Test riassuntivi svolti di Chimica e propedeutica biochimica

∆E°

Reazione 2 Co si riduce e Fe si ossida = + 0,13 volt poiché è positivo, la reazione è spontanea

∆E°

4

Indicare se i seguenti sali in H O danno una soluzione acida, basica o neutra e spiegare secondo la teoria

2

acido-base di Bronsted il motivo del perché accade.

KBr - NaCN - FeCl 3

Per determinare se una soluzione acquosa di sale è o bisogna analizzare la composizione del sale

acida, basica neutra,

e considerare come i suoi ioni interagiscono.

TEST RIASSUNTIVI Pagina 1

Secondo la teoria di Bronsted, gli acidi sono donatori di protoni (H ) e le basi sono accettori.

+

+

K proviene da una base forte (KOH) e non reagisce con H O

2

+ -

KBr K e Br la soluzione è neutra

-

Br proviene da un acido forte (HBr) e non reagisce con H O

2

+

Na proviene da una base forte (NaOH) e non reagisce con H O

2

+ -

NaCN Na e CN la soluzione è basica

-

CN è la base coniugata di un acido debole (HCN) e tende a

idrolizzarsi accettando protoni (produce )

-

ioni OH

3+ +

Fe ha un'alta carica e accettando elettroni libera ioni H

3+ -

FeCl Fe e Cl la soluzione è acida

3 -

Cl proviene da un acido forte (HCl) e non reagisce con H O

2

5

Spiegare perché alcune reazioni endotermiche possono avvenire spontaneamente.

Le (assorbono possono avvenire spontaneamente se sono favorite da fattori

reazioni endotermiche calore dall'ambiente)

termodinamici, in particolare dall'aumento dell'entropia ( e dalla diminuzione di energia libera di Gibbs (

S) G).

∆ ∆

affinché la reazione sia spontanea, nelle reazioni endotermiche è positivo, per cui occorre che

∆H

= - T∆S

∆G ∆H deve essere negativo T∆S sia sufficientemente grande da rendere negativo

∆G ∆G

grande aumento del disordine o temperatura molto elevata

6

Descrivere i tipi di ibridazione degli atomi, esemplificando con il carbonio, indicando come si riconoscono dalla formula di Lewis,

quali sono e come sono disposti gli orbitali ibridi.

L'ibridazione è il processo di combinazione degli orbitali atomici per formare nuovi orbitali ibridi che hanno proprietà e geometrie

diverse rispetto agli orbitali originali 3

Un orbitale 2s e 3 orbitali 2p si combinano per formare 4 orbitali ibridi sp , disposti in forma tetraedrica

con angoli di legame di circa 109,5°

3

Ibridazione sp 3

Nel metano CH , il carbonio è ibridato sp forma 4 legami singoli (σ) con gli atomi di H

4 2

Un orbitale 2s e 2 orbitali 2p si combinano per formare 3 orbitali ibridi sp , disposti a formare un triangolo planare

con angoli di legame di circa 120° (l'orbitale 2p non ibridato è perpendicolare al piano e forma il legame π)

2

Ibridazione sp 2

Nell'etene C H , il carbonio è ibridato sp forma 2 legami singoli (σ) e un legame doppio

2 4

Un orbitale 2s e un orbitale 2p si combinano per formare 2 orbitali ibridi sp, disposti a formare una retta con

angoli di legame di circa 180° (i 2 orbitali 2p non ibridati formano 2 legami π)

Ibridazione sp Nell'etino C H , il carbonio è ibridato sp forma un legame triplo oppure 2 doppi legami

2 2

7

Definire il numero di ossidazione e bilanciare la seguente semireazione in ambiente acido, indicando se si tratta di una reazione

di ossidazione o di riduzione.

72- 3+

Cr O → Cr

2

Il rappresenta la carica formale che un atomo avrebbe se tutti i legami fossero completamente ionici

numero di ossidazione

e serve a determinare i processi di ossidazione (aumento e di riduzione

del numero di ossidazione con perdita di elettroni)

(diminuzione del numero di ossidazione con guadagno di elettroni).

72-

Si inizia determinando i nello ione Cr O , il cromo ha n.o. +6 e l'ossigeno -2 passando da +6 a +3

2

numeri di ossidazione del guadagna elettroni, per

3+

nello ione Cr , il cromo ha n.o. +3

cromo nelle due specie cui subisce una riduzione

bilanciamento di Cr, O e H reazione bilanciata in ambiente acido

bilanciamento delle cariche

72- + 3+ 72- + - 3+

Cr O + 14H → 2Cr + 7H O Cr O + 14H + 3e → 2Cr + 7H O

2 2 2 2

TEST RIASSUNTIVI Pagina 2

8 -5

Calcolare il pH di una soluzione 0,001 M di NH Cl sapendo che k di NH = 1,8 x 10 .

4 b 3

NH Cl è un sale derivato da un acido debole (NH ) e una

4+

Per calcolare questo bisogna analizzare il

pH 4 -

base forte (Cl ), quindi possiamo predire che il pH sarà acido

4+

comportamento di NH (ione in H O

ammonio) 2 4+ -

NH Cl si dissocia completamente in H O, producendo 2 ioni NH Cl → NH + Cl

4 2 4

4+ + 4+ +

NH è l'acido coniugato della base debole NH (ammoniaca), e reagisce con H O liberando H NH + H O → NH + H O

3 2 2 3 3

Determinazione della k utilizzando la relazione con k

a b

+

Determinazione della concentrazione di H generata dalla dissociazione

4+

di NH (assumendo )

+

come due x le concentrazioni di H e NH

3

Calcolo del pH soluzione debolmente acida

9

Enunciare il secondo e il terzo principio della termodinamica e indicare cosa rappresenta l'entropia.

Introduce il concetto di irreversibilità dei processi naturali e stabilisce che l'entropia totale

2° principio della termodinamica dell'universo tende ad aumentare nel tempo durante qualsiasi processo spontaneo (in un

sistema isolato avvengono solo le trasformazioni che comportano un aumento di entropia).

3° principio della termodinamica Entropia di un cristallo perfetto, puro e allo zero assoluto (0 è zero.

K)

(Teorema di Nernst)

Grandezza termodinamica che misura il grado di disordine/casualità di un sistema.

(S)

Entropia

10

Cosa si intende per elettronegatività, come varia nel sistema periodico e in cosa differisce dall'affinità elettronica.

Tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni dei legami a cui partecipa

Elettronegatività aumenta da sx a dx lungo un periodo, poiché i nuclei hanno più

(riguarda atomi legati) protoni e quindi esercitano una forza maggiore sugli elettroni

Nel sistema periodico diminuisce dall'alto al basso lungo un gruppo, poiché gli elettroni

di valenza si trovano a livelli energetici più lontani dal nucleo

Misura dell'energia rilasciata o assorbita quando un atomo

Affinità elettronica neutro acquisisce un elettrone formando uno ione negativo

(riguarda atomi isolati)

11

Scrivere la relazione che esiste tra variazione di energia libera e costante di equilibrio in una reazione.

La relazione tra la variazione di ( e la

energia libera di Gibbs costante di

G)

∆

(K) di una reazione chimica è espressa dalla seguente equazione

equilibrio

Quando la reazione raggiunge l'equilibrio, = 0

∆G

e Q = K (dove Q è il quoziente di reazione)

Se K > 1 (reazione allora < 0, quindi la reazione è spontanea viceversa con K < 1

favorisce i prodotti), ∆G°

Se K = 1, allora = 0, quindi la reazione è all'equilibrio

∆G°

12

Descrivere i legami chimici deboli.

sono interazioni tra atomi o molecole che non comportano la condivisione o il trasferimento di

Legami chimici deboli TEST RIASSUNTIVI Pagina 3

sono interazioni tra atomi o molecole che non comportano la condivisione o il trasferimento di

Legami chimici deboli

elettroni, ma sono basati su forze intermolecolari di natura elettrostatica.

Un atomo di H, già legato covalentemente a un altro atomo fortemente elettronegativo, interagisce

Legame a idrogeno con un altro atomo elettronegativo con una coppia di elettroni libera (es.:

(direzionale) H O tra le molecole)

2

Possono essere di 3 tipi a seconda della natura delle due molecole:

Forze di London, tra molecole apolari

-

Forze di Van der Waals Forze dipolo-dipolo, tra molecole polari

- Interazioni dipolo-dipolo indotto, tra una molecola polare e una apolare

-

Si instaura tra ioni presenti in una soluzione di solvente polare e le molecole del solvente

Interazione ione-dipolo (la formazione di legami è la solvatazione, o idratazione nel caso dell'H O).

2

13

Indicare qual è la funzione di stato che definisce la spontaneità di un processo in un sistema isolato e quale in un sistema chiuso.

Non scambia né materia né energia con l'ambiente esterno

Sistema isolato Entropia (S) definisce la spontaneità processo è spontaneo se l'entropia totale aumenta ( S > 0)

∆

Può scambiare energia con l'ambiente, ma non materia

Sistema chiuso Variazione di energia libera di Gibbs ( processo è spontaneo se la variazione di

G)

∆

definisce la spontaneità energia libera è negativa (∆G < 0)

14 4-

Indicare qual è l'acido più forte tra H PO e H PO e spiegarne il motivo.

3 4 2 +

di una specie chimica è data dalla sua capacità di donare un protone H (più

Acidità facile è la donazione e più forte è l'acido).

L'acido fosforico (H ) è poliprotico (può ma

PO donare più protoni),

3 4

la sua prima dissociazione è quella più facile e infatti ha una costante

di dissociazione più alta rispetto alle successive dissociazioni. 4-

H PO è la specie risultante dopo la prima

2

dissociazione e può ancora comportarsi da acido, ma

è più difficile per esso donare un secondo protone.

Acido più forte è H PO poiché il primo protone è più facile da dissociare rispetto al secondo, e la carica

3 4

negativa su H PO stabilizza la molecola rendendo meno favorevole la perdita di un altro protone.

2 4

15

Data la seguente reazione, scrivere l'espressione della costante di equilibrio, indicare come è possibile spostare l'equilibrio a

destra e se l'aggiunta di un catalizzatore modifica l'equilibrio della reazione.

3H + N → 2NH + calore si tratta di una reazione esotermica (rilascia calore)

2 2 3

Espressione della costante di equilibrio

Secondo il principio di Le Chatelier, l'equilibrio si sposta in direzione opposta a una variazione nelle condizioni del

sistema (quindi e ciò può accadere per vari fattori:

a dx),

Diminuzione della temperatura

- Aumento della pressione

- tutto ciò causa un aumento di produzione di NH

3

Aumento della concentrazione di reagenti

- Rimozione dell'ammoniaca

-

Un non modifica la posizione dell'equilibrio, ma velocizza soltanto il raggiungimento di quest'ultimo.

catalizzatore

16

Cosa si intende per pressione parziale di un componente di una miscela gassosa.