Paniere domande Chimica generale

DS

Il invece sappiamo che di sicuro è un qualcosa di negativo perché nel verso in cui è scritta la

reazione, si formano due molecole allo stato solido, partendo da una situazione di gas + solido.

L’entropia dei prodotti è sicuramente < di quella dei reagenti, e quindi anche senza sapere il nuero

DS<0.

esatto, siamo sicuri che

DG= DH DH>0,

Nel complessivo, - TDS, sappiamo che il termine ma sappiamo che anche il termine

DS<0.

-TDS >0, poiché DG

Quindi di sicuro il sarà >0, quindi la reazione non spontanea in questo verso, ma sarà spontanea

à

la reazione inversa 2C(s) A(g) + B(s).

5. Calcolare l’entalpia di vaporizzazione dell’acqua sapendo che, quando la pressione esterna è 1

atm, bolle a 100°C, mentre a 50°C la sua tensione di vapore è circa 0.1 atm. (6 punti)

Risoluzione:

Si applica la formula di Clausius-Clapeyron

DH/R

ln P2/P1 = * (1/T1 – 1/T2)

Il modo di associare 1 e 2 è lo stesso, l’importante è associare bene P1 e T1, e P2 e T2.

Scelgo P1=0.1 atm e T1=50°C=323.15K

Scelgo P2=1 atm e T2=100°C=373.15K

Sostituisco:

DH/8.31

ln 1/0.1 = * (1/323.15 – 1/373.15)

DH/8.31

2.3 = * (0.0026) DH

8.31 (J/K mol) * 2.3 / 0.0026 (1/K) = = 7351 J/mol

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA CIVILE Classe L-7 Pietro Tasselli

Esame di Chimica Generale CFU 9 Prof.

1. Descrivere il modello degli orbitali molecolari, e disegnare il diagramma relativo alla molecola di

idrogeno. (6 punti)

Risoluzione:

Teoria degli orbitali molecolari, formazione di orbitali molecolari leganti e antileganti(*), ordine di

legame. Calcolo dell’ordine di legame per la molecola di H , che risulta essere = 1.

2

2. Sciogliendo NaCl in 500 mL di acqua, quest’ultima bolle a 101.3°C. Considerando che la

Keb=1.8 K kg/mol determinare quanti grammi di sale sono stati aggiunti.

Inoltre, determinare quante moli di cloruro ferrico occorre aggiungere a 500 mL di acqua affinchè si

produca la stessa temperatura di ebollizione registrata nel caso precedente.

P.A. (Na)=23 uma, P.A. (Cl)=35 uma. (6 Punti)

Risoluzione: DT=i*m*Keb

Si parla di innalzamento ebullioscopico, quindi

DT

Il è la differenza rispetto alla normale temperatura di ebollizione dell’acqua pura, cioè 100°C,

quindi 101.3°-100°C=1.3 °C, ma questo delta è anche il delta in Kelvin, 1.3 K (Dire che la

temperatura cresce di un K o di un °C, è la stessa cosa).

NaCl si ionizza in due ioni, quindi i=2.

1.3 K à

=2*m*1.8 K kg/mol m = 0.36 mol/kg

Considerando i 500 mL di acqua, la sua densità unitaria, quindi 500 mL di acqua pesano 500 g,

quindi 0.5 kg. La molalità (m) è data dal rapporto delle moli del soluto sul peso in kg del solvente

à à

(acqua) 0.36 mol/kg = mol / 0.5 kg mol = 0.36 mol/kg * 0.5 kg = 0.18 mol

0.18 mol di NaCl corrispondono a 0.18 mol * (23+35) g/mol = 10.44 g

Se vogliamo aumentare la temperatura di ebollizione dell’acqua di 1.3 K con un altro sale, il cloruro

ferrico, occorrerà ricordare la sua formula FeCl , e che si ionizza in 4 ioni, quindi i=4.

3

1.3 K à

=4*m*1.8 K kg/mol m = 0.18 mol/kg, corrispondono 0.18 mol/kg * 0.5 kg = 0.09 mol di

cloruro ferrico.

3. Si consideri la seguente reazione a 50°C ⇆

3A (g) B (s)

all’equilibrio si trovano, nel recipiente da due litri dove è avvenuta la reazione, 5 mol di A e 2 mol

di B.

i) Calcolare la Kc;

ii) Calcolare la Kp;

iii) Calcolare le frazioni molari di A e B all’equilibrio. (6 Punti)

Risoluzione:

i) la Kc contiene al suo interno solo le concentrazioni di gas e liquidi (non puri), quindi

considerando che B è un solido… 3 3 -3

à

La concentrazione di A = 5 mol / 2 L = 2.5 M Kc = 1/[A] =1/2.5 = 0.064 M

Dn

ii) Kp dipende solo da A, quindi se si vuole usare la formula Kp=Kc (RT) , occorre considerare

-3

Dn

che = 0-3 = -3, segue che Kp=0.064 * ((0.0821) L atm/mol K * (50+273.15) K) = 0.064 *

-3

0.00005= 0.000003 atm

iii) All’equilibrio ci sono in tutto 5+2=7 mol, quindi la xA=5/7=0.71, mentre xB=2/7=1-xA=0.29

4. In un recipiente di 6L che contiene acqua vengono introdotte 0.3 mol di acido acetico.

Dopo aver scritto la reazione di dissociazione dell’acido, determinare

i) il pH della soluzione

ii) il pH dopo l’aggiunta di 10 mL NaOH 0.01 M

iii) il pH dopo l’aggiunta di NaOH necessaria per arrivare all’equivalenza

-5

La Ka dell’acido acetico è circa 10 . (6 Punti)

Risoluzione:

L’acido acetico CH CO H, lo scrivo nella formula generica HA

3 2

+ -

ßà

HA + H O H O + A

2 3 + 0.5

i) essendo un acido debole, usiamo la formula approssimata [H ]= (Ka*[HA]) =

-5 0.5

(10 * 0.3/6 M) = 0.0007 M

pH=-log(0.0007) = 3.15

ii) Se si aggiungono 10 mL di NaOH (base forte) 0.01 M, si stanno aggiungendo 0.01 L * 0.01

-

mol/L = 0.0001 mol di OH .

La base neutralizza in parte l’HA, secondo la reazione

- -

à

HA + OH A + H O

2 -

Vuol dire che, rimangono 0.3 – 0.0001 = 0.2999 mol di HA e si formano 0.0001 mol di A .

Quando sono presenti un acido debole e la sua base coniugata siamo in presenza di una soluzione

-

tampone, e il pH = pKa + log [A ]/[HA], considerando che il volume è lo stesso per le due specie

-

allora possiamo usare il rapporto delle moli, pH = pKa + log (mol A )/(molHA)= 5 + log

0.0001/0.2999 = 5-3.47 = 1.53. Questo risultato è sbagliato perché è impossibile che dopo

l’aggiunta di una base, il pH aumenti. Quindi vuol dire che no si può usare questa approssimazione

e che il pH rimane pressoché lo stesso del punto i).

iii) Quando si arriva all’equivalenza, vuol dire che tutte le moli di HA sono state neutralizzate dalle

-

moli aggiunte di OH . - -

Occorre calcolare il volume aggiunto di OH , considerando che servono 0.3 mol di OH , e che la

soluzione di partenza è 0.01 M, vuol dire che sono aggiunti 0.3 mol / 0.01 mol/L = 30 L.

Ora il volume totale è 6 + 30 = 36 L. - -

Al punto di equivalenza, tutto HA si è trasformato in A , e quindi ci saranno 0.3 mol di A (base

-

coniugata) in un volume di 36L. La base A , a sua volta si dissocia come una base debole che

partecipa alla reazione di idrolisi

- -

ßà

A + H O HA + OH

2 -14 -14 -5 -9

à

Il Kb della base lo calcoliamo dalla relazione Ka*Kb=Kw=10 Kb= 10 /10 =10

Essendo una base debole possiamo usare l’approssimazione simile al punto i), ma questa volta per

- - 0.5 -9 0.5

la base debole, [OH ]=(Kb*[A ]) = (10 * 0.3/36 M) = 0.000003 M

pOH=-log(0.000003) = 5.5, pH= 14-pOH=8.45 Come ci aspettiamo al punto di equivalenza di una

neutralizzazione di un acido debole, il pH è basico.

5. Si sa che il sale AX non si scioglie a 20°C, ma c’è bisogno di temperature a partire da 65°C.

Sapendo che la variazione di entropia per la dissoluzione di questo sale è circa 2 kJ/K,

i) stabilire il valore dell’entalpia di dissoluzione del sale.

Dopo aver iniziato a sciogliere il sale in questione, -30

ii) calcolare la sua solubilità sapendo che a questa temperatura il Kps=10 ,

iii) stabilire cosa se vengono aggiunti 5 mL di olio alla soluzione.

Giustificare le risposte. (6 Punti)

Risoluzione: DG<

i) Una reazione per essere spontanea deve avere una variazione di energia libera 0, quindi in

DG= DH

questo caso - TDS < 0

DH

Il lo dobbiamo calcolare, ma sappiamo che la reazione è spontanea dopo i 65°C che

corrispondono a 338.15 K.

DS

Il invece sappiamo che è 2 kJ/K

DG= DH – 338.15 K * 2 kJ/K < 0

DG= DH – 676.3 kJ < 0

DH < 676.3 kJ DG>0

Questa è l’entalpia di dissoluzione, deve essere inferiore a questo numero, altrimenti

+ -

ßà

ii) AX A + X

2 0.5 -15

Kps=s , s= (Kps) = 10 M.

iii) Non succede nulla perché l’olio è apolare, non si mischia con l’acqua.

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Esame di Chimica Generale CFU 9 Prof.

1. Descrivere le tipologie di legame che si conoscono, e fare degli esempi. (6 punti)

Risoluzione:

I tre principali legami sono quello ionico, covalente e metallico. In quello ionico c’è la completa

separazione di carica tra due ioni (vincolo differenza di elettronegatività > 1.9, descrivere il reticolo,

es. NaCl…), il legame covalente prevede condivisione di elettroni (anche legami covalenti ionici,

es. HCl…), il legame metallico è descritto come un'attrazione elettrostatica che si instaura tra gli

elettroni di valenza e gli ioni positivi metallici (es. barretta di metallo con annesse proprietà

strutturali…) Descrivere in modo completo.

2. Stabilire e spiegare se la seguente reazione è spontanea

à

A(g) 2B(s)

sapendo che

A si trova nel suo stato fondamentale, e che l’entalpia di formazione di B è 10 kJ/mol. Ci si trova

alla temperatura di 25°C. Giustificare la risposta. (6 Punti)

Risoluzione:

Sapendo che A si trova nel suo stato fondamentale allora la sua sua entalpia di formazione è 0.

Quindi, per questa reazione il calcolato attraverso la legge di Hess, è pari a 2 mol*10 kJ/mol =

ΔH,

20 kJ. Considerando poi che si passa da una specie gassosa ad una solida, il contributo entropico

sarà negativo. Detto ciò, si passa alla valutazione dell’energia libera utilizzando la formula

= - TΔS

ΔG ΔH

Il valore di è positivo ed essendo invece < 0 vorrà dire che il prodotto - TΔS sarà positivo in

ΔH ΔS

ogni caso (le temperature sono sempre assolute in kelvin). Al netto = (+) + (+), ovvero la

ΔG

somma di due contributi positivi e quindi positivo anch’esso. Dato che > 0, allora la reazione

ΔG

scritta in questo verso non è spontanea, ma spontaneo è il processo inverso.

3. Si consideri un sale poco solubile AX in un recipiente contenente dell’acqua

3

i) Scrivere la reazione di dissoluzione del sale,

ii) determinare la solubilità del sale,

iii) descrivere nel dettaglio cosa succede se tutti gli ioni dell’atomo A vengono sottratti dal

recipiente dopo che il sale si è sciolto.

-30

La Kps del sale in questione è 10 . (6 Punti)

Risoluzione: 3+ -

ßà

i) AX A + 3X

3 -30 3+ -

ii) Se Kps = 10 allora Kps = [A ] * [X ] 3 4 1/4 -8

à à

Esprimendolo in termini di s Kps = s * (3s) = 27s s = (Kps/27) =1.4 10 M

iii) In questo caso accade che il Q < Kps e quindi la reazione si sposta verso i prodotti, cio&egrav