Paniere domande chiuse e aperte corrette esame Chimica generale completo e corretto

ΔG

K = exp (-ΔG (T ) / R · T ) --> - (T ) / R · T = InK

1 0 1 1 0 1 1 1

ΔG

K = exp (-ΔG (T ) / R · T ) --> - (T ) / R · T = InK

2 0 2 2 0 2 2 2

ΔG ≈ ΔH – ΔS

(T ) (298K) T · (298K)

0 1 0 1 0

ΔG ≈ ΔH – ΔS

(T ) (298K) T · (298K)

0 2 0 2 0

ΔH –T ΔS

- (298K) · (298K) / R · T = InK

0 1 0 1 1

ΔH –T ΔS

- (298K) · (298K) / R · T = InK

0 2 0 2 2

– ΔH – ΔS ΔH – ΔS 

InK Ink = In · K /K = [- (298 K) T · (298K) / R · T ] - [- (298 K) T · (298K) / R · T ]

2 1 2 1 0 2 0 2 0 1 0 1

ΔH

 In · K /K = - (298 K) / R · (1/T - 1/T

2 1 0 2 1)

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Mostrare di conoscere la dimostrazione della formula di Van’t Hoff che lega la costante di equilibrio alla

quanto vale la costante di equilibrio della sintesi dell’ammoniaca alla

temperatura. Calcolare quindi

temperatura di 600 K sapendo che la costante vale 6.8*105 a 298 K.

⇄

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

ΔG ≈ ΔH –T ΔS

(T) (298K) x (298K)

0 0 0

Siano K e K costanti di equilibrio di una certa reazione chimica a due temperature diverse, T e T , risulta:

1 2 1 2

ΔG

K = exp (-ΔG (T ) / R · T ) --> - (T ) / R · T = InK

1 0 1 1 0 1 1 1

ΔG

K = exp (-ΔG (T ) / R · T ) --> - (T ) / R · T = InK

2 0 2 2 0 2 2 2

ΔG ≈ ΔH – ΔS

(T ) (298K) T · (298K)

0 1 0 1 0

ΔG ≈ ΔH – ΔS

(T ) (298K) T · (298K)

0 2 0 2 0

ΔH –T ΔS

- (298K) · (298K) / R · T = InK

0 1 0 1 1

ΔH –T ΔS

- (298K) · (298K) / R · T = InK

0 2 0 2 2

– ΔH – ΔS ΔH – ΔS 

InK Ink = In · K /K = [- (298 K) T · (298K) / R · T ] - [- (298 K) T · (298K) / R · T ]

2 1 2 1 0 2 0 2 0 1 0 1

ΔH

 In · K /K = - (298 K) / R · (1/T - 1/T

2 1 0 2 1)

Usando le tabelle termodinamiche calcolare ΔH°, ΔS° e ΔG° a 25° per la seguente reazione, disegnare il

grafico di ΔG° in funzione di T e stabilire per quali valori di T la reazione è spontanea.

NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)

ΔHr°= –

[1ΔHf(NH3 (g)) + 1ΔHf(HCl (g))] [1ΔHf(NH4Cl (s))] =

–

[1(-46.11) + 1(-92.3)] [1(-314.43)] = 176.02 kJ (endotermica)

ΔSr°= –

[1ΔSf(NH3 (g)) + 1ΔSf(HCl (g))] [1ΔSf(NH4Cl (s))] =

–

[1(192.34) + 1(186.77)] [1(94.56)] = 284.55 kJ (aumenta entropia)

ΔGr°= –

[1ΔGf(NH3 (g)) + 1ΔGf(HCl (g))] [1ΔGf(NH4Cl (s))] =

–

[1(-16.48) + 1(-95.31)] [1(-202.97)] = 91.18 kJ (non spontanea)

ΔG ΔH –

Dalla relazione di Gibbs = TΔS calcoliamo a quale

ΔH/ΔS

temperatura la reazione è in equilibrio T = = 176.02/284.55 = 0,61 KJ · mol K

^-1

– ΔH

A temperatura maggiore di 0,61 K, il termine entropico TΔS domina sul termine entalpico in modo tale

che il valore dell’energia libera sarà di ΔG<0 e la reazione risulterà spontanea.

Usando le tabelle termodinamiche calcolare ΔH°, ΔS° e ΔG° a 25° per la seguente reazione, disegnare il

grafico di ΔG° in funzione di T e stabilire per quali valori di T la reazione è spontanea.

NO(g) + N2O(g) → N2(g) + NO2(g)

ΔHr°= ΔHf° ΔHf° ΔHf° ΔHf°

(N (g)) + (NO (g)) - (NO(g)) - (N O (g)) =

2 2 2

– –

0 + 33,2 91,3 81,6 = 139,7 KJ · mol ^-1

ΔGr°= ΔGf° ΔGf° ΔGf° ΔHf°

(N (g)) + (NO (g)) - (NO(g)) - (N O (g)) =

2 2 2

– –

0 + 51,3 87,6 103,7 = 140 KJ · mol ^-1

ΔSr°= ΔHr° ΔGr° –

- / T = -139,7 (-140) / 298 = + 0,3 KJ · mol K

^-1

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L’urea, (NH2)2CO può decomporsi secondo la seguente ⇄

reazione da bilanciare: (NH2)2CO (s) + H2O(l)

NH3 (g) + CO2(g)

a) Disegnare il grafico di ΔG° in funzione di T e stabilire qual'è l'intervallo di temperatura nel quale la

reazione è spontanea?

b) Quanto vale la costante di equilibrio a 25°C e a 200°C?



Bilanciata: (NH ) CO + H O 2NH + CO

2 2 2 3 2

Sappiamo che l’urea è una sostanza cristallina che fonde a 133°C e si decompone prima di bollire. Sopra il

punto di fusione quindi si decompone formando ammoniaca, carbonato di ammonio e biureto.

La reazione di equilibrio è endotermica, in quanto viene favorita dall’innalzamento di calore. Il calore può

essere considerato un reagente. Essendo la reazione endotermica, la costante di equilibrio aumenterà

all’aumentare della temperatura.

Usando le tabelle termodinamiche calcolare ΔH°, ΔS° e ΔG° a 25° per la seguente reazione, disegnare il

grafico di ΔG° in funzione di T e stabilire per quali valori di T la reazione è spontanea.

→2CO(g) + 5H2(g)

C2H6(g) + 2H2O

ΔHr°= ΔHf° ΔHf° ΔHf° ΔHf°

2 (CO(g)) + 5 (H (g)) - (C H (g)) - 2 (H O) =

2 2 6 2

– –

= 2 (-110,51) + 5 (O) (-84,68) 2 (-285,83) =

- 221,06 + 136,38 + 571,66 = +486,98 KJ · mol (endotermica)

^-1

ΔGr°= ΔGf° ΔGf° ΔGf° ΔHf°

2 (CO(g)) + 5 (H (g)) - (C H (g)) - 2 (H O) =

2 2 6 2

– –

= 2 (-137,16) + 5 (O) (-32,89) 2 (-237,18) =

- 274,32 + 32,89 + 474,36 = +232,93 KJ · mol ^-1

ΔSr°= ΔHr° ΔGr° –

- / T = 486,98 232,93 / 298 = 0,853 KJ · mol K

^-1

Applicando l’energia libera di Gibbs,

calcoliamo a che temperatura la reazione è in equilibrio ad 1 atm.

ΔG°/ ΔS = 486,98 / 0,853 = 570,9 K ΔS° ΔH

A temperatura maggiore il termine entropico - T domina sul termine entalpico in modo che il valore

0

dell’energia libera è ΔG<0 e la reazione risulta spontanea.

Una soluzione acquosa di potassio cianuro (KCN) ha pH basico

La trietilammina (CH3)3N ha una Kb=1.1×10-3. Quanto vale pKb? 2.96

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Calcolare il pH di una soluzione di H2SO4 sapendo che da 130 mL di soluzione si possono precipitare 0.750

g di BaSO4 per aggiunta di un eccesso di BaCl2 1.26 g

L'acido nitroso HNO2 ha una Ka=4.3×10-4. Quanto vale la pKa? 3.37

Una soluzione acquosa di acido cloroso HClO ha un pH=3.90. Quanto vale la concentrazione iniziale di

acido? pKa=7.53 0.237 mol/L

Il pH di una soluzione di acetato di sodio (CH3COONa) 1.2 M vale 9.412

Il cloruro di ammonio, NH4Cl, se disciolto in acqua fornisce un pH acido

Il pH di una soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 5.75 g di NH4Br in 0.4 L di soluzione vale 5.04

Una soluzione acquosa di fluoruro di potassio, KF, ha pH acido

Una soluzione 0.001 M di LiOH ha pH 11

Il grado di dissociazione di un acido debole, genericamente indicato con HA, in una sua soluzione è 20%. Di

quante volte bisogna aumentare il volume di tale soluzione, diluendo con H2O, perchè il grado di

10 volte

dissociazione diventi 50%?

Calcolare il volume di acqua da aggiungere a 100 mL di una soluzione di HCl 0.001M per ottenere una

soluzione a pH 4 900 mL

Stabilire in quale intervallo è compreso il pH di una soluzione 0,1 M di formiato di ammonio (NH4HCOO)

sapendo che: Ka (ac. formico) = 1.8 ·10–4; Kb (NH3 ) = 1.8 ·10–5 6-8

Il pH di una soluzione 0.0578 M di idrossilammina (NH2OH) vale: Kb=1.1×10-8 9.40

Il pH di una soluzione 0.0178 M di idrossilammina (NH2OH) vale: Kb=1.1×10-8 9.15

Un composto binario contenente idrogeno e un altro elemento, in soluzione acquosa, ha comportamento

non abbiamo elementi sufficienti per definire le sue proprietà

Un ossido anfotero è in grado di reagire sia con basi che con acidi

l’idratazione degli ioni

Quando il sale NaCl si scioglie in acqua, si verifica

Il composto di formula HNO2 in acqua si comporta come un acido debole

Secondo la teoria acido base di Bronsted e Lowry una sostanza si comporta da acido se cede un protone

ad un’altra sostanza che lo sottrae anche nelle reazioni acido-base

e si comporta da base. Ciò può avvenire

che coinvolgono ioni

Indicare quale delle seguenti sostanze dà in acqua una soluzione basica MgO

Il diossido di carbonio o anidride carbonica (CO2) disciolto in acqua, a 25°C

si trasforma tutto in acido carbonico H2CO3

Una soluzione acquosa presenta un valore 8,5 di pH ha una concentrazione molare degli ioni H3O+ pari a

3,16 x 10^-9 Scaricato da Enrico Gramentieri (enricopuntog@gmail.com)

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Il pH di una soluzione acquosa che contiene 5×10-3 moli di HCl in 750 mL è 2,176

Indicare quale delle seguenti soluzioni acquose di sali è acida. Soluzione acquosa 1 M di

cloruro di stronzio, SrCl2

La percentuale di protonazione della idrossilammina (NH2OH) in una soluzione 0.178 M vale: Kb=1.1×10-8

0.082%

Il pH di una soluzione 0.85 M di ammoniaca (NH3) vale: Kb=1.8×10-5 11.59

Il pH di una soluzione 0.10 M di ammoniaca (NH3) vale: Kb=1.8×10-5 11.11

Il pH di una soluzione 0.15 M di acido formico(HCOOH) vale: Ka=1.8×10-4 2.28

Il pH di una soluzione 0.15 M di acido tricloroacetico (CCl3COOH) vale: Ka=3.0×10-1 0.96

Il pH di una soluzione 0.30 M di acido acetico (CH3COOH) vale: Ka=1.8×10-5 2.63

Il pH di una soluzione 0.15 M di acido acetico (CH3COOH) vale: Ka=1.8×10-5 2.80

Una base organica (CH3(CH2)7NH2) disciolta in acqua alla concentrazione 0.1 M risulta dissociata per il

6.7%. Quanto vale il pH della soluzione e la Ka della base?

⇄

L'equilibrio da considerare è: RNH2 + H2O RNH3 + + OH- dove R è il gruppo CH3(CH2)7.

pH=11.83, Ka=4.8×10-4

100 mL di una soluzione tampone contiene Na2HPO4 (aq, 0.15 M) e KH2PO4(aq, 0.10 M). Di quanto cambia

il pH se si aggiungono 80 mL di NaOH(aq, 0.01 M)?

14,31 g di ossido rameoso (Cu2O) vengono fatti reagire con 25 mL una soluzione acquosa di ammoniaca al

30% in peso (densità=890 g/L). Avviene la reazione seguente da bilanciare: Cu2O(s) + NH3(aq) --> N2(g) +

H2O(l) + Cu(s) a) Calcolare il volume di azoto gassoso che