

e) nessuna delle risposte date

7) Quale delle seguenti affermazioni è falsa?

a) La polarizzabilità delle molecole aumenta con la massa molare

b) Esistono sostanze apolari solide a P=1 atm e temperatura di 20 °C

c) A P=1 atm e alla temperatura di 20 °C, Br è un gas mentre I è liquido

2 2

d) L’entità delle interazioni intermolecolari è indipendente da temperatura e pressione

e) nessuna delle risposte date

8) L’energia di ionizzazione

a) è costante lungo un periodo

b) diminuisce lungo un periodo

c) aumenta lungo un gruppo

d) nessuna delle risposte date

e) è costante lungo un gruppo

9) L'energia cinetica media delle molecole di un gas dipende:

a) dalla pressione

b) dal volume

c) dal numero di molecole

d) dalla temperatura

e) nessuna delle risposte date

10) Un legame atomico omeopolare si forma perché:

a) i nuclei dei due atomi si attraggono

b) la sovrapposizione degli orbitali stabilizza il sistema

c) 1'energia aumenta

d) la carica globale diminuisce

e) nessuna delle risposte date

11) Per gli elementi Na, C, N, F, 1'elettronegatività varia nell'ordine

a) F = N a > N > C

b) F > N > C > N a

c) N > F > N a = C

d) N a > C > N > F

e) nessuna delle risposte date 0reaz

12) Dato l’equilibrio 2NO + O 2 NO (ΔH < 0). La K varia se

(g) 2 (g) 2 (g) p

a) si aumenta la P totale a T costante

b) si aumenta la concentrazione di O a T costante

2

c) si mantiene costante la temperatura

d) si aggiunge un opportuno catalizzatore a T costante

e) nessuna delle risposte date

13) L’equilibrio SnO + H Sn + H O evolverà verso destra se

(s) 2(g) (l) 2 (g)

a) si diminuisce la P totale a T costante

a T costante

b) si aggiunge H

2

c) si aggiunge SnO a T costante

d) nessuna delle risposte date

e) attenzione: l’equilibrio è sempre immutabile

14) II numero atomico di un atomo corrisponde al

a) numero elettroni

b) numero neutroni

c) numero protoni meno neutroni

d) numero totale dei protoni e dei neutroni

e) nessuna delle risposte date

15) II riempimento elettronico degli atomi avviene

a) in base al riempimento totale e progressivo dei vari orbitali

b) in base al numero dei neutroni

c) secondo un ordine crescente del raggio atomico

d) secondo un ordine di energia crescente degli orbitali atomici

e) nessuna delle risposte date

16) Un orbitale atomico rappresenta

a) la regione dello spazio ove è massima la probabilità di trovare l'elettrone con una certa energia

b) lo spazio dove si trova l'elettrone

c) l'orbita descritta dall'elettrone in movimento

d) la regione dello spazio dove l'elettrone descrive orbite circolari

e) nessuna delle risposte date

17) Un elemento ha carattere metallico se

a) ha un basso valore dell’energia di ionizzazione

b) possiede più di 40 protoni

c) il suo numero di massa è maggiore di 45

d) ha un alto valore dell’energia di ionizzazione

e) nessuna delle risposte date

19) II calore fornito ad un sistema provoca

a) una diminuzione di entropia

b) un aumento dell'ordine del sistema

c) un aumento di entropia

d) una diminuzione del disordine del sistema

e) nessuna delle variazioni riportate

20) Una reazione endotermica disordinante è

a) favorita a basse T

b) favorita ad alte T

c) sempre spontanea

d) mai spontanea

e) Nessuna delle risposte date

ΔG°

21) Una reazione con = 0

a) non è mai spontanea

b) non è mai all’equilibrio

c) è sempre spontanea

d) ha K = 1

eq

e) nessuna delle risposte date

22) Il raggio atomico aumenta da destra verso sinistra lungo un periodo perché

a) cresce il numero atomico degli elementi

b) diminuisce la carica nucleare efficace

c) cresce la massa atomica

d) aumenta il potenziale di ionizzazione

e) aumenta l’elettronegatività

23) La variazione di entalpia associata a una reazione chimica corrisponde circa

a) all’energia termica dei reagenti

b) all’energia termica dei prodotti

c) alla somma delle energie dei legami chimici nei prodotti e nei reagenti

d) al bilancio tra l’energia dei legami chimici rotti e quella dei legami chimici formati

e) nessuna delle risposte precedenti ΔH 0

24) Un processo si realizza in tre stadi (A, B e C), i cui valori di sono rispettivamente +40, -50, e +7

kJ. Si ha che

a) il processo globale si realizza spontaneamente

b) il processo globale non può realizzarsi

c) il processo globale è esotermico

d) si verifica solo lo stadio B

e) nessuna delle risposte precedenti

25) Quale delle seguenti molecole può formare legami a idrogeno forti con altre molecole dello stesso tipo?

C H

a) 2 2

MgH

b) 2

CH

c) 4

NH

d) 3

H

e) 2

26) La costante cinetica di una reazione chimica

a) aumenta sempre all'aumentare della temperatura

b) dipende dalla concentrazione dei reagenti

c) è uguale a zero in una reazione all'equilibrio

d) è negativa per le reazioni endotermiche

e) nessuna delle risposte precedenti

ESERCITAZIONE (CINETICA CHIMICA) PER INGEGNERIA

-2 -1

1) Per la reazione A→ prodotti, si determina che la costante cinetica a 50°C è 7⋅10 min e a 90°C

-2 -1

min . Calcolare il valore dell’energia di attivazione.

è 9,3⋅10

Soluzione

-Ea/(RT)

k=Ae ln k =lnA-E /(RT ) ln k =lnA-E /(RT )

1 a 1 2 a 2

⋅ ⋅ ⋅

-2 -2

ln (k /k )=E /R(1/T -1/T ) ln[9,3 10 /(7 10 )]=E /8,31 (1/323-1/363) da cui E =6,920 kJ/mol

2 1 a 1 2 a a

2) Dire quale sarà l’effetto del raddoppio della concentrazione di un reagente sulla velocità di una

reazione nel caso in cui l’ordine della reazione rispetto a tale componente sia:

a) 0;

b) 2;

c) ½

Soluzione α β

α

a) nessun effetto per =0; (v= k[A] [B] ….)

α

b) la velocità di reazione quadruplica per =2; α

2 volte per =1/2.

c) la velocità di reazione aumenta di

) Spiegare perché e in che modo ciascuno dei seguenti eventi influenza una reazione bimolecolare

3

in fase gassosa:

a) un aumento del volume del reattore;

b) un aumento della pressione all’interno del reattore, per l’aggiunta di un gas inerte;

c) un aumento della pressione all’interno del reattore, ottenuta per compressione meccanica

della miscela gassosa.

Soluzione n

La velocità dipende dalla concentrazione e varia di conseguenza: v=k[ ] ;

a) la concentrazione diminuisce, la velocità diminuisce;

b) la concentrazione rimane invariata ed anche la velocità;

c) una compressione meccanica equivale ad una diminuzione di volume e dunque ad un aumento di

concentrazione e quindi di velocità

4) La reazione 2A+B C è di ordine 1 sia per A che per B. Proporre un possibile meccanismo per

la reazione.

Soluzione →

I stadio: A+B F (v )

1

II stadio: F+A C (v )

2

v =k [A][B]

1 1 con k <<k ed E >>E

1 2 a1 a2

v =k [A][F]

2 2 ⋅ complesso attivato

#

[A B]

E

pot E

a1 ⋅ complesso attivato

#

[F A]

2A+B E

a2

F C

coordinata di reazione

5) La velocità di formazione di C per la reazione →

A+B C

risulta indipendente dalla concentrazione di B e si quadruplica raddoppiando quella di A.

Scrivere l’espressione della velocità di reazione per la reazione data.

Indicare, motivando, di quale dei due reagenti variereste la concentrazione per far formare C più

velocemente.

Soluzione

2 2 0

v=k[A] (oppure v=k[A] [B] )

Quindi l’unica concentrazione che influisce sulla velocità di reazione è quella di A.

α β

6) La reazione aA+bB Prodotti, ha la seguente espressione cinetica: v=k[A] [B] ; variando le

concentrazioni si hanno le seguenti variazioni della velocità:

[A] [B] v -3

0,1 0,1 7,2⋅10 -3

0,2 0,1 28,8⋅10 -3

0,1 0,2 14,4⋅10 -3

0,2 0,2 57,6⋅10

Determinare l’ordine di reazione dei due reagenti.

Soluzione:

Dai dati in tabella si vede come un raddoppio della [A] si rifletta in maniera quadratica sulla

velocità. Un raddoppio della [B] porta ad un raddoppio della velocità della reazione. Per cui

α= 2 ε β=1 . La reazione è del secondo ordine rispetto ad A e del primo ordine rispetto a B.

137

7) Il Cs è uno dei prodotti delle centrali nucleari. Esso decade secondo la seguente reazione di

primo ordine: → +

137 137 + e

Cs Ba

56 55

137

Se un kg di Cs impiega 30,2 anni per ridursi a 500 g, quanti anni impiegheranno questi 500 g per

ridursi a 250 g?

a) 10,6 anni

b) 30,2 anni

c) 60,4 anni

d) non ci sono dati sufficienti per rispondere

e) nessuna delle risposte date

8) L’acqua ossigenata si decompone lentamente a temperatura ambiente in ossigeno ed acqua

(2H O 2H O + O redox) secondo una reazione del primo ordine. Sapendo che il suo

:

2 2(l) 2 (l) 2(g)

tempo di dimezzamento è di 620 s, stabilire il tempo necessario affinché il 75% dell’acqua

ossigenata iniziale si decomponga.

a) 620 s

b) 1240 s

c) 310 s

d) non ci sono dati sufficienti per rispondere

e) nessuna delle risposte date

ESERCITAZIONE di ELETTROCHIMICA per Ingegneria: A.A. 2009/2010

1) Cosa succede aggiungendo Mg metallico a una soluzione acquosa acida? E aggiungendo Mg in polvere?

2+ +

/Mg)<<0 V, Mg si ossida e H O si riduce ad H O . Con Mg in polvere la reazione è molto più

Poiché E°(Mg 3 2

veloce (maggiore superficie di contatto).

2) In quale recipiente si può conservare una soluzione acquosa di acido cloridrico?

a) di ferro; b) di alluminio; c) di rame. E se il recipiente fosse di carbonato di calcio?

2+ +

/Cu ha E° = 0,34 V, maggiore di quella di H O /H , H O, a differenza di quelle

Di rame: infatti la coppia Cu 3 2 2

2+ 3+

Fe /Fe (E° = -0,44 V) e Al /Al (E° = -1,66 V). Il Cu non è attaccato: controllare i potenziali standard di

riduzione. CaCO viene degradato: si ha una reazione acido-base in acqua.

3

3) A 10 L di una soluzione acquosa 1,0 M di CuSO si aggiunge una certa quantità di Zn (V=costante). Al

4

2+

termine della reazione la concentrazione di Cu risulta essere 0,20 M: quale massa di Zn ha reagito? Quanta

carica elettrica è circolata?

Gli elettroni scambiati sono gli stessi e la reazione prevede che una mole di rame riducendosi ossidi una mole

⋅ ⋅

=0,8 mol/L 10 L=8,0 mol da cui m =(8,0 65,4) g=523 g.

di zinco. Perciò: n

Zn reagito Zn

→ ⋅ ⋅

2+ -

(+) Cu + 2e Cu da cui Q=n F=16 mol 96500 C/mol=1544000 C.

e-

4) Una pila è costituita da un semielemento standard a idrogeno che forma il polo (+) e da un semielemento

2+

costituito da una laminetta di zinco che pesca in una soluzione contenente ioni Zn . Si misura una f.e.m. di 0,87

2+

V. Calcolare la concentrazione di ioni Zn della soluzione. →

2+ /Zn 2+ –

Il semielemento con la coppia Zn fa da polo(-) ; la reazione, scritta come riduzione, è Zn + 2e Zn,

2+

quindi il suo potenziale è: E= 0,87 V = - (E° + (0,059/2) log [Zn ]) , da cui, essendo E° = - 0,76 V si ha

2+ –4

[Zn ]=1,9 10 M.

5) Una soluzione acquosa di solfato di rame 1,0 M viene messa in un recipiente di ferro. Scrivere la reazione che

avviene. Se invece viene versata in un vaso di argento, che cosa avviene? Motivare le risposte.

2+ 2+ +

Dai potenziali standard di riduzione.: E°(Cu /Cu) = 0,34 V, E°(Fe /Fe) = -0,44V e E°(Ag /Ag) = 0,80 V si

2+ 2+

ha: Cu (aq) + Fe(s) Fe (aq) + Cu(s) con ossidazione del recipiente e precipitazione di rame metallico:

2+ 2+ 2+ +

[E°(Cu /Cu) > E°(Fe /Fe)]. Invece poiché E°(Cu /Cu) < E°(Ag /Ag) non si ha ossidazione del vaso di Ag.

2+(aq) +(aq)

6) Si consideri una pila Ni /Ni (1 M) // Ag (1 M) / Ag . Dopo averla schematizzata, stabilirne la polarità

(s) (s)

e calcolarne la f.e.m. 2+

E’ una pila in condizioni standard, in cui E°(Ni /Ni)= -0,23 V

⊖ ⊕ + /Ag)= +0,80 V. Perciò Ag fa da polo + e Ni da polo - ,

e E°(Ag

e la f.e.m. =E° - E° = 1,03 V.

+ -

Nello schema della pila, il simbolo “//” rappresenta il ponte

salino o il setto poroso, che assicura il contatto elettrico tra le

Ni Ag soluzioni. Gli ioni migrano attraverso il “//”, in modo da

2+ +

Ag

Ni mantenere l’elettroneutralità delle soluzioni.

6) Una corrente fa depositare 8,3 g di Ag da una soluzione acquosa di AgNO . La stessa corrente viene fatta

3

x+ di carica ignota. Si depositano 5,1 g di oro. Quale era la carica del

passare in una soluzione contenente ioni Au

catione d'oro? → ⇒

+ +(aq) - -

: (-) Ag + e Ag n(Ag) depositato = 0,0769 mol = n(e ). Semireaz.dello

Semireazione dello ione Ag (s)

→ ⇒ ⇒

x+ x+(aq) - -

ione Au : (-) Au + x e Au n(Au) depositato = 0,0259 mol x = 0,0769 mol e / 0,0259 mol =3

(s)

7)Quali delle seguenti reazioni sono spontanee (termo dinamicamente favorite) da sinistra verso destra:

2+ 2+ 3+ 2+ + 2+ 2+

a) Zn + 2 Fe 2 Fe + Zn; b) Cu + 2 Ag Cu + 2 Ag ; c) Cu + Fe Cu + Fe ;

2+ 3+

d) 2 Cr + 3 Fe 2 Cr + 3 Fe. I valori di potenziale standard di riduzione sono sulla vostra tabella.

→ ⇒ Δ

2+ 3+

La d) 2Cr+3Fe 2Cr + 3Fe E°= -0,44V + 0,74 V = 0,30 V

3+ 2+ +

8) Dati i due semielementi standard Fe /Fe e Ag /Ag, scrivere la reazione complessiva della pila, indicando le

della reazione.

polarità e il senso di moto degli elettroni. Determinare la K

eq

→ →

3+ - 2+ 0 + - 0

+ = 0,77 - + =

e Fe per la quale E = E V, (polo ) Ag e Ag per la quale E = E

Semireazioni: Fe + 2+ 3+

+ ;

0,80 + Fe Ag + Fe

V (polo ) La reazione globale o processo elettromotore della pila è: Ag

. Δ 0

ΔE

= 0, 0,059/1 = 0,03 = 3,22 .

all’equilibrio si ha E da cui = log K V da cui si ha K

eq eq

9) Nell’elettrolisi di soluzioni acquose a pH=0 di CuSO ad uno dei due elettrodi si sviluppa ossigeno gassoso.

4

Scrivere le semireazioni che avvengono e precisare se la soluzione tenderà a divenire acida o basica man mano

che la reazione procede. Quale è la minima d.d.p da applicare per fare avvenire l’elettrolisi?

→ →

2+ - - +

+ 2e Cu; (+) 6H O O + 4e + 4 H O . La reazione renderà la soluzione sempre più acida in

(-) Cu 2 2 3 –

+

quanto vengono prodotti ioni H O (o consumati ioni OH ); d.d.p.=1,23V-0,34V = 0,89V

3

10) Per elettrolisi di Al O fuso si forma alluminio metallico. Calcolare: (a) quanti grammi di Al si ottengono

2 3 3

quando si fanno passare 8,80·10 Coulomb attraverso la cella; (b) quanto tempo occorre per produrre 0,500 g di

Al usando una corrente costante di 25,0 A.

3+ -

(-) Al + 3 e Al

3

a) n =8,80·10 C/96500 C/mol=0,0912 mol; n(Al)=0,821 g

e- ⇒ ⇒ ⋅

b) n(Al)=0,0185 mol n =0,0556 mol t= (0,0556 mol 96500 C/mol)/25,0 A = 214,6 s

e-

11) Il vostro compagno Gigetto Pinolo deve riempire alla temperatura di 20°C e alla pressione di 50,0 atm una

bombola di 100 L con H , usato come combustibile per il suo razzo di famiglia, il Pinolo Rocket . Determinare il

2

tempo necessario affinché, per elettrolisi di una soluzione acquosa di K SO , con elettrodi inerti di grafite e con

2 4

una corrente di 10 A, si ottenga la quantità richiesta di H . L’elettrolisi ha un rendimento di corrente pari al 90%.

2 ⋅ ⋅ ⋅ ⋅

- -(aq)

O + 2e H +2OH ; n (H )=208 mol; Q = I t = n F = (208 2)mol 96500

Reazione al (-) o catodo 2H

2 (l) 2(g) 2 e

⋅ ⋅ ⋅

7 6 6

C/mol = 4,01 10 C; t=4,01 10 s (se il rendimento di corrente fosse del 100%); in realtà t = 4,46 10 s, circa

1239 h.

12) Scrivere la redox e calcolare la f.e.m. di una pila costituita da elettrodi di Cu e di Mg immersi

rispettivamente in soluzioni 0,010 M di CuSO e 0,50 M di MgCl , ciascuna con V pari ad 1,0 L . Calcolare

4 2

2+ 2+

inoltre quanto valgono le concentrazioni di Cu e Mg dopo che è passata una quantità di corrente pari a 0,010

Esercizio difficile !

F. Di quanto è variata la massa dell’anodo? E del catodo?

2+(aq) 2+(aq)

Cu + Mg Cu + Mg

(s) (s)

0

,

059

+ = + + = +

2

( / ) 0

,

34 log 0

,

E Cu Cu 01 0

, 28 V

2

0

,

059

+ + = − + = −

E ( Mg / Mg ) 2

,

37 log 0

,

5 2

,

38 V

2

= + =

f .

e

.

m

. ( 0

, 28 2

,

38

) V 2

,

66 V

+ +

= − = =

2 2

n (

Cu ) 0

,

010 0

,

010 / 2 0

,

0050 mol ; [

Cu ] 0

,

0050 M

+ +

= + = =

2 2

n ( Mg ) 0

,

50 0

,

010 / 2 0

,

505 mol ; [ Mg ] 0

,

505 M

= ⋅ =

m ( Mg ) 0

,

005 mol 24

,

3 g / mol 0

,

122 g (dim inuisce

)

= ⋅ =

m (

Cu ) 0

,

005 mol 63

,

5 g / mol 0

,

318 g ( aumenta )

CAP. 11 - EQUILIBRI IN SOLUZIONE ACQUOSA

Le soluzioni caratterizzate dall’acqua come solvente sono oggetto di particolare attenzione, in quanto l’H O

2

è essenziale per il ciclo di ioni, molecole e nutrienti nella biosfera. Ciò è dovuto al fatto che ¾ della

superficie terrestre sono ricoperti da acqua e il 70% della massa del corpo umano è costituto da acqua. In

condizioni ambiente qualunque superficie è rivestita da un film di acqua sottile: tale rivestimento è il fattore

chiave nella corrosione e nel degrado dei materiali, che producono ioni, a partire da solidi metallici e ionici.

11.1 EQUILIBRI di SOLUBILITA’

Una reazione di due sali solubili in acqua in cui cationi ed anioni sono scambiati è detta reazione

di doppio scambio. Una simile reazione è rappresentata schematicamente dall'eq. [1], dove A e B

sono due diversi cationi e X e Y sono due diversi anioni.

AX + BY AY + BX [1]

Per procedere una tale reazione deve essere soggetta ad una forza motrice. In accordo con il

principio di Le Châtelier, questo spinta è fornita, per esempio, dalla rimozione di uno dei prodotti

dalla soluzione. Ciò avverrà o perché uno dei prodotti precipita (ovvero si sottrae dalla soluzione

come solido) oppure perché è un elettrolita debole (ovvero è sostanzialmente poco ionizzato/poco

dissociato in soluzione) o si decompone per formare un gas, che sfugge dalla soluzione. La

reazione di due sali per formare un solido, un elettrolita debole, o un gas è termodinamicamente

ΔG

0

favorita in condizioni standard. La variazione di energia libera standard, , per tali processi è

negativa. La formazione di un precipitato è sotto schematizzata, utilizzando tre diverse notazioni

di crescente semplicità (eq. 4): → ⇓

[ET] AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 [2]

(aq) (aq) (s) (aq)

solubile solubile insolubile solubile

- + - + -

→ ⇓

+(aq)

[EI] Ag + NO3 + Na + Cl AgCl + Na + NO3 [3]

(aq) (aq) (aq) (aq) (aq)

(s)

Cl-

+

[EIN] Ag + AgCl [4]

(aq) (aq) (s)

Queste sono chiamate, rispettivamente, equazione totale (ET), equazione ionica (EI), equazione

ionica netta (EIN). La ET mostra quali reagenti prelevare dal reagentario per eseguire una

determinata reazione. La EI si ottiene scrivendo tutti gli elettroliti forti solubili della ET scritta in

forma dissociata. La EI correla l'equazione totale e l'equazione ionica netta. Quest'ultima è

ottenuta omettendo gli ioni comuni che appaiono sui due lati dell'equazione ionica. Gli ioni

cancellati sono detti "ioni spettatori" in quanto non prendono parte alla reazione chimica. La EIN

mostra nella forma più semplice quali specie prendono realmente parte alla reazione.

ΔG

0reazione

Si può facilmente calcolare il di ogni equazione ionica netta dalle concentrazioni degli

ΔG ° di reagenti e prodotti. La Tabella 1 riporta le energie libere standard di

ioni e dai valori di f

ΔG

formazione, °, per soluzioni 1,0 M di diversi cationi (colonna di sinistra) e anioni (prima riga).

f ΔG

In corrispondenza di una particolare riga (cationi) e colonna (anioni) si trova il valore del ° per

f

il sale solido formato dalla combinazione catione/anione. L’intersezione tra la riga che inizia con

Cl-

+

Ag e la colonna che inizia con è l’energia libera standard di formazione di AgCl(s).

Tabella 1

- - 2-

in kJ/mol Anioni Cl I SO4

Cationi -131 -52,0 -744

+ -110 -66,0 -618

Ag +77,0

2+ -810 -601 -1362

Ba -561

2+ -748 -529 -1322

Ca -553 ΔG°

Usando i dati dalla tabella, calcoliamo per (4) come segue:

-

ΔG° +

= 1⋅ΔGf°(AgCl ) - 1⋅ΔGf°(Ag ) - 1⋅ΔGf°(Cl ) = [-110 – 77,0 - (-131)] kJ = -56,0 kJ

(aq)

reaz (s) (aq)

Il risultato è negativo: ciò significa che la reazione di precipitazione del solido AgCl dai sui ioni

(s)

+ -

in condizioni standard (ovvero [Ag ]=[Cl ]=1,0 M) è favorita (spontanea) ovvero ha luogo senza

intervento dall'esterno. Se la concentrazione di ioni fosse 0,10 M anziché 1,0 M, avverrebbe

ancora la precipitazione? Alla domanda si risponde ricorrendo alla eq. [5]:

ΔG ΔG°

= + RT ln Q [5]

ΔG ΔG° -3

= + RT 1n Q = -56,0 + (8,31 · 10 ) · (298) 1n 1/[(0,1)·(0,1)] = -44,6 kJ

+ -

dove Q=1/ [Ag ][Cl ]

La precipitazione è ancora favorita, ma in misura inferiore di quella che avviene a concentrazioni

ioniche 1,0 M.

La solubilità è la quantità di soluto (in g o moli) che si scioglie in una data quantità di solvente (in

mL, L o g). Se una significativa quantità di solido si scioglie nel solvente, il solido è solubile in

quel solvente. Se invece solo una minima parte di solido si scioglie, il solido è insolubile o

debolmente solubile in quel solvente. Comunemente una solubilità di 1,0 grammo di soluto per

100 mL di solvente è presa come linea di demarcazione tra solubile e insolubile. Per esempio 74,5

g di cloruro di calcio, CaCl , si sciolgono in 100 mL di H O: CaCl è solubile in acqua. Al

2 2 2

-4

contrario, solo 1,8·10 g di cloruro d'argento, AgCl, si sciolgono in 100 mL di H O e pertanto si

2

dice che AgCl è insolubile in acqua.

A e ricordando che con (s) si intende fase solida, con (aq) si

Se si considera un sale generico B

n m

intende fase acquosa o soluzione acquosa, si possono individuare gli equilibri indicati in figura:

Fig.1 Equilibri di un sale poco solubile in fase solida, in soluzione acquosa, in forma ionizzata

Praticamente si fa riferimento all'equilibrio indicato con le frecce in rosso, data l'osservazione

precedente: l'attività del sale è condizionata dalla presenza del sale come corpo solido in fase

eterogenea rispetto alla soluzione, perciò alla sua solubilità s.

1) Si prenda come esempio il fosfato di calcio, che conferisce rigidità alle ossa:

2+(aq) 43-(aq)

Ca (PO ) 3 Ca + 2 PO

3 4 2 (s) ⋅ ⋅ ⋅

2+ 3 2 3 2 5 -33

3-

= [Ca ] [PO ] = (3s) (2s) = 27 4 s =2,1 10 . Volendo ricavare la solubilità s,

K

ps 4 ⋅

1/5 -7

conoscendo la K , si avrà: s = (K /108) ovvero s=1,14 10 mol/L

ps ps

2) Quanti grammi di Mg(OH) si scioglieranno in 2000 litri di acqua? Quale sarà il pH della

2 . -11 3

soluzione risultante? [K (Mg(OH) ) = 1,8 10 (mol/l) ]

ps 2 ⋅

2+(aq) -(aq) -11 2+ - 2

L’equilibrio è: Mg(OH) Mg +2OH Kps(Mg(OH) )=1,8 10 =[Mg ][OH ] : M=(24,3 +

2(s) 2 2+ -

32,0 + 2,0 )g/mol = 58,3g/mol in una soluzione satura la solubilità (in mol/L) è: s = [Mg ], mentre [OH

⋅ ⋅ ⋅

2+ -11 3 -4 -1

]= 2[Mg ]= 2s. Per cui: 1,8 10 =4 s e s=1,65 10 (mol/L); in 2000 L si avranno 3,30 10 moli di

- -4

Mg(OH) disciolti, ovvero 19,3 g; inoltre [OH ]= 2s = 3,30 10 (mol/L), da cui pH=10,5.

2

Fig.2: Equilibrio tra il sale solido e gli ioni solvatati in una soluzione satura: una soluzione satura di

2+(aq) -(aq)

fluoruro di calcio contiene una costante concentrazione all’equilibrio di ioni Ca e di ioni F ,

poiché all’equilibrio gli ioni cristallizzano alla stessa velocità con cui il solido si scioglie.

Molti alimenti contengono acidi deboli: gli agrumi contengono acido citrico e acido ascorbico

(vitamina C). A Denver, il 3 aprile 1983, i vigili del fuoco impiegarono uno spazzaneve da aeroporto

per spargere il carbonato di sodio (una base) occorrente per “neutralizzare” oltre 75000 L di acido

nitrico, rovesciati da un vagone cisterna. La perdita fu messa sotto controllo in poche ore e

l’incidente non provocò gravi danni. Spesso i giardinieri di casa misurano ed aggiustano il pH del

terreno nel tentativo di migliorare la produzione di erba, ortaggi e fiori. E’ interessante notare come

i colori di molti fiori dipendano dal pH; tra questi vi sono le dalie ed in particolare le ortensie.

11.2 Definizioni: cosa è un acido, cosa è una base

Secondo Arrhenius (riferita al solo solvente H O): un acido è una specie chimica che in soluzione

2

+ +

acquosa si dissocia dando ioni H (più esattamente ioni ossonio, H O . In realtà si ottiene

3

4+

principalmente H O , con tre molecole H O coordinate).

9 2 -

è una specie chimica che in soluzione acquosa si dissocia dando ioni OH

Una base

Secondo Lowry-Brönsted (riferita a qualunque solvente): un acido è una specie chimica che cede

uno o più protoni, una base è una specie chimica che accetta uno o più protoni.

L’acido può cedere uno o più protoni: si definisce rispettivamente a. monoprotico e a. poliprotico.

Acidi e basi coniugate

Si parla di coppia acido-base coniugata quando una specie si trasforma nell’altra per cessione o

acquisto di protoni.

Anfotero

Un anfotero è una qualunque sostanza, carica o neutra, capace di funzionare sia da acido che da

base, a seconda delle condizioni di reazione, ovvero del partner.

Lewis: Un acido è una specie chimica in grado di accettare uno o più elettroni liberi (lone pairs)

Una base è una specie specie chimica in grado di fornire uno o più elettroni liberi (lone pairs)

11.3 Autoprotolisi dell’acqua

dell’acqua (detta anche autoionizzazione) si intende la reazione di equilibrio nella

Per autoprotolisi

quale una molecola d’acqua cede un protone, comportandosi da acido, ad un’altra molecola

d’acqua, che si comporta da base, dando così origine a ioni ossonio (si chiamano ioni idronio se si

+(aq)

scrive H O ) e ioni idrossilici o ossidrili, responsabili nel complesso della conducibilità

3

dell’acqua. La costante di equilibrio di tale reazione è il prodotto ionico dell’acqua:

[H ] [OH ]

+ - 2

K = O (mol/L)

w 3

-14

Essa è molto piccola (1,0⋅10 a 25°C) ed è un valore costante ad una data temperatura.

11.4 La funzione pH

Il pH è un modo conveniente per indicare la concentrazione dello ione idronio in soluzione:

[H ] [OH ]

+ -

pH = -log O e pOH = -log

10 3 10

Il pH varia da 0 a 14 a 25°C e si ha pertanto:

• <

pH 7 soluzione acida

• pH = 7 soluzione neutra

• >

pH 7 soluzione basica

11.5 Forza degli acidi e delle basi

Un composto non è acido o basico in assoluto, ma lo diventa in funzione del partner con cui

interagisce. Per definire la forza di acidi e basi, per convenzione, si fa riferimento alle soluzioni

acquose. e analogamente una base, si definiscono forti quando in soluzione acquosa si ionizzano

Un acido,

quantitativamente (completamente) e perciò la reazione di dissociazione è completamente spostata

a destra (freccia diretta).

Un acido, e analogamente una base, si definiscono deboli quando in soluzione acquosa non si

ionizzano completamente e, dunque, la reazione di dissociazione è di equilibrio (doppia freccia).

La forza di un acido si indica con la sua costante di ionizzazione acida K . Tanto maggiore è il

a

valore della costante, tanto maggiore è la forza dell’acido. Analogamente esiste per le basi una

costante K . La forza di un acido è inversamente correlata alla forza della sua base coniugata: più è

b

debole l’acido, più forte è la base e viceversa. Infatti sussiste la seguente relazione: K = K ·K .

w a b

Per un acido poliprotico il valore della prima costante di dissociazione è sempre maggiore del

valore delle successive costanti.

In generale, è possibile prevedere il comportamento acido o basico di una sostanza, conoscendo la

sua struttura. Infatti, consideriamo X-O-H:

a) X è più elettronegativo di H: composto di natura acida.

b) X meno elettronegativo di H: composto di natura basica.

E’ anche possibile, conoscendo la struttura, razionalizzare la forza di un acido o di una base, con

considerazioni sempre basate sull’elettronegatività. Si può dedurre quale sia la forza di un

ossiacido in base a una regoletta matematica che prende in considerazione i coefficienti n ed m

XO . In realtà si parlerà solo di acidi forti e acidi deboli in generale.

della formula generale H

n m

m-n = 0 (H XO ) acidi debolissimi (HClO, H AsO , H SiO )

n n 3 3 4 4

m-n = 1 (H XO ) acidi deboli e medi (HClO , H CO , H AsO )

n n+1 2 2 3 3 4

m-n = 2 (H XO ) acidi forti (HClO , H SO , H SeO )

n n+2 3 2 4 2 4

m-n = 3 (H XO ) acidi fortissimi (HClO , HMnO )

n n+3 4 4

Fig.3: La scala del pH

Fig.4: Forza di ossiacidi in funzione dell’elettronegatività ed in funzione del numero di ossigeni

legati all’atomo centrale Fig.5: Andamento della forza in acidi binari

11.6 Calcolo del pH [H ]

+

In una soluzione acquosa acida gli ioni idronio O provengono sia dalla dissociazione

3

dell’acido sia dall’autoprotolisi dell’acqua.

[H ]

+

Per un acido forte, la quota di ioni O proveniente dall’autoprotolisi dell’acqua è trascurabile

3 ],

e, considerando che tutto l’acido si dissocia, si ha: pH = -log[C dove C = concentrazione iniziale

a a

dell’acido.

L’approssimazione per cui si trascurano gli ioni idronio provenienti dalla ionizzazione dell’acqua,

-6

è valida per concentrazioni non inferiori a 1,0·10 M.

Per un acido debole, in generale, si può assumere trascurabile la quota di ioni idronio provenienti

dalla dissociazione dell’acqua, anche se non tutto l’acido si è ionizzato. Il calcolo del pH in tal

caso rende necessarie ulteriori approssimazioni: si considera costante la concentrazione iniziale di

acido debole e si trascura la quantità di acido dissociato rispetto a quello indissociato.

Come per gli acidi forti, affinché l’approssimazione sia valida, è importante che la soluzione non

sia troppo diluita. Se ci si fosse in quest’ultima situazione, sarà necessario risolvere un’equazione

]

[H +

O per avere un valore corretto di pH.

di secondo grado in 3

valgono considerazioni del tutto analoghe, sostituendo semplicemente K a K e c a c .

Per le basi, b a b a

Nel caso degli acidi poliprotici, se forti, si considera rispettivamente, solo la prima o anche le altre

dissociazioni a seconda che la concentrazione sia alta o bassa. Se deboli, quando la differenza tra

le costanti successive è di diversi ordini di grandezza, nella determinazione del pH entra in gioco

solo la prima dissociazione. Tutto ciò sarà ulteriormente chiarito ad esercitazione.

Tabella 2: forza relativa di acidi e basi e basi coniugate

Fig.7: Forza degli acidi alogenidrici ed entalpia del legame H-X

11.7 Dissoluzione di sali e idrolisi

La soluzione acquosa di un sale che deriva da un acido forte e da una base forte risulta neutra.

La soluzione acquosa di un sale che deriva da un acido forte e da una base debole risulta acida, per

il processo di idrolisi salina acida.

La soluzione acquosa di un sale derivante da una base forte e da un acido debole risulta basica, per

il processo di idrolisi salina basica.

Idrolisi è il nome generale dato alla reazione di una sostanza con acqua, ed è applicato in

particolare ad una reazione nella quale il pH cambia rispetto a 7.

I sali, che già allo stato solido posseggono un reticolo ionico, sono elettroliti forti ed i loro ioni

solvatati.

(come tutti gli ioni), in acqua, vengono

+ + + - -

- -

Li , Na , K , Cl , NO , ClO , I ,

Alcuni di essi ( ) restano tali anche dopo la solvatazione,

etc.

3 4

essendo acidi coniugati di basi molto forti o basi coniugate di acidi molto forti; perciò non

provocano nessuna variazione di pH.

Altri invece, dopo la solvatazione, possono reagire con molecole di acqua di solvatazione secondo

idrolisi υδρο λυσισ

reazioni acido-base: avviene il fenomeno della (dal greco = rottura

dell'acqua), con conseguenze sul pH della soluzione.

Per esempio danno luogo a soluzioni con:

pH > 7 carbonato di sodio Na CO , cianuro di potassio KCN, fluoruro di potassio KF,

2 3 COONa,….

idrosolfuro di sodio NaHS, acetato di sodio CH 3

pH < 7 nitrato di ammonio NH NO , cloruro di zinco ZnCl ,…

4 3 2

Si può capire ciò che succede, in base alla teoria di Brønsted-Lowry; prendiamo come esempio il

( )

⎯ ⎯

H O l +(aq) -(aq)

KCN K + CN

2

caso del cianuro di potassio: (s)

+

K , solvatato, non reagisce con H O (è un acido debolissimo, coniugato di una base forte), mentre

2

- invece reagisce (è una base media, coniugata di un acido debole) secondo la reazione:

CN -(aq) -(aq)

CN + H O HCN + OH

2 (l) (aq)

Quattro esempi per chiarire il tutto:

1) Scrivere la reazione dell'ammoniaca in acqua e determinare il pH di una soluzione acquosa di

–2 -5

M [K (NH ) = 1,8⋅10 mol/l]

ammoniaca in concentrazione 1,0⋅10 b 3

×

4+ 4+

– -5 – 2 –2

La reazione è NH + H O NH + OH e K =1,8 10 mol/l = [NH ][OH ]/[NH ] = x /(10 - x)

3 2 b 3

4+ –

NH + H O NH + OH

3 2

-2

10 - - - (composizione iniziale)

-2

10 -x - x x (all’equilibrio)

× -5 2 –2 -2

Quindi K =1,8 10 mol/l = x /(10 - x), trascurando x rispetto a 10 a denominatore si ottiene

b × ×

– -4 -4

x = [OH ]= 4,2 10 mol/l. Si calcola pOH = -log 4,2 10 = 3,4 e da qui si ottiene pH = 10,6 .

2) Una soluzione acquosa di NaA 0,05 M presenta un pH di 8,44. Calcolare la K di HA.

a

( )

⎯ ⎯

H O l

2 +( –(aq)

NaA Na + A dà reazione basica (base coniugata di un acido debole):

[ ]

(s) aq) [ ] −

HA OH

– –

A +H O HA+OH , K = [ ]

2 b A -

⋅ ⇒ ⋅

+ –pH –9 – –6

Dal pH: [H O ] = 10 = 3,6 10 M si ha [OH ]=2,8 10 M=[HA]

3

⇒ ⋅ ≅ ⇒ ⋅

– –6 –10

all’ eq.: [A ] = (0,05–2,8 10 ) M 0,05 M, K = 1,6 10 M

b

K

⇒ ⋅ –5

w

K = =6,3 10 M.

a K b + - -

3) Calcolare il pH, la concentrazione di H O , di OH e di HCOO in una soluzione di HCOOH

3 (aq)

-4

=1,8×10 ).

di concentrazione 0,20 M (K

a

- + - +

K =[HCOO ][H O ]/[HCOOH]. Da [HCOO ]=[H O ] e considerando, (in prima approssimazione,

a 3 3 ⋅ ⋅

+ 1/2 -3 - + -12

[HCOOH]=0,20 M, si ottiene [H O ]=(K [HCOOH]) =6,0 10 mol/L. [OH ]=K /[H O ]=1,7 10

3 a w 3

⇒ pH=2,2.

mol/L

4) Scrivere la reazione di neutralizzazione tra acido acetico e idrossido di calcio. Che massa

3

di idrossido è necessaria per neutralizzare 1,40 m di una soluzione di acido 0,25 M?

Qualitativamente, quale sarà il pH alla fine della neutralizzazione?

2CH COOH + Ca(OH) Ca(CH COO) + 2 H O.

3 2 3 2 2

n = n /2 = (1400 L 0,25 mol/L) / 2 = 175 mol

base acido ⋅ ⋅ 4

m = 175 mol 74,1 g/mol = 1,30 10 g = 1,03 kg di Ca(OH) .

base 2

Alla fine della neutralizzazione il pH sarà debolmente basico, per la reazione di idrolisi dello ione

- -

acetato: CH COO + H O CH COOH + OH

3 2 3

APPROFONDIMENTO: LE PIOGGE ACIDE

Con questa espressione si indica un grave fenomeno di inquinamento ambientale dovuto alle

precipitazioni atmosferiche di acqua e di neve e alla formazione di nebbie in cui sono presenti

sostanze acide in concentrazione superiore ai valori normali. Il fenomeno, diventato rilevante negli

ultimi 45 anni, è in fase di progressione preoccupante.

L’acidità è normalmente espressa in termini di pH o cologaritmo decimale della concentrazione

+

degli ioni idrogeno presenti in un litro di soluzione: pH = - log [H O ]

3

Gli ioni ossonio (idronio) provengono dalla dissociazione degli acidi presenti nell’acqua:

+ – +

HX + H O H O + X ; una soluzione si dice neutra a T ambiente se pH = 7 ([H O ] =

2 3 3

-7 -1 + -7 -1

mol L ) mentre risulta acida quando pH < 7 ([H ] > 1,0·10 mol L ). La pioggia

1,0·10

normale, non inquinata, presenta un pH di circa 5,6/5,7; questa moderata acidità è dovuta alla

presenza dell’anidride carbonica atmosferica che sciogliendosi in parte nell’acqua piovana forma

l’acido carbonico che, essendo debole, si dissocia parzialmente: 3-(aq)

+

CO + H O H CO H O + HCO

2 (g) 2 (l) 2 3 (soluzione) 3

Tuttavia questa debole acidità naturale non risulta particolarmente preoccupante, ma lo diventa

quando il pH dell’acqua piovana scende a valori inferiori a 5. I principali responsabili

dell’aumento dell’acidità dell’acqua piovana risultano essere gli ossidi acidi (inquinanti primari),

prodotte dalle molteplici attività umane e immesse nell’atmosfera, in modo particolare l’anidride

solforosa SO e gli ossidi di azoto NO (NO e NO ). Le suddette sostanze sono i precursori

2 x 2

dell’acido solforico e dell’acido nitrico (inquinanti secondari) che si generano quando la massa

d’aria inquinata viene a contatto con l’acqua piovana. Le reazioni (schematizzate) sono:

Æ ÆH Æ

SO + ½ O SO e con H O SO e NO + H O HNO (come

2(g) 2(g) 3(g) 2 (l) 2 4(aq) x(g) 2 (l) 3(aq)

prodotto finale)

Queste trasformazioni, termodinamicamente favorite, sono catalizzate e rese veloci dalla presenza

di polveri fini di natura metallica o a base di carbonio (i particolati) disperse in grande quantità

nell’atmosfera dove rimangono a lungo sospese. In natura gli ossidi di azoto si formano per azione

delle scariche dei fulmini nell’aria e a seguito dei normali processi di biodegradazione degli

organismi vegetali e animali, ma i maggiori responsabili della abnorme presenza di NO x

nell’atmosfera risultano essere le attività industriali, in particolare modo le centrali termoelettriche

e i processi di combustione interna dei motori dei veicoli. Per quanto riguarda SO invece, una

2

grossa emanazione naturale è dovuta alla attività dei vulcani e alla decomposizione della materia

organica di origine vegetale. Tuttavia la quantità di anidride solforosa naturale incide poco

rispetto a quella prodotta dalle numerose e svariate attività umane, in modo particolare a quelle

connesse ai processi di combustione di sostanze contenenti zolfo o derivati solforati.

I principali responsabili risultano essere: le centrali termoelettriche (il carbone utilizzato come

combustibile può contenere fino al 5% di zolfo), l’industria petrolifera (nel petrolio e nel gas

naturale è presente zolfo, prodotti solforati più complessi e in quantità apprezzabile idrogeno

solforato H S gas), le industrie minerarie legate alla produzione dei metalli (molti di questi si

2

trovano in natura come solfuri che devono essere trasformati negli ossidi corrispondenti prima

Æ Æ

della riduzione a metallo, esempio: 2NiS + 3O 2NiO +2SO e poi 2NiO + C 2Ni + CO ).

2 2 2

Infine il riscaldamento domestico (il gasolio da combustione utilizzato contiene sempre quantità

apprezzabili di sostanze solforate). Generalmente si osserva che la pioggia acida cade sottovento,

lontano dal punto in cui sono stati prodotti ed immessi nell’atmosfera gli inquinanti primari,

perché gli acidi, che da essi prendono origine, si generano durante il trasporto ad opera dei venti

della massa d’aria umida inquinata. Questo fatto non rende esente dal fenomeno e dai gravi danni

che ne derivano nessuna regione del globo: la Scandinavia e la Lapponia in particolare, risentono

pesantemente delle emissioni di ossidi acidi prodotti dalle industrie del nord Europa, il Messico è

invece sottovento rispetto a quelle del sud degli Stati Uniti.

Ùùùù

I danni provocati dalle piogge acide sono ingenti, valutabili in migliaia di miliardi di euro per

anno. I sistemi più colpiti risultano i laghi, i fiumi e le foreste. Poche specie possono sopravvivere

e riprodursi in ambienti a pH costantemente sotto il valore di 5 come è diventato per molti bacini

del Nord America e del Nord Europa ormai privi di ogni forma di vita vegetale e animale. In certe

regioni risultano profondamente alterati i normali equilibri biologici con gravi conseguenze per la

flora e la fauna che da essi dipendono (in alcuni fiumi della Scozia sono drasticamente diminuiti i

salmoni, in altri sono ormai scomparsi). L’acidità dell’acqua piovana danneggia gravemente il

patrimonio arboreo, perché intacca la patina cerosa che ricopre le foglie alterando gli equilibri di

scambio di ossigeno e acqua con l’esterno; di conseguenza esse cadono prima del tempo, le piante

diventano più fragili e meno resistenti alle malattie e agli attacchi dei parassiti. Inoltre l’acidità si

accumula nel terreno rendendolo sempre meno produttivo e inadatto per determinate coltivazioni

tradizionali. I manufatti e le strutture ambientali esposte agli agenti atmosferici risultano

fortemente e talvolta irrimediabilmente danneggiate dal fenomeno: tipico è il caso della pietra

, con cui sono costruite statue, colonne o interi

calcarea e del marmo, carbonato di calcio CaCO

3

edifici. Questo materiale pregiato viene intaccato dagli ioni dell’acido solforico e trasformato in

gesso CaSO , materiale poco consistente, di scarso pregio estetico e assai solubile in acqua. Il

4

processo si può così schematizzare: 42-(aq)

+(aq) 2+(aq) 2+(aq)

CaCO + 2H O Ca + CO + 3H O e Ca + SO CaSO

3 (s) 3 2 (g) 2 (l) 4(s)


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91

PESO

2.45 MB

AUTORE

mar_tini

PUBBLICATO

+1 anno fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in ingegneria dell'edilizia
SSD:
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher mar_tini di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica dell'edificio e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Politecnico di Milano - Polimi o del prof Auricchio Sergio.

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