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ESTRATTO DOCUMENTO

- Titolazione acido-base Cx e Vx = conc e volume ignoti

CxVx = CnVn Cn e Vn = conc e volume noti

- Costanti di dissociazione acida e basica

Applico la legge dell'azione di massa e trovo i valori di Ka eKb

- Calcolo pH e pOH, idrolisi dei sali e sistemi tampone

+ -

pH = -log [H ] pOH = -log [OH ] -14

Idrolisi dei sali: Ki = costante idrolisi Kw = prodotto ionico dell'acqua = 10

- +

= [OH ] [H ]

Ki = Kw/Ka Ki = Kw/Kb

Sistemi tampone: Cs = conc sale Ca = conc acido

pH = pKa + log Cs/Ca

• Elettrochimica

- Equazione di Nerst

Variando la concentrazione dei componenti di una coppia redox varia il potenziale

di coppia. E = E + (2,3)RT/nF + log [ox]/[red]

0

E = potenziale standard della semicella F = costante di Faraday

0

- Misura potenziometrica del pH tra i due elettrodi,

Misurando con un potenziometro la differenza di potenziale E

H2

+

quello normale e quello a concentrazione ignota di H , si può ricavare il pH della

soluzione: / 0,059

pH = - E H2

- Leggi dell'elettrolisi

Prima legge di Faraday: le quantità di specie chimiche che reagiscono agli elettrodi

nel corso dell'elettrolisi sono proporzionali alla quantità di corrente che passa nel

sistema.

La quantità di corrente si calcola tramite la relazione

⋅ i = intensità di corrente

q = i t t = tempo per cui la corrente circola

Seconda legge di Faraday: durante l'elettrolisi, il passaggio di un faraday provoca

la reazione agli elettrodi di un equivalente di ogni tipo di ione.

TERMODINAMICA CELLULARE

Il metabolismo, inteso come insieme di processi atti a sostenere la vita di una cellula, presenta due

vie più o meno distinte. La prima fase, detta anche tende a degradare

degredativa, catabolismo,

quelle molecole assunte tramite la dieta per ottenere e La

precursori biologici energia disponibile.

seconda fase, quella di detta anche prevede la costruzione di

biosintesi, anabolismo,

macromolecole di importanza biologica a partire dai precursori ottenuti dal precedente catabolismo,

sfruttando l’energia immagazzinata.

L’energia immagazzinata è presente sotto forma di due trasportatori importantissimi, quali l’ATP e

(che trasporta energia libera sotto forma di elettroni liberi). Da chiarire subito è il concetto

NADPH

dell’immagazzinamento dell’energia. La rottura dei legami dei dell’ATP o dei legami con gli

Pi H

dell’NADPH libera energia. Ciò non vuol dire che l’energia è contenuta nel legame, bensì, il

passaggio da uno stato energetico alto ad uno più basso, determina la liberazione nel sistema di

energia libera.

Nella cellula le vie cataboliche e anaboliche tra un dato precursore ed un prodotto non sono quasi

mai identiche. Esistono diversi motivi. Il primo, più semplice, è che di solito le reazioni cataboliche

sono in discesa, ovvero con la liberazione di energia che può essere immagazzinata; al contrario le

reazioni anaboliche sono spessissimo in salita, ovvero hanno bisogno della somministrazione di una

aliquota di energia, spesso indispensabile per andare avanti. In secondo luogo, se le tappe fossero

identiche, il rallentamento di una via determinerebbe un rallentamento dell’altra. Se esistono,

quindi, tappe in comune, esisteranno, per forza, almeno due tappe diverse di competenza di una e

dell’altra via, in modo da poter regolare le varie tappe indipendentemente.

Nella cellula le reazioni che avvengono sono sempre in relazione con le leggi della termodinamica.

Nella cellula il è rappresentato dai reagenti e prodotti, mentre l’ambiente è rappresentato

sistema

dal citosol; l’universo è rappresentato da tutto ciò che circonda la cellula.

Prima legge della termodinamica:

in un cambiamento fisico o chimico qualsiasi, la quantità totale dell’Universo rimane costante.

Questa legge dice che l’energia non si crea e non si distrugge, bensì si modifica.

Seconda legge della termodinamica:

tutti i cambi fisici o chimici tendono a procedere in una direzione tale che l’energia utilizzabile

subisce una degradazione in una forma casuale e disordinata detta Essi si fermeranno

entropia.

all’equilibrio, al quale l’entropia formata è la massima nelle possibili condizioni esistenti..

L’energia utilizzabile è di due tipi: che può compiere lavoro solo se c’è cambiamento di T

termica,

o P; che può compiere lavoro in condizioni di T o p costanti. Nella cellula l’energia

libera,

utilizzabile è solo libera, perché la cellula rappresenta un ambiente costante, ove T e p sono

costanti.

Il calcolo di ÐG può essere effettuato mediante l’equazione ÐG= ÐH –ÐS.

DeltaH= variazione di quantità di calore, contenuto termico, calore rilasciato dai reagenti, entalpia.

DentaG= variazione dell’energia libera del sistema, differenza di contenuto energetico tra reagenti e

prodotti, energia utile a compiere un lavoro.

DeltaS= variazione del grado di disordine o casualità, entropia.

L’energia libera (ÐG) in una reazione, per la seconda legge della termodinamica, è sempre

negativa. DeltaG ci permette di predire la direzione della reazione, ma non la velocità.

DeltaG<0, reazione spontantea, deltaG>0, reazione non spontanea,

esoergonica; endoergonica;

deltaG=0, reazione all’equilibrio.

Importante è, però, sapere che una reazione, però, per avvenire, deve procurare sempre un aumento

di deltaS . Tutto ciò è indipendente da deltaH, che indica solo il calore necessario.

universo

DeltaH<0, reazione che cede calore, deltaH>0, reazione che aquista calore,

esotermica;

deltaH=0, nessuna variazione.

endotermica, 0’ c d a b

Per 1 reazione aA+bB=cC+dD, + RT ln (([C] [D] )/[A] [B] )).

deltaG= deltaG =1, ed essendo

Solo in condizioni TPS, ovvero con T=298K, p=1atm, pH=7.0, [x]=1.0 M, K eq

0’

0’

ln1=0, . Ci sono differenze importanti tra deltaG e deltaG e non vanno confusi.

deltaG=deltaG

Delta G è un valore che varia in base alle concentrazioni dei reagenti e dei prodotti, indicando la

è sempre negativo.

variazione di energia libera di una reazione in corso;

0’ è, invece, una costante per ogni reazione , nelle condizioni sopra elencate, alle

DeltaG

concentrazioni 1.0 M, indica la è una costante.

variazione di energia libera standard;

0’

DeltaG è una costante, per ogni data reazione all’equilibrio. Infatti, all’equilibrio

c d a b 0’

, dunque .

[D] )/[A] [B] ))=K deltaG = -2,303 RT log K

(([C] eq eq

0’

• Se K >1, allora deltaG <0 reazione esoergonica, spontanea;

eq 0’

• =0, allora deltaG =0, reazione all’equilibrio;

Se K eq 0’

• <1, allora deltaG >0, reazione endoergonica, non spontanea.

Se K eq 0’

Passaggi intermedi di reazioni complesse possono avere deltaG positivo e non essere spontanee,

0’ dei vari passaggi risulta essere negativa, questi tenderanno ad

ma se la somma totale di deltaG

avvenire sempre. LA NOMENCLATURA

LA VALENZA

• La valenza è la tendenza di un elemento a legarsi con uno o più elementi

• Si prendono come riferimento:

• ⇒ è l'elemento più leggero

l'idrogeno

• ⇒ riesce a combinarsi con la maggior parte degli elementi

l'ossigeno LA VALENZA RISPETTO ALL'IDROGENO

• L'idrogeno si trova nel 1° gruppo e nel 1° periodo

⇓ ⇒

si può combinare con ha bisogno di un solo elettrone

un solo elemento

ha valenza 1, oppure si dice che è monovalente

• La valenza degli altri elementi rispetto all'idrogeno varia da 1 a 4

• dal gruppo

1° al 4° cresce

• dal 5° al 7° decresce

• ⇒ ⇒

XH se x appartiene al 1° gruppo NaH

• ⇒ ⇒

XH se x appartiene al 2° gruppo CaH

2 2

⇒ ⇒

• se x appartiene al 3° gruppo AlH

XH 3 3

⇒ ⇒

• se x appartiene al 4° gruppo CH

XH 4 4

• ⇒ ⇒

XH se x appartiene al 5° gruppo NH

3 3

• ⇒ ⇒

H X se x appartiene al 6° gruppo H O

2 2

• ⇒ ⇒

HX se x appartiene al 7° gruppo HCl

• ci sono combinato con

tanti atomi di idrogeno quanto è la valenza dell'elemento

l'idrogeno

• si scrive poi quello più elettronegativo

prima l'elemento meno elettronegativo,

LA VALENZA RISPETTO ALL'OSSIGENO

• L'ossigeno appartiene al 6° gruppo e al 2° periodo

può avere al massimo 8 elettroni nel livello di valenza, ma ne ha già 6

ha valenza 2, oppure si dice che è bivalente

• La valenza degli altri elementi rispetto all'ossigeno:

• varia da 1 a 7

• è sempre crescente

• si calcola sempre la valenza massima

⇒ ⇒

O se x appartiene al 1° gruppo Na O

X 2 2

⇒ ⇒ ⇒

O XO se x appartiene al 2° gruppo CaH

X 2 2 ⇒ ⇒

O se x appartiene al 3° gruppo Al O

X 2 3 2 3

⇒ ⇒ ⇒

X O XO se x appartiene al 4° gruppo CO

2 4 2 2

⇒ ⇒

O se x appartiene al 5° gruppo N O

X 2 5 2 5

⇒ ⇒ ⇒

O HO se x appartiene al 6° gruppo HO

H 2 6 3 3

⇒ ⇒

H O s e x appartiene al 7° gruppo Cl O

2 7 2 7

ci sono tanti atomi di ossigeno quanto è la valenza dell'elemento

ECCEZIONE ⇒

perché è l'elemento più elettronegativo OF

Il Fluoro non ha valenza 7 ma 1, 2

I VARI TIPI DI NOMENCLATURA

• ⇒ trae origine dalla degli elementi

nomenclatura tradizionale distinzione in metalli e in non

metalli ⇒

• è quella più razionale e mette in evidenza il numero di atomi

nomenclatura IUPAC ⇒

• mette in evidenza le senza evidenziarne il

valenze degli elementi

nomenclatura STOCK

numero di atomi

COMPOSTI BINARI CONTENENTI OSSIGENO

NOMENCLATURA IUPAC

• Sono denominati col termine "ossido seguita dal

di" nome dell'elemento

• Per indicare il numero di atomi si usano i che

prefissi mono-, di-, tetra-, penta-, esa- e epta-

precedono i nomi

• ha valenza 2

Negli ossidi l'ossigeno

• con cui si combina

Nelle formule il simbolo dell'ossigeno è preceduto dal simbolo dell'elemento

ESEMPI:

• ⇒ ⇒

Na O 1 atomo di ossigeno e 2 di sodio Monossido di disodio

2 ⇒ ⇒ ⇒

• O CaO 1 atomo di ossigeno e 1 di calcio Monossido di calcio

Ca

2 2 NOMENCLATURA STOCK

• Sono denominati col termine "ossido seguita dal senza bisogno di

di" nome dell'elemento,

prefissi

• Quando l'elemento ha più di 1 valenza si mette "ossido di" + nome dell'elemento + la valenza

dell'elemento tra parentesi

ESEMPI:

• ⇒

FeO ossido di ferro (II)

• O ossido di ferro (III)

Fe

2 3 NOMENCLATURA TRADIZIONALE

Fa la distinzione tra metalli e non metalli:

• ⇒

metallo + ossigeno OSSIDI BASICI

• i metalli monovalenti vengono denominati col termine "ossido di" + nome del metallo

• vengono denominati col

i metalli bivalenti termine "ossido" + radice del nome del

metallo +:

• suffisso per la

-OSO valenza più bassa

• per la

suffisso valenza più alta

-ICO

ESEMPI:

• ⇒

Ca ossido di calcio

• ⇒

FeO ossido ferroso

• ⇒

Fe O ossido ferrico

2 3

• ⇒

non metallo + ossigeno OSSIDI ACIDI

• i non metalli monovalenti vengono denominati col termine "anidride" + nome del non

metallo

• vengono denominati col termine "anidride"

i non metalli bivalenti + radice del nome del

non metallo +:

• suffisso per la

-OSO valenza più bassa

• per la

suffisso valenza più alta

-ICO

ESEMPI:

• O anidride nitrosa

N 2 3

• ⇒

N O anidride nitrica

2 5 ⇒

• O anidride fosforosa

P 2 3

• ⇒

P O anidride fosforica

2 5

• anidride solforosa

SO 2 ⇒

SO anidride solforica

• 3

ECCEZIONE:

Il ha 4 valenze: 1,3,5,7

cloro ⇓

• O anidride

Cl ipoclorosa

2 ⇒

• O anidride clorosa

Cl 2 3

• ⇒

Cl O anidride clorica

2 5 ⇒

• O anidride

Cl perclorica

2 7

• ⇒

ossido + ossigeno PEROSSIDI

• Sono ossidi che presentano due atomi di ossigeno legati tra loro e aventi ciascuno valenza 1.

I perossidi presentano un atomo di ossigeno in più.

ESEMPIO:

H O H O

2 2 2

⇓ ⇒

ossido di idrogeno perossido di idrogeno

• Per denominare i perossidi si ricorre all’espressione seguito dal nome

“perossido di...”

dell’elemento legato all’ossigeno

ESEMPIO:

⇒ ⇒

Na O Na O perossido di sodio

2 2 2

• Ricordati di non semplificare mai

ESEMPIO: ⇒

⇒ perossido di calcio

CaO CaO 2

COMPOSTI NON CONTENENTI NON OSSIGENO

NOMENCLATURA IUPAC

• del nome nome dell'elemento

Radice dell'elemento a destra + suffisso -URO + DI + a sinistra

ESEMPI:

• ⇒

HCl cloruro di idrogeno

• ⇒

LiF fluoruro di litio

• ⇒

NaCl cloruro di sodio

• Se ci sono più atomi dei due elementi il loro numero viene espresso mediante i prefissi di-, tri-,

tetra-, penta-, esa-, epta-

ESEMPI:

• ⇒

NH tridruro di azoto

3

• ⇒

PH tridruro di fosforo

3

• ⇒ ⇒

Fe S Fe S solfuro di triferro

6 2 3

⇒ ⇒

• S Fe S solfuro di diferro

Fe

6 3 2

• ⇒

FeCl cloruro di ferro

• tricloruro di ferro

FeCl 3

• Nelle formule si pone per primo elemento quello che tra i due si trova della serie:

più a sinistra

B Si C Sb As P N H S I Br Cl F

NOMENCLATURA TRADIZIONALE

Distingue i composti binari senza ossigeno in:

• IDRURI

• (ad eccezione dei non metalli del VIIA e dello zolfo)

idrogeno + metallo o non metallo

• Per denominarli si ricorre all’espressione seguito dal nome dell’elemento

“idruro di...”

combinato con l’idrogeno

ESEMPI:

• ⇒

NaH idruro di sodio

• idruro di calcio

CaH 2

• ⇒

AlH idruro di alluminio

3

• IDRACIDI

• (alogeni)

idrogeno + non metalli del VIIA o sodio

• Sono denominati mediante il termine "acido" + del non metallo o del sodio

radice del nome

+ il suffisso -IDRICO

ESEMPI:

• ⇒

HCl acido cloridrico

• ⇒

HI acido ionidrico

• ⇒

H S acido solfidrico

2

• ⇒

HBr acido bromidrico

• ⇒

HF acido fluoridrico

• SALI BINARI

• metallo + non metallo

• sono denominati con la + il suffisso

Se monovalenti, radice del nome del non metallo -URO

+

+ DI nome del metallo

ESEMPI:

• ⇒

NaCl cloruro di sodio

• ⇒

LiF fluoruro di litio

• sono denominati con la + il

Se un elemento è bivalente, radice del nome del non metallo

suffisso + la +:

-URO radice del nome del metallo

• ⇒

-OSO valenza minore

• ⇒

-ICO valenza maggiore

ESEMPI:

• cloruro ferroso

FeCl 2

• ⇒

FeCl cloruro ferrico

3 COMPOSTI NON BINARI O TERNARI

GLI IDROSSIDI

OSSIDO BASICO + ACQUA

• ⇒

Sono composti da segui questa sequenza per scrivere la

metallo + ossigeno + idrogeno

formula chimica

• Sono caratterizzati dalla presenza di uno o più gruppi -OH:

• si comportano come se fossero un solo elemento

ossigeno e idrogeno

• chiamato ossidrile

• è monovalente

• quanto è la

ci sono tanti gruppi -OH valenza del metallo

ESEMPI: ⇒

• O + H O HaOH

Na

2 2

• ⇒

CaO + H O Ca(OH)

2 2

• O + H O Al(OH)

Al 2 3 2 3

• O Fe(OH)

FeO + H 2 2

• ⇒

Fe O + H O Fe(OH)

2 3 2 3

• ⇒

Cu O + H O Cu(OH)

2 2 ⇒

• O Cu(OH)

CuO + H 2 2 NOMENCLATURA IUPAC

• Sono denominati con l’espressione “idrossido di...” + nome del metallo.

• Nel caso che ci siano più atomi o più composti -OH si aggiungono al termine idrossido i

(mono, di, tri...)

consueti prefissi

ESEMPI:

• ⇒

NaOH idrossido di sodio

• diidrossido di calcio

Ca(OH)

2

• ⇒

Al(OH) triidrossido di alluminio

3 ⇒

• diidrossido di ferro

Fe(OH)

2

• ⇒

Fe(OH) triidrossido di ferro

3

• ⇒

Cu(OH) idrossido di rame

• diidrossido di rame

Cu(OH)

2 NOMENCLATURA STOCK

• Sono denominati con l’espressione "idrossido +

di" nome del metallo

• metto anche il che indica la

Nel caso di metalli con più valenze, tra parentesi numero romano

valenza del metallo

ESEMPI:

• ⇒

NaOH idrossido di sodio

• idrossido di calcio (II)

Ca(OH)

2 ⇒

• idrossido di alluminio (III)

Al(OH)

3

• ⇒

Fe(OH) idrossido di ferro (II)

2 ⇒

• idrossido di ferro (III)

Fe(OH)

3

• ⇒

Cu(OH) idrossido di rame

• ⇒

Cu(OH) idrossido di rame (II)

2 NOMENCLATURA TRADIZIONALE

• Nel caso che il metallo sia monovalente, sono denominati con l’espressione "idrossido +

di"

nome del metallo

• sono denominati con l'espressione "idrossido" +

Nel caso di metalli con più valenze, radice del

del metallo + il suffisso:

nome

• per la valenza più bassa

-oso

• per la valenza più alta

-ico

ESEMPI:

• ⇒

NaOH idrossido di sodio

• ⇒

Ca(OH) idrossido di calcio

2 ⇒

• idrossido alluminio

Al(OH)

3 ⇒

• idrossido ferroso

Fe(OH)

2

• ⇒

Fe(OH) idrossido ferrico

3

• ⇒

Cu(OH) idrossido rameoso

• ⇒

Cu(OH) idrossido rameico

2 GLI OSSOACIDI O OSSIACIDI

OSSIDO ACIDO + ACQUA

⇓ ⇒

sono composti da segui questa sequenza per scrivere la

idrogeno + non metallo + ossigeno

formula chimica

ESEMPI: ⇒

• + H O H SO

SO 2 2 2 3

• ⇒

SO + H O H SO

3 2 2 4

⇒ ⇒

• O + H O H N O HNO

N 2 3 2 2 2 4 2

• ⇒ ⇒

N O + H O H N O HNO

2 5 2 2 2 6 3

⇒ ⇒

• O + H O H Cl O HClO

Cl 2 2 2 2 2

⇒ ⇒

• O + H O H Cl O HClO

Cl 2 3 2 2 2 4 2

• ⇒ ⇒

Cl O + H O H Cl O HClO

2 5 2 2 2 6 3

⇒ ⇒

• O + H O H Cl O HClO

Cl 2 7 2 2 2 8 4

NOMENCLATURA IUPAC

• Sono denominati dal termine "acido" + (prefissi

il numero di atomi do ossigeno monosso-,

+

diosso-, triosso-...) radice del nome del non metallo + suffisso -ICO + tra parentesi la

valenza del non metallo

• Se sono presenti il nome di questo viene

più atomi del non metallo, preceduto dai soliti

prefissi

ESEMPI:

• ⇒

H SO acido triosso solforico (IV)

2 3 ⇒

• SO acido tetraosso solforico (VI)

H 2 4

• ⇒

HNO acido diosso nitrico (III)

2 ⇒

• acido triosso nitrico (IV)

HNO 3

• ⇒

HClO acido monosso clorico

• acido diosso clorico (III)

HClO 2 ⇒

• acido trisso clorico (V)

HClO 3 ⇒

• acido tetraosso clorico (VII)

HClO 4 NOMENCLATURA TRADIZIONALE

• Se il non metallo è monovalente, sono denominati col termine "acido" + la radice del nome del

+ il suffisso -ICO

non metallo

• Se il non metallo ha più di una valenza, sono denominati col termine "acido" + la radice del

+ il suffisso:

nome del non metallo

• per la valenza minore

-OSO

• per la valenza maggiore

-ICO

ESEMPI:

• SO acido solforoso

H 2 3 ⇒

• SO acido solforico

H 2 4 ⇒

• acido nitrico

HNO 2

• ⇒

HNO acido nitroso

3

• ⇒

HClO acido ipocloroso

• ⇒

HClO acido cloroso

2 ⇒

• acido clorico

HClO 3 ⇒

• acido perclorico

HClO 4 I SALI

Derivano dagli per dei loro con

OSSOACIDI sostituzione completa o parziale atomi di idrogeno

atomi di un metallo

H + non metallo + O = ossoacidi

⇓ ⇒

= sostituzione totale

metallo + non metallo + O sali ⇒

= sostituzione parziale

metallo + H + non metallo + O idrogenosali

ESEMPI:

• ⇒

HNO NaNO

2 2

• NaNO

HNO 3 3 NOMENCLATURA IUPAC

del nome + il -ATO + la tra parentesi +

Radice del non metallo suffisso valenza del non metallo

la + il (se ci sono più atomi metto i soliti prefissi)

preposizione DI nome del metallo

ESEMPI: ⇒ ⇒

• NaNO diosso nitrato (III) di sodio

HNO 2 2

⇒ ⇒

• NaNO triosso nitrato (V) di sodio

HNO 3 3

• ⇒ ⇒

H SO K SO triosso solfato (IV) di dipotassio

2 3 2 3

⇒ ⇒

• SO K SO tetraosso solfato (VI) di dipotassio

H 2 4 2 4

• ⇒ ⇒

HClO LiClO monosso clorato (I) di litio

⇒ ⇒

• LiClO diosso clorato (III) di litio

HClO 2 2

• ⇒ ⇒

HClO LiClO triosso clorato (V) di litio

3 3

• ⇒ ⇒

HClO LiClO tetraosso clorato (VII) di litio

4 4 NOMENCLATURA TRADIZIONALE

Sono denominati colla radice del nome del non metallo + il suffisso:

• per la valenza minore

-ITO

• per la valenza maggiore

-ATO

+ + il nome del metallo

la preposizione di

ESEMPI:

• ⇒ ⇒

HNO NaNO nitrito di sodio

2 2

⇒ ⇒

• NaNO nitrato di sodio

HNO 3 3

⇒ ⇒

• SO K SO solfito di potassio

H 2 3 2 3

• ⇒ ⇒

H SO K SO solfato di potassio

2 4 2 4

• ⇒ ⇒ di litio

HClO LiClO ipoclorito

⇒ ⇒

• LiClO clorito di litio

HClO 2 2

• ⇒ ⇒

HClO LiClO clorato di litio

3 3

⇒ ⇒

• LiClO perclorato di litio

HClO 4 4

ESERCIZI DI CHIMICA

I NDICE

C A L O R E - E N E R G I A ......................................................................................................... 21

E S E R C I Z I D I E L E T T R O C H I M I C A ............................................................................. 23

O S M O S I ................................................................................................................................... 25

P H ............................................................................................................................................... 26

S O L U B I L I T À ......................................................................................................................... 28

R E A Z I O N I M E T A T E S I O D O P P I O S C A M B I O ..................................................... 30

E S A M E ...................................................................................................................................... 32

λ

R = = H/P = 0,132 PM ...................................................................................................... 33

R E A G E N T E L I M I T A N T E .................................................................................................. 35

F O R M U L A M I N I M A E C O M P O S I Z I O N E P E R C E N T U A L E .............................. 37

R E D O X ...................................................................................................................................... 39

G A S ............................................................................................................................................ 41

D O M A N D E .............................................................................................................................. 43

S T E C C H I O M E T R I A ............................................................................................................ 48

L U N G H E Z Z A D ’ O N D A ...................................................................................................... 51

20

C - E

A L O RE N E RG I A

1. Fe O + CO --> Fe +CO (da bilanciare)

2 3 2

Il calore liberato dalla riduzione di una mole di ossido di ferro (III) in condizioni standard è 6,39 kcal.

Calcolare il calore liberato nella riduzione di 16,0 g di ossido di ferro (III) (PF=159,69 u). Quale è il

segno della variazione di entalpia? R = 0,639 kcal liberate

∆H°

2. (a) Calcolare il della seguente reazione (da bilanciare):

bicarbonato di sodio (s) carbonato di sodio (s) + acqua (g) + biossido di carbonio (g)

∆H°

sapendo che per il carbonato di sodio è -1131, per l'acqua (gas) -241,8, per il biossido di

form

carbonio -393,5 e per il bicarbonato di sodio è -947,7 kJ/mol; (b) dire se la reazione è esotermica o

endotermica; (c) calcolare il calore liberato o assorbito durante la decomposizione di 168,0 g di

bicarbonato di sodio (PF = 84,00 u) e il volume a condizioni normali dei prodotti gassosi formati.

R(a) = 129 kJ necessari per la decomposizione di 2 moli di NaHCO

3

R(b) = la reazione è endotermica

R(c) = sono necessari 129 kJ che devono essere assorbiti

22,4 l H O e 22,4 l CO

2 (g) 2(g)

→ ∆H

3. Data l’equazione termochimica: C + O CO ) = - 394 kJ, dire: (a) quanto calore verrà

(s) 2(g) 2(g

liberato o assorbito durante la reazione di 1,20 g di carbonio in presenza di un eccesso di ossigeno;

(b) calcolare il volume (STP) di biossido di carbonio formato in seguito a tale reazione.

R(a) = 39,4 kJ; H < 0 il calore è liberato

R(b) = 2,24 l

→ ∆H°

4. Data la reazione da bilanciare (a): C H + O CO + H O (b) calcolare il della

2 6(g) 2(g) 2(g) 2 (l)

∆H°(form)

reazione sapendo che di CO è -394 kJ/mol; di H O -286 kJ/mol e di C H è -84,7 kJ/mol.

2 2 2 6

(c) dire se la reazione è esotermica o endotermica →

R(a) = 2 C H + 7 O 4CO + 6H O

2 6(g) 2(g) 2(g) 2 (l)

R(b) = H = - 3122 kJ (- 1561 kJ/mol )

reaz R(c) = esotermica

0

5. Il valore del H per la reazione chimica descritta dalla seguente equazione (da bilanciare):

ossido di calcio + acqua idrossido di calcio

(s) (l) (s)

è -56,27 kJ/mol. Calcolare la quantità di calore necessaria per trasformare 1,00 g di idrossido di

calcio [PF = 74,094 u] in ossido di calcio .

(s) (s) R = 0,760 kJ

∆ ° →

6. (a) Calcolare il H° della reazione: CaCO CaO + CO

3(s ) (s) 2 (g )

∆ °

essendo H° (kJ/mol): CaO -636; CO -394; CaCO -1208.

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

(b) La reazione è esotermica o endotermica? (c) E’ favorita o sfavorita dal termine entropico?

R(a) = + 178 kJ/mol

R(b) = endotermica, assorbe calore

R(c) = dal punto di vista antropico la reazione è favorita

∆H°

7. (a) Calcolare il di combustione dell’ etanolo (C H OH ):

2 5

C H OH + ? ? + ?

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

∆H° ∆H°

sapendo che per CO =-393,5 kJ/mol, per H O = -241,8 kJ/mol e per C H OH

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

∆H° = -277,69 kJ/mol.(b) dire se la reazione di combustione è esotermica o endotermica; (c)

form

calcolare il calore liberato o assorbito durante la reazione di 100,5 g di etanolo (PF=100,50u) e il

volume a condizioni normali dei prodotti gassosi formati. R(a) = -1234,71 kJ/mol

R(b) = reazione esotermica

R(c) = calore liberato q = 1234,7 kJ

V = 44,8 l; V = 67,2 l

CO2 H2O

8. AgCl(s) + I2(g) AgI(s) + Cl2(g) (da bilanciare) 21

La variazione di entalpia standard della reazione è 15,50 kcal/mol. Calcolare l'entalpia standard di

formazione di AgI(s), sapendo che l'entalpia standard di formazione di AgCl(s) è -30,36 kcal/mol.

R = 2AgCl(s) + I2(g) 2AgI(s) + Cl2(g)

∆ H° (AgI) = -22,61 kcal/mol

f

9. Quando una mole di propano (CH CH CH ) brucia all'aria, si liberano 2220 kJ di calore. Qual è la

3 2 3

variazione di entalpia del sistema quando si bruciano 6,00 g di propano? ∆

R = H = -302 kJ

→ ∆

10. Data l’equazione termochimica: SO + 1/2O SO H = - 98 kJ dire quanto calore verrà

2 2 2

liberato/assorbito durante la reazione di 64,06 g di biossido di zolfo in eccesso di ossigeno e calcolare

il volume (STP) di triossido di zolfo formato. R = 98 kJ che vengono liberati; 22,4 l di SO 3

22

E E

S E RC I Z I D I L E T T RO C H I M I C A

1. Calcolare la f.e.m. di una pila costituita dai seguenti semielementi:

2+ 2+ -4

⋅10

i) Cu /Cu con [Cu ] = 1,0 M E°(rid) =+ 0,34 V

2+ 2+

ii) Co /Co con [Co ] = 1,0 M E°(rid) = - 0,28 V

a) Indicare le semireazioni di anodo e di catodo e b) la reazione globale spontanea; c) Calcolare la

costante di equilibrio.

2+ - 2+ - →

Ra = anodo: Co Co + 2e ; catodo: Cu + 2e Cu

2+ 2+

Rb = Co + Cu Co + Cu

21

Rc = K = 10

eq

2. Calcolare a) quanti grammi di metallo si depositano al catodo e b) quale volume (STP) di cloro

elementare si sviluppa all’anodo durante l’elettrolisi del cloruro di calcio fuso.

i = 1,0 A

h

t = 1

Ra = 2,2 g

Rb = 1,2 l

1. a)Calcolare la f.e.m. di una cella costituita dall’ elettrodo standard a idrogeno e da un elettrodo di

nichel metallico immerso in una soluzione acquosa 0,10M di un sale di nichel (II)[E°riduz = -0,25 V];

b) scrivere la reazione globale che avviene spontaneamenter;

c) calcolare la K della reazione.

eq

Ra = + 0,287 V

+ 2+

Rb = Ni + 2H Ni + H 2

9

Rc = 10 0 3+ 4- 72- +

2. a) Calcolare E per la reazione seguente: 2 Cr + HSO + 9 H O Cr O + 3 H SO + 5 H O ,

2 2 2 3 3

b) dire se nelle condizioni standard è spontanea nel senso scritto e c) calcolare la K della reazione

eq

spontanea:

72- + - 3+ 0 4- + - 0

→ →

Cr O + 14 H O 6 e 2 Cr + 21 H O (E = + 1,33 V); HSO + 3 H O + 2 e H SO + 4 H (E

2 3 2 3 2 3 2

= + 0,11 V)

Ra = - 1,22 V

Rb = non è spontanea

124

Rc = 10 0 4- + 2+

3. a) Calcolare E per la reazione seguente: 2 MnO + 5 H S + 6 H O 2 Mn + 5 S + 14 H O

2 3 2

b) dire se nelle condizioni standard è spontanea nel senso scritto e c) calcolare la K della reazione

eq

spontanea:

4- + - 2+ 0 + - 0

→ →

MnO + 8 H O + 5 e Mn 12 H O (E = + 1,51 V); S + 2 H O + 2 e H S + 2 H O (E = +

3 2 3 2 2

0,14 V)

Ra = +1,37 V

Rb = reazione spontanea nel senso scritto

231

Rc = 10

4. a) Calcolare la quantità di elettricità necessaria a ridurre 200g di Mg elettrolizzando il cloruro di

magnesio fuso,

b) quale volume (STP) di cloro si svolge all’anodo.

6

Ra = 1,58 10 C 23

Rb = 184 l

5. (a) Valutare se lo ione dicromato (E° riduzione = + 1.33 V) è in grado di ossidare lo ione Fe(II) (E°

riduzione = + 0.77 V) in soluzione acquosa acida, in condizioni standard; (b) bilanciare l’equazione

+ H SO + FeSO ? ; (c) calcolare la

chimica in forma molecolare e in forma ionica: K Cr O 2 4 4

2 2 7

f.e.m. della cella galvanica costituita dei due semielementi dati; (d) calcolare la K della reazione che

eq

avviene spontaneamente; (e) scrivere il nome di tutte le sostanze coinvolte nella reazione.

Ra = E° > E°

1) 2) →

+ 7H SO + 6FeSO Cr (SO ) + K SO + 7H O + 3Fe (SO )

Rb = K Cr O 2 4 4 2 4 3 2 4 2 2 4 3

2 2 7

72- + 2+ 3+ 3+

Cr O + 14H +6Fe 2Cr + 7H O + 6 Fe

2 2

Rc = + 0,56 V

57

Rd = 10

6. H puro fu ottenuto al catodo per elettrolisi dell’acqua. Calcolare quanti Coulomb di elettricità

2

occorrono per preparare 20,0 l di H (298 K, 1 atm).

2

R = 1,58 C

7. Date le due semireazioni e i relativi potenziali standard di riduzione:

3-(acq) +(acq) - →

NO + 4H + 3e NO + 2H O E° = +0,96

(g) 2

2+(acq) - →

Co + 2e Co E° = -0,28

a) scrivere la reazione globale nel senso in cui avviene spontaneamente, b) calcolare la K

eq

3- + 2+

Ra = 2NO + 8H +3Co 2NO + 4H O + 3Co

2

126

Rb = 10

8. a) calcolare quanti grammi di metallo si depositano al catodo e b) quale volume (STP) di cloro

elementare si sviluppa all’anodo durante l’elettrolisi del cloruro di bario fuso facendo passare una

corrente di 10 A per 30 minuti.

Ra = 2,38 g

Rb = 2,1 l

a) Calcolare la f.e.m. di una pila costituita dai seguenti semielementi:

11. 2+ 2+ -4

i) Ni /Ni [Ni ] = 1,0 x 10 M E° = -0,25 V

(rid)

2+ 2+

ii) Zn /Zn con [Zn ] = 1,0 M E° = - 0,76 V

(rid)

b) Indicare le semireazioni di anodo e di catodo e la reazione globale spontanea. c) Calcolare la

costante di equilibrio.

Ra = 0,39 V 2+ - 2+ - 2+

→ → →

Rb= catodo: Ni + 2e Ni anodo: Zn Zn + 2e reazione: Zn + Ni

2

Zn + + Ni

17

Rc= 10 24

O SMOSI

1. Date le seguenti soluzioni acquose dire quali sono tra loro isotoniche: (a) fosfato di rubidio 0,100

M, (b) saccarosio (C H O ) 0,10 M, (c) nitrato d’argento 0,050 M e motivare la risposta

12 22 11

(indicando che cosa significa isotonico). R = saccarosio e nitrato d’argento sono

soluzioni isotoniche, stessa pressione osmotica

2. (a) Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,272 M di glicerolo (C H O ) a 25 °C. (b)

3 8 3

Determinare la concentrazione di una soluzione acquosa di cloruro di calcio che sia isotonica con

una soluzione 0,030 M di uno zucchero. R(a) = 6,65 atm

R(b) = 0,010 M concentrazione CaCl 2

isotonica con quella dello zucchero

-3

3. (a) La pressione osmotica di una soluzione che contiene disciolti 55,0 g dm di una proteina è

0,103 atm a 5 °C. Calcolare il peso molecolare della proteina. (b) Determinare la concentrazione

di una soluzione acquosa di solfato di rubidio che sia isotonica con una soluzione 0,0250 M di uno

zucchero. R(a) = 12173 u

-2

R(b) = 8,33 x 10 M

4. (a) Quale di queste soluzioni acquose (a parità di temperatura) ha pressione osmotica più

elevata? a) cloruro di sodio 0,50M; b) solfato di potassio 0,10M; c) fosfato di alluminio 0,10M; d)

c) motivare.

C H O 0,10M; b) quali sono isotoniche?

6 12 6 R(a) = NaCl

R(b) = nessuna è isotonica con un’altra

R(c) = poiché nessuna ha la stessa pressione osmotica

5. Date le seguenti soluzioni acquose:

a) solfato di magnesio 0,10M; b) fosfato trisodico 0,10M; glucosio (C6H12O6) 0,10M, dire quale

ha pressione osmotica maggiore (motivare).

R = Na PO ha la p osmotica maggiore perché ha l’osmolarità maggiore

3 4 25

PH

3

1. 2,0 g di cianuro di sodio sono sciolti in 300 cm di soluzione acquosa. Calcolare il pH e la

concentrazione delle specie presenti all’equilibrio. La costante di ionizzazione acida dell’acido

-10

cianidrico è K =4,0x10 .

a - -3

⋅ ≈

R (a) [OH ] = [HCN] = 1,8 10 M; R(b) pH= 11,26; R(c) [CN-] 0,14 M.

2. Calcolare: a) il pH; b) la concentrazione delle specie presenti all’equilibrio, di una soluzione acquosa

-9 3

di un acido debole HA 0,30 M essendo la costante di ionizzazione acida K =1,0x10 ; c) quanti cm di

a

una soluzione acquosa 1,0M di idrossido di sodio sono necessari per neutralizzare completamente

3

20,0 cm dell’acido HA? + - -5

R(a) pH = 4,77; R(b) [H O ] = [A ] = 1,7 10 M;

3 -3

≈ ⋅

[HA] 0,30 M; R(c) Vb = 6,0 10 l = 6,0 ml.

3. a) Calcolare il pH di una soluzione acquosa contenente 0,015 mol di CH COONa e 0,10 mol di

3

-5

CH COOH in un litro, essendo la K dell’acido acetico 1,8x10 . b) che proprietà ha una soluzione di

3 a

questo tipo? R(a) pH = 3,92; soluzione tampone.

3 3

4. Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta mescolando 200,0 cm di HCl 0,010 M e 100,0 cm

di NaOH 0,020M R(a) pH = 7.

5. Data una soluzione acquosa di cianuro di potassio 0,10M, calcolarne il pH. La K dell’acido cianidrico è

a

-10

4,0 x 10 . R (a) pH = 11,20.

6. Calcolare il pH e la concentrazione delle specie presenti all'equilibrio in una soluzione acquosa

3

ottenuta sciogliendo in 150 cm 2,4 g di cianuro di potassio essendo la K dell'acido cianidrico eguale

a

-10

a 4,9x10 . - -3 -

⋅ ≈

R(a) [OH ] = [HCN] = 2,2 10 M; R(b) [CN ] 0,25 M; R(c) pH = 11,35.

-5

7. Calcolare il pH di 50 ml di soluzione acquosa di CH COOH 0,10 M (K =1,76x10 ): a) all’inizio; b)

3 a

dopo aggiunta di 5,0 ml di una soluzione acquosa di idrossido di sodio 0,50 M; c) dopo aggiunta di 10

ml (complessivi delle due aggiunte) della soluzione acquosa di idrossido di sodio 0,50 M.

R(a) pH = 2,88; pH = 4,754; R(c) pH = 8,84.

8. Il pH di una soluzione acquosa di un acido debole monoprotico HA 0,120 M è 3,72. (a) Calcolare la K

a

dell’acido. b) Quanti ml di idrossido di sodio 0,10 M sono necessari per titolare 25 ml della soluzione

acquosa dell’acido dato? c) Il pH della soluzione acquosa all’equivalenza sarà acido, basico o neutro?

Motivare. -7

R(a) Ka = 3,0 10 ; R(b) V = 30 ml;

b

R(c) pH della soluzione all’equivalenza è basico.

9. Calcolare il pH e la concentrazione molare di ogni specie presente all’equilibrio di una soluzione

ottenuta mescolando le due seguenti soluzioni: 500 ml di KOH 1,0 M e 500 ml di un generico

(acq)

-10

acido debole HA di concentrazione 1,0 M e K =4,0x10 .

(acq) eq

- -3 -

⋅ ≈

R(a) [OH ] = [HA] = 3,5 10 M; R(b) [A ] 0,50 M; R(c) pH11,54.

10. 3,0 g di cloruro d’ammonio (PF=53,491 u) sono sciolti in 250 ml di soluzione acquosa. Calcolare il pH

e la concentrazione delle specie presenti all’equilibrio. La costante di ionizzazione basica

-5

dell’ammoniaca è K =1,8x10 .

b R(a) pH = 4,96.

26

3

11. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 6,5 g di KCN in 100 cm di acqua distillata.

-10

= 4,0x10 .

Trascurare la variazione di volume dovuta all'aggiunta del sale. K (HCN)

a R = pH = 11,70.

12. 3,0 g di cianuro di potassio sono sciolti in tanta acqua da ottenere 250 ml di soluzione acquosa. a: il

pH della soluzione salina sarà acido, basico o neutro? b: calcolare il pH e la concentrazione delle

-10

specie presenti all'equilibrio, essendo la costante acida dell'acido cianidrico K = 4,0 x 10 .

a

- -3 -

⋅ ≈

R(a) basico; R(b) [HCN] = [OH ] = 2,1 10 M pH = 11,32 [CN ] 0,18 M.

13. a: quanti ml di una soluzione di acido solforico 0,100 M reagiscono con 30,0 ml di idrossido di

potassio 0,200 M? b: quanti grammi di acido sono contenuti in tale volume? c: qual'è la normalità

della soluzione di acido? d: quale sarà il pH della soluzione finale al punto di equivalenza?

R(a) Va = 30 ml; R(b) g (H SO ) = 0,294 g; R(c) = 0,200 N; R(c) pH = 7.

2 4

14. Calcolare il pH di una soluzione acquosa 0,050 M di ammoniaca e 0,075 M di cloruro d’ammonio. La

-5

K dell’ammoniaca è 1,8 x 10 .Che proprietà ha una soluzione acquosa di questo tipo?

b R(a) pH = 9,08; R(b) soluzione tampone.

15. Calcolare: a) il pH; b) la concentrazione delle specie presenti all’equilibrio, di una soluzione acquosa

-6 3

di un acido debole HA 0,15 M essendo la costante di ionizzazione acida K =1,0x10 ; c) quanti cm di

a

una soluzione acquosa 1,0M di idrossido di sodio sono necessari per neutralizzare completamente

3

20,0 cm dell’acido HA? + - -4 3

R(a) pH = 3,41; R(b) [H O ] = [A ] = 3,9 10 M [HA] 0,15 M; R(c) V = 3,0 cm .

3

16. Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta aggiungendo 25,0 ml di acido cloridrico 0,120 M a

10,0 ml di ammoniaca 0,120 M. Considerare i volumi additivi. R(a) pH = 1,289.

-4

17. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 5,0x10 moli di KOH solido a 25,0 ml di acido

-5

acetico 0,100 M (K =1,8x10 ). Trascurare la variazione di volume dovuta all’aggiunta di KOH solido.

a R(a) pH = 4,14.

18. Calcolare il pH e la concentrazione delle specie presenti all'equilibrio in una soluzione acquosa di

-5

bromuro d’ammonio 0,210 M. La K dell'ammoniaca vale 1,85x10 .

b + -5 4+

⋅ ≈

R(a) [NH ] = [H O ] = 1,066 10 M, pH = 4,97, [NH ] 0,210.

3 3

19. Il pH di una soluzione acquosa di un acido debole monoprotico HA 0,230 M è 2,30. A) Calcolare la K

a

dell’acido. B) Quanti ml di idrossido di sodio 0,10 M sono necessari per titolare 15 ml della soluzione

acquosa dell’acido dato? C) Il pH della soluzione acquosa all’equivalenza sarà acido, basico o neutro?

Motivare. -4

R(a) Ka = 1,1 10 ; R(b) V = 34,5 ml R(c)

b

Il pH della soluzione acquosa all’equivalenza è basico.

20. Calcolare il pH di una soluzione acquosa 0,050 M di acido acetico e 0,075 M di acetato di sodio. La K

a

-5

dell’acido acetico è 1,8x10 .Che proprietà ha una soluzione acquosa di questo tipo?

R(a) pH = 4.92; soluzione tampone.

27

S OLUBILITÀ

1. Calcolare la solubilità in g/l del carbonato di piombo(II) (a) in acqua pura e (b) in una soluzione

-14

acquosa di carbonato di potassio 0,10M. (K = 6,3 x 10 ).

ps -5

R(a) = 6,7 x10 g/l

-10

R(b) = 1,7 x10 g/l

-11

2. Il prodotto di solubilità dell’idrossido di magnesio a T = 25°C è 1,2 x 10 . Calcolare il pH di una

soluzione satura di idrossido di magnesio. R = 10,46

-5

3. In quanta acqua si sciolgono 1,50g di solfato di calcio (PF = 136,136u; K = 2,4 x 10 )?

ps

Trascurare la variazione di volume dovuta all’aggiunta del sale (il volume d’acqua aggiunta e il

volume della soluzione coincidono. 3

R = 2,2 dm

-13

4. Il prodotto di solubilità del bromuro d’argento a T = 25°C è 5,0 x 10 . Calcolare la sua solubilità

in g/l a tale temperatura. -4

R = 1,3 x 10 g/l

-9

5. Calcolare la solubilità in g/l di carbonato di bario (PF = 197,348u; K = 5,0 x 10 ) (a) in acqua

ps

pura e (b) in una soluzione acquosa 0,10M di carbonato di potassio. -2

R(a) = 1,39 x 10 g/l

-6

R(b) = 9,87 x 10 g/l

3 3

6. Si calcoli quanti g di Ag SO si sciolgono (a) in 1 dm di acqua pura e (b) in 1 dm di una

2 4 -5

soluzione acquosa 0,420M di Na SO (K = 7,0 x 10 ). Si consideri che il volume della soluzione

2 4 ps

3

rimanga 1,00 dm anche dopo l’aggiunta del sale. R(a) = 8,1g

R(b) = 2,0g

7. Calcolare la solubilità in g/l dell’idrossido di magnesio (a) in acqua pura e (b) in una soluzione

-11

acquosa di idrossido di potassio 0,10M. (K = 1,2 x 10 ).

ps -3

R(a) = 8,2 x 10 g/l

-9

R(b) = 7,0 x 10 g/l

8. Calcolare la solubilità in g/l del cromato di piombo(II) (a) in acqua pura e (b) in una soluzione

-7

acquosa di cromato di potassio 0,10M. (K = 1,3 x 10 ).

ps -1

R(a) = 1,16 x 10 g/l

-4

R(b) = 4,21 x 10 g/l

-5 3

9. La solubilità del solfato di bario (PF = 233,396u) a 25°C è 1,22 x 10 mol/dm . Calcolare (a) il

3

K e (b) calcolare quanti grammi di sale si sciolgono in 250,0 cm .

ps -10

R(a) = 1,49 x 10

-5

R(b) = 71,2 x 10 g

10. Calcolare la solubilità in g/l del cromato di bario (PF = 253,332u) (a) in acqua pura e (b) in una

soluzione acquosa di cromato di potassio 0,10M. K = 8,5 x 10-11.

ps -3

R(a) = 2,3 x 10 g/l

-7

R(b) = 2,1 x 10 g/l

-2 3

11. La solubilità del cromato d’argento (PF = 331,728u) a 25°C è 2,5 x 10 g/dm . Calcolare (a) il

3

K e (b) quanti grammi di sale si sciolgono in 250,0 cm .

ps -12

R(a) = 1,7 x 10

-3

R(b) = 6,3 x 10 g

12. Calcolare la solubilità in g/l del cloruro di argento (a) in acqua pura e (b) in una soluzione

-10

acquosa di cloruro di potassio 0,10M. (K = 2,8 x 10 ).

ps 28

-3

R(a) =2,4 x 10 g/l

-7

R(b) = 4,0 x 10 g/l

3

13. Calcolare i grammi di solfato di piombo (II) [PF = 303,256 u] che si possono sciogliere in 800 cm

di una soluzione acquosa 0,020 M di solfato di sodio. Il prodotto di solubilità del solfato di piombo

-8

(II) è 1,6x10 . -4

R = 1,9 x 10 g

14. Calcolare la solubilità in g/l del cromato di argento (a) in acqua pura e (b) in una soluzione

-12

acquosa di nitrato di argento 0,10M. (K = 1,9 x 10 ).

ps -2

R(a) = 2,6 x 10 g/l

-8

R(b) = 6,3 x 10 g/l

-8

15. Calcolare la solubilità in g/l del solfato di piombo (II) (K = 1,3x10 ) (a) in acqua pura e (b) in

ps

una soluzione acquosa 0,10 M di solfato di potassio. (PF solfato di piombo (II) = 303,26 uma.)

-2

R(a) = 3,3 x 10 g/l

-5

R(b) = 3,9 x 10 g/l

-11

16. Calcolare la solubilità in g/l del cromato di bario (PF= 253,332 uma; K = 8,5x10 ) in una

ps

soluzione acquosa 0,10 M di cloruro di bario. R = 2,2 x 10-7 g/l

--10

17. Calcolare la solubilità in g/l del solfato di bario (K = 1,2x10 ) (a) in acqua pura e (b) in una

ps

soluzione acquosa 0,10 M di solfato di potassio.( PF solfato di bario = 233,40 uma.) -3

R(a) = 2,6 x 10 g/l

-7

R(b) = 2,8 x 10 g/l

-13

18. Il prodotto di solubilità del bromuro d’argento a 25°C è 5,0x10 . Calcolare la sua solubilità: (a)

in g/l a tale temperatura e (b) in una soluzione acquosa di bromuro di potassio 0,10M. -4

R(a) = s = 1,3 10 g/l

-10

R(b) =s’ = 9,4 10 g/l

29

R EAZIONI METATESI O DOPPIO SCAMBIO

1. KCl + Pb(NO ) ? + ?

(acq) 3 2(acq)

scrivere l’equazione chimica bilanciata (in forma ionica e in forma molecolare)

R = KCl + Pb(NO ) KNO ) + PbCl

(acq) 3 2(acq) 3(acq 2(s)

2+ - + 3-

Pb + 2 Cl PbCl con K e NO ioni spettatori

2 →

2. (a) Scrivere i prodotti della reazione: K CrO + Ba(NO ) ? + ?

2 4(acq) 3 2(acq)

e bilanciare l’equazione chimica in forma molecolare e in forma ionica netta;

(b) denominare le varie specie chimiche sopra scritte. →

R(a) = K CrO + Ba(NO ) 2KNO + BaCrO

2 4(acq) 3 2(acq) 3(acq) 4(s)

2+ 42- →

Ba + CrO BaCrO 4(s)

+ 3-

K e NO ioni spettatori

R(b) = Cromato di potassio + nitrato di bario nitrato di potassio + cromato di bario

Ione bario + ione cromato cromato di bario

Ione potassio e ione nitrato: ioni spettatori

3. (a) Scrivere i prodotti della reazione: Pb(NO ) + Fe (SO ) ? + ?

3 2(acq) 2 4 3(acq)

e bilanciare l’equazione chimica in forma molecolare e in forma ionica netta;

(b) denominare le varie specie chimiche sopra scritte. →

R(a) = 3Pb(NO ) + Fe (SO ) 2Fe(NO ) + 3PbSO

3 2(acq) 2 4 3(acq) 3 3(acq) 4(s)

2+ 42- →

Pb + SO PbS0

4(s)

3+ 3-

Fe e NO ioni spettatori

R(b) = nitrato di piombo(II) + solfato di ferro(III)

nitrato di ferro(III) + solfato di piombo

ione piombo(II) + ione solfato solfato di piombo

ione ferro(III) e ione nitrato: ioni spettatori

4. Data la reazione in soluzione acquosa: →

cloruro di calcio + carbonato di sodio ? prodotti

Scrivere l’equazione chimica bilanciata : (a) in forma molecolare; (b) in forma ionica netta.

R(a) = CaCl + Na CO CaCO + 2NaCl

2(acq) 2 3(acq) 3 (acq)

++ 3-- →

R(b) = Ca + CO CaCO

3

5. (a) Scrivere i prodotti della reazione: →

K SO + BaCl ? + ?

2 4(acq) 2(acq)

e bilanciare l’equazione chimica in forma molecolare e in forma ionica netta; b) denominare le varie

specie chimiche sopra scritte. →

R(a) = K SO + BaCl BaSO + 2KCl

2 4(acq) 2(acq) 4(s) (acq)

42- 2+ →

SO + Ba BaSO 4(s)

+ -

K e Cl : ioni spettatori

R(b) = solfato di potassio + cloruro di bario solfato di bario +cloruro di potassio

Ione solfato + ione bario solfato di bario

Ione potassio e ione cloro: ioni spettatori

6. Scrivere e bilanciare la seguente reazione chimica in soluzione acquosa scritta in forma molecolare

e in forma ionica netta: →

solfato di sodio + nitrato di bario solfato di bario + nitrato di sodio

(acq) (acq) (?) (?)

R = Na SO + Ba(NO ) BaSO + 2NaNO

2 4(acq) 3 2(acq) 4(s) 3(acq)

2+ 42- + 3-

Ba + SO BaSO ; Na e NO ioni spettatori

4(s)

7. Scrivere i prodotti della seguente reazione: Pb(NO ) + KI ? + ?

3 2(acq) (acq)

e bilanciare l’equazione chimica in forma molecolare e in forma ionica netta.

R = Pb(NO ) + 2KI PbI + 2KNO

3 2(acq) (acq) 2(s) 3(acq)

2+ - →

Pb + 2I PbI 2(s)

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DETTAGLI
Esame: Chimica
Corso di laurea: Corso di laurea in chimica
SSD:
A.A.: 2008-2009

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Exxodus di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università La Sapienza - Uniroma1 o del prof Scienze chimiche Prof.

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