Esami Chimica organica

Domande di Chimica

1. Calcolare il pH di una soluzione di acido ipocloroso HClO 0.2M che ha una costante di dissociazione di 2.9·10^-8.

2. Calcolare quanti m di aria sono necessari per bruciare completamente in condizioni normali 8.4 kg di C₆H₁₂.

3. Descrivere brevemente il legame ionico, facendone alcuni esempi.

4. Si determini con il diagramma degli orbitali molecolari l'ordine di legame della molecola O₂. Quali sono le proprietà magnetiche, e quanto è l'ordine di legame?

5. Scrivere la reazione di decadimento α di Rn²²². Calcolare inoltre l'energia di un nucleo di Rn²²² ipotizzando che il suo peso atomico sia 222.3904 uma.

Soluzioni di Chimica 1 del 26 gennaio

1. Cloruro di ammonio: NH₄Cl; Carbonato rameico: CuCO₃; Periodato di sodio: NaIO₄.

2. 3 ZnS + 2 HNO₃ + 6 HCl = 3 ZnCl₂ + 3 S + 2 NO + 4 H₂O.

3. 2- S = S + 2e (*3); 5+ N + 3e = N (*2) = 3.

4. PM Ca3(PO4)2n = 0.2*1.5 = 0.3 mol; H3PO4n = n / 2 = 0.15 mol; Ca3(PO4)2n = 0.3 / 0.15 = 2.

H3PO4m = 0.15 * 310.3 = 46.5 g

teoricam = 46.5 * 0.7 = 32.6 g

greale - ∆G = 1520 * (RT/298) = 4. K e e 130 0C2H6 0 0 0∆G ∆G ∆G ∆G ∆G5. = - - 2 = - 57.86 kcal/mole. (Reazione spontanea perchè <0)

C2H2 H26. - impacchettamento esagonale compatto, (hcp), es. Mg, Zn, numero di coordinazione 12- impacchettamento cubico facce centrate, es. Al, Cu, Au, numero di coordinazione 12

0.059 ++= + ⋅ = da cui [Ag ] = 0.01 M

7. E 0 . 8 Log (Ag ) 0.682 VAg 1018. L’energia di ionizzazione: quantità di energia necessaria per rimuovere, fino a distanza infinita, un elettrone dallo stato fondamentale di un atomo gassoso.

L’affinità elettronica è l’energia scambiata da un atomo isolato allo stato fondamentale, nell’acquisto di un elettrone.

L’en. di ionizzazione e l’affinità elettronica, in valore assoluto, aumentano in un periodo da sinistra a destra e in un gruppo

dal basso verso l'alto.

9. n = 192 / 32 = 6 mol; n = 140 / 28 = 5 mol

O2 N2( )n RT + ⋅ ⋅6 5 8.31 353 3tot= = =V 0.16 mP 200000n RT ⋅ ⋅6 8.31 353O2= = =p 1 10000 PaO2 V 0.16

10. Nome: 2 etil, 3,4 dimetil 1-esene

CH = C –– CH –– CH –– CH –– CH2 2 3

│ │ │

CH CH CH2 3 3

│

CH3

+ -5 -5= ⋅[H ] K C11. = 7.6*10 pH= -Log 7.6*10 = 4.1A A

12. C H + 9O = 6CO + 6H O6 12 2 2 2PM = 84C6H12n = m/PM = 100 molC4H10n = n * 9 = 900 molO2 C6H12V = nRT/p = 20174 L.O2 3V = V *100/21 = 95940 L = 95.94 m .aria O2

13. Descrivere brevemente il legame ionico, facendone alcuni esempi.

14. Ordine di legame = (8-4)/2 = 2La molecola contiene elettroni spaiati quindi è paramagnetica.

*pzσ↑ ↑*px *pyπ π↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

p p p p p pz y x x y z↑↓ ↑↓π πpx py↑↓

Energia σ pz↑↓s*σ↑↓ ↑↓2s2s ↑↓σ s222

42 21815. → +Rn α Po86 84m = 86×1.0078 + 136×1.0086 = 223.8404 u.m.a.teorica∆m = 223.8404 – 222.3904 = 1.45 u.m.a.-27 8 2 -10E = 1.45 × 1.66 10 × (3·10 ) = 2.166·10 J

CHIMICA 1 Esame del 9 febbraio

Cognome e matricola: _________________________________________; Corso:___________

1. Scrivere le formule dei seguenti composti:
1. Solfito di calcio
2. Clorito ferroso
3. Acido nitrico
2. Completare e bilanciare le seguenti reazioni di scambio:
1. Sn(ClO ) + Ca(OH) =4 4 2
2. AlBr + CuSO =3 4 4+ 2+
3. Calcolare il potenziale di un elettrodo di platino immerso in una soluzione di Sn 0.1 M e Sn( )+4Sn 0.1MPt / , sapendo che E° = 0.15 V.0.5M, che si può schematizzare come: Sn4+/Sn2+( )+2Sn 0.5M
4. Scrivere la configurazione elettronica dell’atomo di sodio.
5. Definire un acido e una base secondo Arrhenius e secondo Bronsted-Lowry.
6. Calcolare quanti grammi di KCl sono necessari per produrre 31.6 g di K SO secondo la2 3reazione: 2 KCl + H SO = K

SO + 2 HCl sapendo che la resa è 80%.2 3 2 37. In un recipiente chiuso vengono introdotte 1 mole di H e 2 moli di I ; sapendo che la costante2 2di equilibrio per la reazione H + I = 2HI vale 0.111 stabilire la composizione all’equilibrio.2 28. Calcolare il calore necessario per far evaporare completamente 20 g di acqua a 40°C sapendo= 4.184 J/g K e calore latente di vaporizzazione = 2272 J/g.che l’acqua ha calore specifico cp39. Descrivere l’ibridizzazione sp e fare almeno un esempio di molecola contenente atomi3 .ibridizzati sp10. Descrivere il diagramma di stato isobaro liquido – vapore di una miscela ideale a duecomponenti. Mostrare come si leggono le composizioni della fase gas e liquida per una genericamiscela ad una temperatura compresa nel campo di coesistenza delle due fasi liquida e vapore.215β11. Scrivere la reazione del decadimento del .Po8412. Descrivere brevemente le cause e le conseguenze delle piogge acide.13. Calcolare la

Variazione di entalpia della reazione 2NH + 5/2O = 2NO + 3H O sapendo che le3 2 2, NO e H O sono rispettivamente -46.19; 90.37 e -285.85 kJ/mol. Entalpie di formazione di NH3 2.

Sapendo che la variazione di entropia per la reazione è di -266.43 J/mol K, stabilire per quale temperatura la reazione risulta spontanea.

14. In base alla teoria delle bande il potassio è un conduttore o un isolante? Motivare la risposta.

15. Denominare il seguente composto:

CH3│CH – CH – CH – CH – CH – CH3

2 3│ │CH CH2 2│ │CH CH3 2│CH3

Soluzioni di Chimica 1 del 9 febbraio

1. Solfito di calcio: CaSO ; Clorito ferroso: Fe(ClO ) ; Acido nitrico: HNO3 2 2 3

2. 1 Sn(ClO ) + 2 Ca(OH) = 2 Ca(ClO ) + 1 Sn(OH)4 4 2 4 2 4

3. 2 AlBr + 3 CuSO = 3 CuBr + 1 Al (SO )3 4 2 2 4

0.059 (0.1)= ° + · =E E Log 0 .129 V+ +Sn Sn4 /Sn2 2 (0.5)

4. Na = 11 elettroni = 1s

5. Definire un acido e una base secondo Arrhenius e secondo Bronsted-Lowry.

PM = 74.5 ; PM = 158 g/mol

KCl K2SO3n = m/PM = 31.6 / 158= 0.2 mol

K2SO3n = 2*n = 0.4 mol

KCl K2SO3m = n * PM = 29.8 g teorici

m = m / 0.8 = 37.25 g reali teorico + I = 2HI

7. H2 2inizio 1 2 -equilibrio 1-x 2-x 2x

→K = (2x) / (1-x)(2-x) = 0.111 x = 0.2= 1.8; H = 0.8; HI = 0.4 mol

I2 28. Q = Q + Q = 20*4.184*(100-40) + 20*2272 = 50460.8 J

riscaldamento evaporazione

39. Descrivere l’ibridizzazione sp e fare almeno un esempio di molecola contenente atomi3 .ibridizzati sp

10. Diagramma di stato: TT A TBX =1 X =0A A215 0 215

11. → +Po β At−84 1 85

12. Descrivere brevemente le cause e le conseguenze delle piogge acide.

13. ∆H° = 2∆H° + 3∆H° - 2∆H° – 5/2∆H° = -584.43 kJ

reazione NO H2O NH3 O2

∆G° = ∆H° -T∆S° = -584430 + 266.43 T < 0 da cui T< 2193 K

14. La configurazione elettronica esterna del potassio è 4s , quindi la banda 4s è solo parzialmente riempita e quindi è conduttore.

15. 5 etil 3,4

dimetil ottano

CH₃│CH –– CH –– CH –– CH –– CH –– CH₃

2 3│ │CH CH₂ 2│ │CH CH₃ 2│CH₃

CHIMICA 1 Esame del 15 giugno

Cognome e matricola: ________________________________________; Corso:______ ______

1. Scrivere le formule dei seguenti composti:
1. Acido solfidrico
2. Bicarbonato di calcio
3. Nitrito stannoso
2. Completare e bilanciare le seguenti reazioni di scambio:

→FeBr + K SO₃ 2 4 →CuCl + Al(NO )₃ 3

3. Data la reazione: Fe (CO ) + 3HNO → 2Fe(NO ) + 3H CO calcolare il volume di HNO 2M2 3 3 3 3 3 2 3 3necessario per produrre 145.2 g di Fe(NO ) con resa del 75%.3 3
4. Bilanciare la reazione redox con il metodo delle semireazioni o degli ioni formali:

Na CO + Cr O + NaNO = Na CrO + NaNO + CO₂ 3 2 3 3 2 4 2 2

5. Data la reazione C H + 5O = 3CO + 4H O, indicare se è endotermica o esotermica, sapendo3 8 2 2 2che le entalpie di formazione di C H , CO e H O sono rispettivamente -105, -394 e -2863 8 2 2kJ/mole
6. Data la

1. Calcolare il pH di una soluzione di HNO₂ 0.6M sapendo che l'acido nitroso ha costante di dissociazione K_a = 4.6*10^-4.
2. Definire l'energia di ionizzazione e l'affinità elettronica. Come variano queste proprietà all'interno della tavola periodica degli elementi?
3. Enunciare la legge di Faraday per l'elettrolisi.
4. Dire quanti protoni, neutroni ed elettroni sono contenuti nell'atomo Na e scrivere la sua configurazione elettronica.
5. Descrivere il diagramma di stato isobaro solido-liquido, a due componenti, con completa miscibilità allo stato solido e allo stato liquido.
6. Dire, giustificando la risposta, quale tipo di legame è presente nelle seguenti molecole: H₂O, KCl, O₂, NH₃.
7. Descrivere brevemente il legame ionico.

14. Disegnare il diagramma di stato dell'acqua specificando in ogni campo le fasi. Enunciare la regola delle fasi e applicarla nel punto triplo.

15. Quali sono, che valori possono assumere e cosa esprimono i numeri quantici?

Soluzioni di Chimica 1 del 15 giugno

1. Acido solfidrico: H₂S; Bicarbonato di calcio: Ca(HCO₃)₂; Nitrito stannoso: Sn(NO₂)₂.
2. 2 H₂SO₄ + 3 K₂SO₄ → 6 KHSO₄ + Fe(SO₄)₃;
3. 2 FeBr₃ + 3 CuCl₂ = 2 FeCl₃ + 3 CuBr₂;
4. 3 CuCl + Al(NO₃)₃ = AlCl₃ + 3 CuNO₃;
5. PM = 242
6. Fe(NO₃)₃n = m/PM = 145.2/242 = 0.6 mol
7. Fe(NO₃)₃n = n * 3 / 2 = 0.9 mol
8. HNO₃ Fe(NO₃)₃V = n / M = 0