Chimica generale

HCO

3 dall’unione

02. Indicare i composti che derivano di un metallo con ossigeno:

ossidi basici l’acqua

03. Per reazione tra un ossido di un non metallo e si può ottenere:

un acido ossigenato

04. Il composto Na O è:

2 2

perossido +

05. Indicare le formule dei composti ionici che si formano quando il catione Na si combina con gli anioni bromuro,

carbonato e fosfato:

NaBr, Na CO Na PO

2 3, 3 4

06. Indicare quale formula corrisponde al sodio solfito:

Na SO

2 3

Lezione 016

01. L'anidride carbonica ha formula chimica CO2. La percentuale in peso di carbonio vale:

27.3%

02. Indicare il numero di ossidazione dello zolfo nella pirite (FeS ):

2

-1

03. Indicare la specie in cui il numero di ossidazione di H è diverso da quello delle altre tre:

AlH

3

04. In uno ione molecolare poliatomico, la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi deve essere

uguale:

alla carica dello ione

05. Un composto costituito da ferro e zolfo contiene il 53.73% in peso di Fe. Quindi la sua formula minima è:

Fe2S3

06. Si consideri la seguente reazione bilanciata: 2 Al + 6 HCl --> 2 AlCl3 + 3 H2. Dalla reazione di 1,50 moli di

alluminio si produce un volume di H2 (misurato a25°C e 1 atm) pari a:

53,9 L

07. Un composto costituito da potassio, zolfo e ossigeno contiene il 36.7% in peso di O e il 44.9% in peso di K. La

sua formula minima è:

K2SO4

08. Si consideri la seguente reazione bilanciata: P4 + 6Cl2 --> 4 PCl3. Dalla reazione di 1,24g di fosforo (P4) con

0,06 moli di cloro è corretto affermare che:

Il reagente limitante è il cloro

09. Calcolare la formula molecolare di un composto costituito dagli elementi Hg e I sapendo che la sua massa

molare è pari a 655 g/mol e la percentuale in peso del mercurio è pari al 61.3%

Hg2I2

10. La percentuale in peso di azoto nel composto di formula C2H6N2 è:

48.2%

11. Il mentolo è l'aroma estratto dalla menta. Le percentuali in peso dei suoi elementi sono: H=12.90%, C=76.86%,

O=10.24%. Sapendo che la sua massamolare vale 156.27 g/mol indicare la sua formula molecolare.

C10H20O

12. Si consideri la seguente reazione bilanciata: H2 + F2 --> 2 HF. Dalla reazione di 3 moli di fluoro (F2) con 5 moli

di idrogeno (H2) si ottengono 5.82 moli di HF. Il rendimento percentuale vale

97%

13. Calcolare la formula minima di un composto costituito da C, H e Cl sapendo che le percentuali in peso degli

elementi sono 38.4%, 4.84% e 56.7%

C2H3Cl

14. Stabilire quali tra i seguenti composti hanno la stessa formula minima: C2H2, C2H4, C6H6

C2H2 e C6H6 2+

15. Lo ione Fe :

può esistere solo allo stato solido

16. Si consideri la seguente reazione bilanciata: CH4 + 2 O2 --> CO2 + 2 H2O. Dalla reazione di 4 moli di metano

con 10 moli di ossigeno si ottengonon3,6 moli di CO2. Il rendimento percentuale vale:

90%

17. Lo studente dimostri di conoscere i seguenti argomenti: Numeri di ossidazione e regole per il loro utilizzo

Numeri di ossidazione e regole per il loro utilizzo: Esistono due tipi di composti:

1) composti ionici nei quali il numero di ossidazione corrisponde alla carica dello ione cioè al numero di elettroni persi o

guadagnati dall'elemento;

2) composti con legami covalenti nei quali il numero di ossidazione degli elementi sono ricavati assegnando gli elettroni

di legame all'atomo più elettronegativo.

Per esempio nell' acido cloridrico H―Cl, i due elettroni di legame (uno proveniente dal Cl, l'altro proveniente da H)

vengono attirati dal cloro che è l'atomo con maggior elettronegatività. Il numero di ossidazione del cloro (Cl) in questo

composto è quindi -1, il numero di ossidazione di H è +1. Il numero di ossidazione di un atomo nei composti covalenti

non rappresenta la carica reale di un atomo, ma una carica apparente e non ha significato fisico. Regole utilizzate per

assegnare il numero di ossidazione

1) Gli atomi degli elementi allo stato elementare, come K, N2, Fe, hanno numeri di ossidazione zero.

2) Uno ione monoatomico ha un numero di ossidazione uguale alla carica dello ione. Per esempio Cu2+ ha numero di

ossidazione +2 mentre Cl- ha numero di ossidazione -1

3) L'idrogeno ha solitamente numero di ossidazione + 1; ha invece numero di ossidazione - 1 nei composti con i metalli,

perché i metalli sono meno elettronegativi (es. NaH, CaH2)

4) L'ossigeno ha numero di ossidazione -2 in tutti i composti. Le eccezioni riguardano i perossidi, come H2O2 o Na2O2

e nei composti con il fluoro in cui l’ossigeno presenta numero di

dove l'ossigeno presenta numero di ossidazione - 1,

ossidazione + 2 (es. F2O)

5) Gli alogeni (cloro, bromo, iodio) con l'idrogeno hanno numeri di ossidazione -1, mentre con l'ossigeno presentano

valori del numero di ossidazione positivi perché meno elettronegativi (esempio: Cl2O, anidride ipoclorosa). Il fluoro ha

1, perché è l’elemento più elettronegativo.

sempre numero di ossidazione -

6) La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di un composto neutro è uguale a zero.

7) La somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi in uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione.

Lezione 017

01. Lo studente dimostri di conoscere i seguenti argomenti: Bilanciamento reazioni di ossidoriduzione

Bilanciamento reazioni di ossidoriduzione: Le reazioni redox sono reazioni in cui si ha uno scambio di elettroni tra due

specie chimiche; una specie subisce una reazione di ossidazione, l’altra specie subisce una reazione di riduzione. E’ chiaro

che se in una reazione chimica, un elemento si riduce acquistando elettroni, dovrà esistere un altro elemento che perdendo

elettroni si ossida. Pertanto le reazioni di ossidazione di riduzione devono avvenire contemporaneamente. Esistono due

modi per bilanciare le reazioni di ossido-riduzione (redox):

1) metodo del numero di ossidazione; fasi: a) assegnare il numero di ossidazione agli atomi che partecipano alla redox:

b)bilanciare (se necessario) gli atomi che partecipano alla redox; c)calcolare il numero di elettroni trasferiti per ogni

unità formula; d)assegnare i coefficienti stechiometrici all’agente ossidante e all’agente riducente in modo tale da

uguagliare il numero di elettroni ceduti e acquistati; e)bilanciare gli altri elementi in accordo con la legge di Lavoisier.

2) metodo ione-elettrone (o metodo delle semireazioni). Molte reazioni di ossido-riduzione hanno luogo in soluzione

acquosa e si verificano tra ioni. In questo caso è conveniente separare la reazione in due semireazioni: una di

ossidazione e l'altra di riduzione. Le due semireazioni vengono bilanciate separatamente e poi sommate per ottenere

l'equazione ionica netta bilanciata. Per il bilanciamento bisogna:a) bilanciare gli elettroni (in modo tale da conservare

degli elettroni scambiati) ; b)bilanciare le cariche (in modo tale da conservare la carica elettrica) c) bilanciare le masse

(legge di Lavoisier)

Lezione 018

01. Determinare i grammi di oro che si "sciolgono" in 200 mL di una soluzione 0.15 M di KCN, secondo la reazione



‒ ‒ ‒

(da bilanciare): Au + CN + O + H O Au(CN)4 + OH

2 2

1.48 g

02. In laboratorio si decide di far reagire dello stagno metallico con acido nitrico secondo la reazione REDOX da

bilanciare (usando i numeri di ossidazione): 

Sn (s) + HNO (aq)=> H SnO (aq)+ NO (g) + NO (g) Bilanciata Sn + 2 HNO H SnO + NO + NO

3 2 3 2 3 2 3 2

Calcolare il volume totale di gas prodotto a P=2atm e T=35 °C nell'ipotesi che si facciano reagire 20 g di stagno con una

3

soluzione acquosa di HNO3 ottenuta sciogliendo 15 mL di HNO concentrato, liquido (densità 1,51 g/cm ), in acqua fino

3

a ottenere 250 mL di soluzione.

Calcolare infine le pressioni parziali dei due gas NO e NO .

2

+ 72- 2+ 3+ 3+

03. Bilanciare la seguente reazione REDOX: H + Cr O + Fe => Cr + Fe + H O

2 2



+ 72-

0 H + 0Cr O + 3 Fe 0 Cr + 2 Fe + 0 H O

2 3 3 2

2 + 4- ++

04. Bilanciare la seguente reazione REDOX: H O + H + MnO => O + Mn + H O

2 2 2 2



- + ++

5 H O + 6 H + 2 MnO - 8 H O + 5 O + 2 (Mn)

2 2 4 2 2 + 42-

05. Bilanciare la seguente reazione REDOX: H + HNO + C O => CO + NO + H O

2 2 2 2



+ 42-

2 H + 2 HNO + C O 2 CO + 2 NO + 2 H O

2 2 2 2

+ 3- 3+ 3-

06. Bilanciare la seguente reazione REDOX: H + NO + FeI => NO + Fe + H O + IO

2 2



4 + 10 + 3 10 NO + + 2 + 6

+ 3- 3-

H NO FeI Fe H O IO

2 3 2

07. In laboratorio si fa reagire acido nitroso (HNO ) con permanganato di potassio (KMnO ) in base alla seguente

2 4

reazione REDOX da bilanciare con i numeri di ossidazione: 

4- + 2+ 3- 4- + 2

HNO + MnO + H => Mn + NO + H O Bilanciata 7 NO + 2 MnO + -5 H Mn + 7 NO - + H O

2 2 2 3 2

Allo scopo si aggiungono 120 g di KMnO a una soluzione acquosa di acido nitroso ottenuta al momento facendo

4

reagire del nitrito di sodio (NaNO ) con H SO secondo la reazione da bilanciare (senza numeri di ossidazione):

2 2 4 

NaNO (s) + H SO (aq) => HNO (aq) + Na SO (aq) Bilanciata 2 NaNO + H SO 2 HNO + Na SO

2 2 4 2 2 4 2 2 4 2 2 4

Calcolare la quantità in grammi di NaNO da aggiungere in modo che l'HNO prodotto sia stechiometrico con la

2 2

2+

quantità di KMnO utilizzata. Calcolare infine la concentrazione di ioni Mn nell'ipotesi che il volume finale della

4

soluzione sia pari a 300 mL.

Si ipotizzi che la quantità di H SO da aggiungere sia in netto eccesso.

2 4

Moli Kmno4=120g/158g:mol = 0,759

0,759 mol: 158g/mol kmno4=x:119g/mol mno4

x=0,572 mol mno4 (uguali a moli di H NO

2 2)

Moli nano2= 0,572x2=1,144 mol

1,144x(23g/mol+14g/mol + 16x2g/mol) = 94,24g

mn2+=0,572 mol/0,300l = 1,91 M + 2+ 3- - 3+

08. Bilanciare la seguente reazione REDOX: H + Fe + ClO => Cl + Fe + H O

2



+ 2 3- -

0 H + 3 Fe + 0 ClO 0 Cl + 2 Fe + 0 H O

3 2 - - 3-

09. Bilanciare la seguente reazione REDOX: OH + I + Cl => Cl + IO + H O

2 2 2



12 OH- + I2 + 5 Cl2 10 (Cl)- + 2 IO3- + 6 H2O - 33- - 43-

10. Bilanciare la seguente reazione REDOX: OH + AsO + I => I + AsO + H O

2 2



AsO33- + I2 + 2 OH- AsO43- + 2 (I)- + H2O

Lezione 019

01. Quale delle seguenti sostanze ha il punto di ebollizione più basso?

I

2

02. Lo studente dimostri di conoscere i seguenti argomenti:

Interazioni intermolecolari: forze di Van der Walls, legame a idrogeno. Correlazione struttura sostanza-proprietà

chimico-fisiche

Con il termine generico di legami intermolecolari si intendono le forze attrattive tra molecole. Allo stato gassoso molto

rarefatto le molecole sono dotate di elevata energia cinetica e sono indipendenti le une dalle altre. Allo stato liquido e allo

stato solido la situazione è decisam