Equilibri di Solubilità

Dimensione: px
Iniziare la visualizzazioe della pagina:

Download "Equilibri di Solubilità"

Transcript

1 Equilibri di Solubilità Esercizio 6.1. Calcolare la solubilità in g L 1 dell idrossido di magnesio (a) in acqua pura e (b) in una soluzione acquosa di idrossido di potassio 0.10 M. (Kps = ; PF dell idrossido di magnesio = uma). R(a) s = g L 1 ; R(b) = s = g L 1 a) Mg(OH)2 Mg OH s 2s K ps = [Mg 2+ ] [OH ] 2 = s (2s) 2 = 4s 3 = s = mol L mol L g mol 1 = g L 1 = solubilità s espressa in grammi per Litro di soluzione b) KOH K + + OH Mg(OH)2 Mg OH s (2s ) K ps = [Mg 2+ ] [OH ] 2 = s (2s + 0,10) 2 = 1.2 x s = / 0,010 = mol L mol L g mol 1 = g L 1 Esercizio 6.2. Il prodotto di solubilità del bromuro d argento a 25 C è Calcolare la sua solubilità in g L 1 a tale temperatura: (a) in acqua pura e (b) in una soluzione acquosa di bromuro di potassio 0.10 M. R(a) : s = g / L ; R(b) : s = g / L AgBr (s) Ag + + Br Kps = [Ag + ] [Br ] = (a) [Ag + ] = [Br ] = s otteniamo: s 2 = da cui s = mol L 1 Per passare da mol L 1 a g L 1 dobbiamo moltiplicare per il PF solubilità in g L 1 = mol L g mol 1 = g L 1 (b) s = solubilità in presenza dello ione a comune Br [Ag + ] = s e [Br ] = (s ) Kps = = [Ag + ] [Br ] = s. (s + 0,10) [Ag + ] = Kps / [Br ] = / 0.10 = M solubilità g L 1 = mol L g mol 1 = g L 1 (per effetto dello ione a comune la solubilità diminuisce) Esercizio 6.3. Un eccesso di solfato di Sr solido viene posto in una sospensione in acqua di solfato di calcio. Calcolare la concentrazione degli ioni Ca 2+, Sr 2+, SO 4 2 in soluzione. K ps (CaSO 4 ) = e K ps (SrSO 4 ) = In soluzione sono presenti i seguenti equilibri, che hanno uno ione comune (il solfato): SrSO 4 (s) Sr 2+ (aq) + SO 4 2 (aq) CaSO 4 (s) Ca 2+ (aq) + SO 4 2 (aq) La condizione di equilibrio deve essere soddisfatta contemporaneamente per entrambi. Se definiamo:

2 [Ca 2+ ] = x e [Sr 2+ ] = y, ne consegue che [SO 4 2 ] = x + y e quindi = x(x+y) = y(x+y) Da questo sistema, dividendo la prima equazione per la seconda, ottengo: x/y = e, per sostituzione, avrò: [Ca 2+ ] = [Sr 2+ ] = [SO 4 2 ] = Il sale più solubile tra i due è il solfato di calcio: le conc. di calcio in soluzione sono di due ordini di grandezza più elevate di quelle di stronzio Esercizio 6.4. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 100 ml HCl a ph = 0.30 con 100 ml di TlNO M. K ps (TlCl) = TlNO 3 + HCl TlCl + H + + NO 3 [Tl + ] = (0.1 L mol L 1 ) / 0.2 L = M Dal ph ricavo che [Cl ] i = [H + ] i = = 0.50 M e quindi, dopo la miscelazione [Cl ] = [H + ] = 0.50 mol L L / 0.2 L = 0.25 M [Tl + ]. [Cl ] = > K ps di TlCl, quindi il sale precipita Esercizio 6.5. Calcolare la solubilità molare e quella in mg L 1 di: Hg 2 Cl 2 in acqua e HCl a ph = 3.0 sapendo che K ps = Hg 2 Cl 2 (s) Hg 2 2+ (aq) + 2 Cl (aq) In acqua: K ps = = s. (2 s) 2 = 4 s 3 da cui S = M PM Hg 2 Cl 2 = g mol 1 da cui si ricava la solubilità in mg L 1 : s = mol L g mol 1 = g L 1 = mg L 1 In HCl a ph = 3: [Cl ] = [H + ] = M K ps = = s (2 s ) 2 da cui s = M e, come sopra: s = mol L g mol 1 = g L 1 = mg L 1 La solubilità in acqua è più elevata che in presenza di uno ione comune. Esercizio 6.6. Alla T di 292 K, K ps SrSO 4 = e K ps SrF 2 = Quale dei due sali è più solubile? Per confrontare la solubilità di due sali, se questi hanno la stessa stechiometria (es SrSO 4 e CaSO 4, vedi es.1) basta confrontare i rispettivi K ps. Sarà più solubile quello caratterizzato dal K ps maggiore (perchè il suo equilibrio di solubilità sarà più spostato a destra). Se invece la stechiometria dei due sali è diversa, come in questo caso, occorre calcolare la solubilità: SrF 2 (s) Sr 2+ (aq) + 2 F (aq) SrSO 4 (s) Sr 2+ (aq) + SO 4 2 (aq) K ps SrF 2 = = [Sr 2+ ][F ] 2 = s (2 s) 2 = 4 s 3 da cui s = M K ps SrSO 4 = = [Sr 2+ ][SO 4 2 ] = s 2 da cui s = M Il fluoruro di Sr è più solubile del solfato, nonostante il K ps di quest ultimo sia maggiore. In generale, i fluoruri sono sali molto più solubili dei solfati. Esercizio 6.7. Calcolare il ph a cui inizia la precipitazione di Fe(OH) 3 da una soluzione M di sale ferrico, sapendo che il K ps dell idrossido ferrico è Fe(OH) 3 (s) Fe OH

3 K ps Fe(OH) 3 = = [Fe 3+ ][OH ] 3 = [OH ] 3 Da cui ricavo che [OH ] = e quindi ph = 1.67 Esercizio 6.8. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 500 ml di nitrato di Pb(II) M con 500 ml HCl 0.01 M. K ps PbCl 2 = Pb(NO 3 ) HCl PbCl H NO 3 [Pb 2+ ] = (0.5 L mol L 1 ) / 1.0 L = M [Cl ] = [H + ] = 0.01 mol L L / 1.0 L = M [Pb 2+ ][Cl ] 2 = < K ps PbCl 2 quindi il sale non precipita Esercizio 6.9. Calcolare la solubilità molare e quella in mg L 1 di: Bromato d argento in acqua e in una soluzione di bromato di sodio M. K ps (AgBrO 3 ) = AgBrO 3 (s) Ag + (aq) + BrO 3 (aq) In acqua: K ps = = s. s = s 2 da cui s = mol L 1 PM AgBrO 3 = g mol 1 S = mol L g mol 1 = 1.72 g L 1 = 1720 mg L 1 In presenza di bromato: K ps = = s (s ) da cui, risolvendo l equazione di II grado, si ricava s = M = 908 mg L 1 (inferiore rispetto alla solubilità in acqua). In questo caso, si può scegliere di svolgere l eqz. di II grado oppure si può considerare a priori che S è trascurabile rispetto alla conc. di bromato presente in soluzione e calcolare S dall eqz. semplificata. Una volta ottenuto il valore di S, si deve verificare che l ipotesi di partenza sia congrua. Se non lo è (ed è proprio questo il caso), si è obbligati a ricalcolarla tramite l eqz. di II grado. Esercizio Il cloruro di Pb(II) si scioglie poco in acqua, dando luogo ad una reazione esotermica; indicare l effetto sulla sua solubilità di: a) un aggiunta alla soluzione di nitrato di Pb(II) b) una diminuzione del ph della soluzione fino a 2.5 c) il riscaldamento della soluzione satura da 20 C a 60 C a) diminuisce per effetto dello ione comune b) nessun effetto, purchè si acidifichi con un acido forte la cui base coniugata non generi un sale poco solubile con lo ione Pb 2+ ; acidi adatti potrebbero essere HNO 3 o HClO 4 [Pb(NO 3 ) 2 e Pb(ClO 4 ) 2 molto solubili. Se si usa HCl la solubilità di PbCl 2 diminuisce per effetto dello ione comune, se si usa HI o H 2 SO 4, la solubilità di PbCl 2 aumenta perché precipita PbI 2 (K ps = ) o PbSO 4 (K ps = ) che hanno solubilità inferiore a quella del PbCl 2 (K ps = ). Se invece di acidificare, basificassimo, allora precipiterebbe Pb(OH) 2 (K ps = ) e l eq. di solubilità del PbCl 2 si sposterebbe a destra (la solubilità aumenterebbe) c) siccome la reazione di dissoluzione del cloruro di piombo è esotermica, la solubilità del sale diminuisce al crescere di T Esercizio Calcolare la solubilità (in mg L 1 ) del fluoruro di magnesio, in acqua e in una soluzione 0.50 M di fluoruro di sodio sapendo che il suo K ps = Fluoruro di Mg = MgF 2 K ps = [Mg 2+ ][F ] 2 = s. (2 s) 2 = 4 s 3 (mol L 1 ) In acqua: S = (Kps / 4) 1/3 = ( / 4) 1/3 = mol L 1 PM MgF 2 = g mol 1 S (g L 1 ) = mol L g mol 1 = 16.5 mg L 1 In presenza di fluoruro di sodio:

4 K ps = s. (2 s ) 2 = S = / 0.25 = mol L 1 S (mg L 1 ) = mg L 1 Esercizio Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 500 ml di nitrato di Pb(II) 0.10 M con 900 ml di HCl 0.50 M K ps (PbCl 2 ) = Pb(NO 3 ) HCl PbCl H NO 3 [Pb 2+ ] = (0.50 L mol L 1 ) / 1.4 L = M [Cl ] = [H + ] = 0.50 mol L L / 1.4 L = M [Pb 2+ ][Cl ] 2 = > K ps PbCl 2 quindi il sale precipita Esercizio Calcolare la solubilità molare e quella in mg L 1 di: Idrossido di cromo(iii) in acqua e in una soluzione tamponata a ph = 4.74 sapendo che K ps = Cr(OH) 3 (s) Cr 3+ (aq) + 3 OH (aq) In acqua: K ps = = s. (3 s) 3 = 27 s 4 da cui s = mol L 1 PM Cr(OH) 3 = g mol 1 s = mol L g mol 1 = g L 1 = mg L 1 In sol. tamponata: [OH ] = 10 (4.7414) = M K ps = = s ( ) 3 da cui s = mol L g mol 1 = 621 mg L 1 superiore rispetto alla soluzione non tamponata, perché in acqua pura la [OH ] è maggiore Esercizio Calcolare le concentrazioni di ioni presenti in una soluzione satura contemporaneamente in AgCl, TlCl e Hg 2 Cl 2 sapendo che i rispettivi K ps sono: K ps (AgCl) = K ps (TlCl) = K ps (Hg 2 Cl 2 ) = In soluzione sono presenti i seguenti equilibri: TlCl (s) Tl + (aq) + Cl (aq) AgCl (s) Ag + (aq) + Cl (aq) Hg 2 Cl 2 (s) Hg 2 2+ (aq) + 2 Cl (aq) Essendo i K ps dei 3 sali piuttosto diversi, si può pensare che la [Cl ] in soluzione coincida con quella ricavabile dal sale più solubile (TlCl): K ps TlCl = = s 2 dove s = [Cl ], da cui: s = M Questo valore è sufficientemente elevato da rassicurarci sul fatto che l assunzione fatta è ragionevole. Da questo valore, ricavo le concentrazioni delle altre specie in soluzione: [Tl + ] = M [Ag + ] = / = M [Hg 2 2+ ] = / [Cl ] 2 = / = M Esercizio Si trattano 20.0 ml di una soluzione M di KIO 3 con 80.0 ml di una soluzione di Pb(NO 3 ) M. Sapendo che il prodotto di solubilità dello iodato di piombo vale , calcolare la concentrazione di tutte le specie nella soluzione risultante. La reazione di precipitazione (in forma ionica) è: Pb IO 3 Pb(IO 3 ) 2 (s) che è quantitativa (K = 1 / K ps = ). In soluzione sono state introdotte = 10.0 mmoli di KIO 3 e = 10.0 mmoli di Pb(NO 3 ) 2. Gli ioni K + e NO 3 sono solo ioni spettatori e la loro quantità non cambia per effetto della precipitazione. Quindi la loro conc. finale è : [K + ] = 10.0 / ( ) = M; [NO 3 ] = ( ) / ( ) = M

5 Il reagente limitante nella reazione di precipitazione è lo ione iodato (rapporto dei coeff. stech. IO 3 / Pb 2+ = 2, mentre quello dato in moli = 1). Quindi reagiscono / 2 = 5.00 mmoli di Pb 2+ e si formano altrettante mmoli di precipitato. Rimangono quindi non reagite 5.00 mmoli di Pb 2+ (reagente in eccesso), che determinano una [Pb 2+ ] = 5.00/100.0 = La [IO 3 ] rimasta in soluzione dipende dalla solubilità del precipitato in presenza di questo eccesso di Pb 2+ (ione comune). Ponendo [IO 3 ] = 2 x, risulta [Pb 2+ ] = x. Quindi: K ps = = [Pb 2+ ][IO 3 ] 2 = ( x). 4x 2. Dato che la solubilità di Pb(IO 3 ) 2 in assenza di ione comune è inferiore a 10 4 (essendo approssimativamente pari alla radice cubica di ), ne risulta che x (che è minore di tale solubilità) è certamente trascurabile rispetto a Quindi si ottiene = ( ). 4x 2, da cui x = (che è effettivamente trascurabile rispetto a ). Quindi [IO 3 ] = 2 x = , e [Pb 2+ ] = Esercizio Si mescolano 120 ml di una soluzione 0.15 M di Pb(NO 3 ) 2 con 250 ml di una soluzione 0.03 M di K 2 CrO 4. Sapendo che per PbCrO 4 K ps = , trovare i grammi di cromato di piombo che precipitano e le concentrazioni residue di Pb 2+ e di CrO 4 2 dopo la precipitazione. Trovo le concentrazioni degli ioni dopo il mescolamento (V finale = = 370 ml = L): mol L L = moli di Pb 2+ (e = moli di NO 3 ) [Pb 2+ ] = mol / L = M 0.03 mol L L = moli di CrO 4 2 (e = moli di K + ) [CrO 4 2 ] = mol / L = M Poiché Q = [Pb 2+ ] iniz [CrO 4 2 ] = = >> K ps Il cromato di piombo precipita. Poiché Pb 2+ e CrO 4 2 reagiscono in rapporto stechiometrico 1:1, e visto che le moli di Pb 2+ sono > delle moli di CrO 4 2, quest ultimo è il reagente limitante e Pb 2+ è in eccesso moli di CrO 4 2 reagiscono con moli di Pb 2+ e avanzano: = moli di Pb 2+, che rimangono sicuramente in soluzione In soluzione ci sarà una concentrazione di Pb 2+ : [Pb 2+ ] iniz = mol / L = M, alla quale si aggiungerà una piccola quantità di Pb 2+ derivante dal PbCrO 4 che passa in soluzione. L equilibrio di solubilità mi dice che: PbCrO 4 (s) Pb CrO 4 [ ] iniz [ ] eq s s Quindi: K ps = = ( s). s Poiché posso supporre che: s << = s da cui s = In soluzione passano moli di PbCrO 4, tutto il resto rimane sul fondo come precipitato: In conclusione alla fine avrò: in soluzione: [Pb 2+ ] = s = moli per litro di Pb 2+ [CrO 4 2 ] = s = moli per litro di CrO 4 2 [NO 3 ] = mol / L = moli per litro di NO 3 [K + ] = mol / L = moli per litro di K + La quantità di PbCrO 4 che abbiamo sul fondo del recipiente come solido sarà: moli s moli L L = moli

6 PF (PbCrO 4 ) = = = 2.42 g di PbCrO 4 Esercizio Quanti ml di una soluzione M di acido solforico è necessario aggiungere a 250 ml di una soluzione M di CaCl 2 affinchè inizi a precipitare CaSO 4 (Kps = ). Indichiamo con x i litri di soluzione acida da aggiungere. Il volume della nuova soluzione dopo l'aggiunta diverrà pertanto (0,25 + x). le concentrazioni dello ione calcio e dello ione solfato nella nuova soluzione saranno perciò [Ca 2+ ] = n / V TOT = M. V / V TOT = ( ) / ( x) mol L 1 [SO 4 2 ] = n / V TOT = M. V / V TOT = ( x) / ( x) mol L 1 poichè il solfato di calcio precipita quando il prodotto delle concentrazioni dei suoi due ioni eguaglia la Kps, possiamo scrivere K ps = [Ca 2+ ][SO 4 2 ] = [( ) / ( x)]. [( x) / ( x)] = risolvendo l'equazione si ottiene x = 0.06 litri = 60 ml di soluzione acida da aggiungere Esercizio A 50 ml (V 1 ) di una soluzione M di Ag 2 SO 4 vengono aggiunti 50 ml (V 2 ) di una soluzione M di BaCl 2. Tenendo conto che le concentrazioni degli ioni in soluzione prodotte dalla completa dissociazione dei due sali sono tali per cui vengono superati i K ps di AgCl ( ) e di BaSO 4 ( ), calcolare le concentrazioni residue dei diversi ioni nella soluzione dopo la precipitazione e quanti grammi dei due sali precipitano. Calcoliamo le nuove concentrazioni di ciascun ione nella soluzione il cui volume finale è pari a = 0.1 L Ag 2 SO 4 2 Ag + + SO 4 2 tenendo conto che per ogni mole di solfato d'argento che si dissocia si liberano due ioni Ag + e uno ione SO 4 2, si avrà: [Ag + ] = n / V TOT = M. V 1 / V TOT = ( ) / 0.1 = mol L 1 [SO 4 2 ] = n / V TOT = M. V 1 / V TOT = ( ) / 0.1 = mol L 1 Eseguendo gli stessi calcoli per il cloruro di bario otterremo BaCl 2 Ba Cl [Ba 2+ ] = n / V TOT = M. V 2 / V TOT = ( ) / 0.1 = mol L 1 [Cl ] = n / V TOT = M. V 2 / V TOT = ( ) / 0.1 = mol L 1

7 Chiamiamo ora x le moli di AgCl che si riassociano, precipitando. Potremo allora scrivere K ps = [Ag + ][Cl ] = = ( x). ( x) L'equazione, risolta fornisce il seguente risultato x = 1, mol L 1 In pratica il numero di mol L 1 di AgCl che precipita è pari alla concentrazione iniziale dello ione Ag +, il quale, essendo in quantità minore rispetto allo ione Cl, agisce da agente limitante per il processo di precipitazione. In soluzione rimarranno = mol L 1 di ioni Cl e K ps / [Cl ] = mol L 1 di ioni Ag +. Le 1, mol L 1 di AgCl che precipitano corrispondono a M. PM AgCl = 1, = 2.58 g L 1 ed in 0.1 litri precipiteranno = g di AgCl. Chiamiamo infine y le moli di BaSO 4 che si riassociano, precipitando. Potremo allora scrivere K ps = [Ba 2+ ][SO 4 2 ] = = ( y). ( y) L'equazione, risolta fornisce il seguente risultato Y = 8, mol/l In pratica il numero di mol L 1 di BaSO 4 che precipita è pari alla concentrazione iniziale dell'anione SO 4 2 il quale, essendo in quantità minore rispetto allo ione Ba 2+, agisce da agente limitante per il processo di precipitazione. In soluzione rimarranno = mol L 1 di ioni Ba 2+ e K ps / [Ba 2+ ] = mol L 1 di ioni SO 4 2. Le mol L 1 di BaSO 4 che precipitano corrispondono a M. PM BaSO4 = = 2.1 g L 1 ed in 0.1 litri precipiteranno = 0.21 g di BaSO 4. Esercizio Calcolare la concentrazione degli ioni in una soluzione satura in CaCO 3 (K ps = ) e in BaCO 3 (Kps = ). Se poniamo [Ca 2+ ] = x [Ba 2+ ] = y e quindi [CO 2 3 ] = x + y

8 potremo allora scrivere risolvendo il sistema si ottiene x = [Ca 2+ ] = mol L 1 y = [Ba 2+ ] = mol L 1 x + y = [CO 3 2 ] = mol L = [Ca 2+ ][CO 3 2 ] = x(x + y) = [Ba 2+ ][CO 3 2 ] = y(x + y) Elettrochimica Esercizio 7.1. Calcolare la f.e.m. di una pila costituita di seguenti elementi: Cu 2+ /Cu con [Cu 2+ ] = M E (rid) = V Co 2+ /Co con [Co 2+ ] = 1.0 M E (rid) = 0.28 V Indicare le semireazioni di anodo e catodo e la reazione globale spontanea. Calcolare la costante d equilibrio. Calcolo con l equazione di Nernst la E del catodo Ecatodo = ECu = E Cu (0,0592/n). log (1/[Cu 2+ ] ) Ecatodo = ECu = 0.34 (0.0592/2). log (1/ ) = 0.22 V Sempre con l equazione di Nernst calcolo la E dell anodo Eanodo = ECo = 0.28 (0.0592/2). log (1/1) = 0.28 V perché log 1 = 0 Calcolo la f.e.m. della pila Ecella = 0.22 (0.28) = 0.50 V Per trovare la Keq devo trovare prima la E di cella E cella = 0.34 (0.28) = 0.62 V Keq = 10 (n. E cella) / = 10 ( ) / = Scrivo le semireazioni e la reazione globale Anodo Co Co e Catodo Cu e Cu Generale Co + Cu 2+ Co 2+ Cu Esercizio 7.2. Una cella è costituita da due semicelle: a) Co (s) / Co 2+ ( M); b) Ni (s) / Ni 2+ (1.00 M) Il potenziale standard di riduzione della coppia Co (s) / Co 2+ è 0.28 V, quello della coppia Ni (s) / Ni 2+ è 0.25 V. Calcolare la f.e.m. della cella e la costante d equilibrio della reazione spontanea. Inizio a distinguere anodo e catodo Co e Co E (1) = 0.28 V Ni e Ni E (2) = 0.25 V E (2) > E (1) Anodo = (1) Catodo = (2) Trovo la E cella che mi servirà per calcolare la f.e.m. E cella = Ecatodo Eanodo = 0.25 ( 0.28) = 0.03 Per trovare la f.e.m. applico Nerst Ecella = E cella ( / n). log ([Co 2+ ] / [Ni 2+ ]) = 0.03 ( / 2). log ( ) / 1.00 = V Essendo positiva la f.e.m. la reazione è spontanea nel senso scritto

9 Reazione spontanea: Co + Ni 2+ Co 2+ + Ni Trovo la Keq sostituendo i dati nella formula Keq = 10 (n. E ) / = 10 ( ) / = 10.3 Esercizio 7.3. Calcolare la f.e.m. di una pila costituita dai seguenti semielementi: a) Ni 2+ / Ni con [Ni 2+ ] = M E (rid) = 0.25 V b) Zn 2+ / Zn con [Zn 2+ ] = 1.0 M E (rid) = 0.76 V Indicare le semireazioni di anodo e di catodo; la reazione globale spontanea. Calcolare la costante d equilibrio. Ecella = Ecatodo Eanodo Con la Nernst trovo la E del catodo e dell anodo Ecatodo = ENi = E Ni ( / n). log (1 / [Ni 2+ ]) = 0.25 ( / 2). log [1 / ( )] = 0.37 V Eanodo = EZn = E Zn ( / n). log [Zn 2+ ] / 1 = 0.76 ( / 2). log (1 / 1) = 0.76 V perché log 1 = 0 Ora calcolo la f.e.m. della Ecella = 0.37 (0.76) = V, siccome è positiva la reazione è spontanea nel senso scritto Per trovare la Keq prima devo trovare la E di cella E cella = 0.25 ( 0.76) = 0.51 V Trovo la Keq sostituendo i dati nella formula Keq = 10 (n. E cella)/ = 10 ( )/ = Catodo Ni e Ni Anodo Zn Zn e Reaz. Globale Zn + Ni 2+ Zn 2+ + Ni Esercizio 7.4. Calcolare E per la reazione seguente: 2 MnO4 + 5 H2S + 6 H3O + 2 Mn S + 14 H2O dire se nelle condizioni standard è spontanea nel senso scritto e calcolare la Keq della reazione spontanea: MnO4 + 8 H3O e Mn H2O (E = V); S + 2 H3O e H2S + 2 H2O (E = V) Calcolo la E E = E catodo E anodo = = V reazione spontanea nel senso scritto perché E > 0 (E > 0, essendo MnO4 / Mn 2+ catodo e H2S / S anodo) Trovo la Keq sostituendo i dati nella formula Keq = 10 (n. E cella) / =10 ( ) / = Esercizio 7.5. a) Calcolare la f.e.m. di una cella costituita dall elettrodo standard a idrogeno e da un elettrodo di nichel metallico immerso in una soluzione acquosa 0.10 M di un sale di nichel (II) [E riduz = 0.25 V]; b) scrivere la reazione globale che avviene spontaneamente, c) calcolare la Keq della reazione. Calcolo la E per l elettrodo di Ni E(Ni / Ni 2+ ) = E Ni ( / n). log (1 / ) = 0.25 ( / 2). log 10 = 0.28 V L elettrodo standard a idrogeno per definizione ha E = 0 V E(H2/H + ) = E = 0 V Calcolo la f.e.m. Ecella = 0 (0.28) = V, la f.e.m. è positiva e la reazione è spontanea nel senso scritto b) Ni + 2 H + Ni 2+ + H2 c) Per determinare la Keq prima devo calcolare la E di cella E cella = 0 (0.25) = V

10 Trovo la Keq sostituendo i dati nella formula Keq = 10 (n. E cella) / = 10 ( ) / = Esercizio 7.6. Calcolare E per la reazione seguente: 2 Cr 3+ + HSO4 + 9 H2O Cr2O H2SO3 + 5 H3O + dire se nelle condizioni standard è spontanea nel senso scritto e calcolare la Keq della reazione spontanea: Cr2O H3O e 2 Cr H2O (E = V); HSO4 + 3 H3O e H2SO3 + 4 H2O (E = V) Individuo qual è l anodo e il catodo dal valore di E delle due semireazioni Cr 3+ anodo, H2SO4 catodo Calcolo la E E cella = E catodo E anodo = = 1.22 V nel senso scritto della reazione non è spontanea perché E < 0. E spontanea la reazione inversa Scrivo la reazione inversa Cr2O H2SO3 + 5 H3O + 2 Cr 3+ + H2SO4 + 9 H2O Calcolo la E della reazione inversa E cella = = V, E > 0, la reazione è spontanea Determino la Keq sostituendo i dati nella formula Keq = 10 (n. E cella)/ =10 (6.1.22)/ = Esercizio 7.7. Calcolare quanti grammi di metallo si depositano al catodo e quale volume (STP) di cloro elementare si sviluppa all anodo durante l elettrolisi del cloruro di calcio fuso. ( i = 1.0 A; t = 1 h PM = u). CaCl2 (l) Ca 2+ (l) + 2Cl (l) Individuo anodo e catodo Ca e Ca (s) CATODO (perché il Ca 2+ si riduce) 2Cl Cl2 (g) + 2e ANODO (perché il Cl si ossida) Ora determino la quantità di corrente: Q = i. t = s = 3600 C = C Dalla costante di Faraday si evince che per 1 F si hanno C, quindi imposto una proporzione per determinare a quanti Faraday corrispondono 3600 Coulomb C : 1 F = Q C : x F C : 1 F = C : x F x F = ( C). 1 F / C = F = eq eq perché un equivalente di Cl depositato al catodo consuma 1 F di elettricità (legge di Faraday) Determino i g di metallo depositato al catodo moltiplicando gli equivalenti ottenuti per il PE ( PE = PM / n e scambiati) Ca eq. (40.08 / 2) g eq 1 = g di Ca depositati al catodo Per determinare il volume STP di Cl2 ottenuto all anodo devo prima calcolare il numero di moli di Cl2 dagli equivalenti. Poiché il peso equivalente del Cl2 è PE = PM / 2, un equivalente di Cl2 corrisponde ad un mezzo di mole (1 eq = ½ mol); moltiplico perciò il numero di equivalenti per ½ mo l/ eq eq. ½ mol eq 1 = mol Determino il volume STP di Cl2 ottenuto all anodo moltiplicando le moli per il volume di una mole in condizioni standard di Temperatura e Pressione (STP), ovvero 22.4 L mol mol L mol 1 = L = V(STP) di Cl2 ottenuto all anodo Esercizio 7.8. Una corrente di 10 A passa per 1 h attraverso 1 L di soluzione acquosa di NaCl. Determinare il volume dei gas sviluppati al termine del processo a c.n. La reazione è: 2 NaCl + 2 H2O Cl2 + H2 + 2 NaOH.

11 Q = 10 A 3600 s = C (C) / (C eq 1 ) = eq Agli elettrodi le reazioni che avvengono sono: catodo: 2 H e H2 anodo: 2 Cl Cl2 + 2 e VH2 = VCl2 = (0.373 / 2) (L) = 4.18 L Esercizio 7.9. Usando una corrente di 3 A calcolare quante ore occorrono per decomporre 36.0 g d acqua. Le reazioni che avvengono sono: Catodo H2O + 2 e 2 OH + H2 Anodo H2O 1/2 O2 + 2 H + + 2e Poichè Q = i.t e Q = n.f t = n.f/i (in cui F = C e n = numero di moli di elettroni scambiati) Quindi: t = [2 (moli H 2 O). 2 (moli e / moli H 2 O) (C / moli e )] / 3 (A = C / s) = = s = s / 3600 (s/h) = h Esercizio Indicare come varia il potenziale di una cella della seguente reazione: 2 H + + Ca (s) Ca 2+ + H 2 (g) se: a) aumenta la quantità di Ca (s) b) diminuisce ph 2 c) diminuisce [H + ] d) si addiziona nitrato di calcio alla soluzione 2 H + + Ca (s) Ca 2+ + H 2 (g) E = E ( / 2). log ([Ca 2+ ]ph 2 / [H + ] 2 ) a) Nessuna variazione perché l attività di Ca (s) è sempre 1 (la concentrazione di Ca nel solido è costante) b) Il termine logaritmico diminuisce e E aumenta c) Il termine logaritmico aumenta e E diminuisce d) Il termine logaritmico aumenta, perchè [Ca 2+ ] aumenta e quindi E diminuisce Esercizio Calcolare gli Ampère necessari per depositare al catodo 3.45 g di Na a partire da NaCl fuso, se il processo dura 60 min. Calcolare inoltre il volume di Cl 2 che si sviluppa all anodo in condizioni TPS. 2 Na Cl 2 Na + Cl 2 mol Na = 3.45 g / g mol 1 = mol = eq (processo monoelettronico) F Quantità di corrente F Coulomb Faraday 1 = Coulomb Intensità di corrente = C / 3600 s = 4.02 A mol Cl 2 = / 2 mol = mol (sulla base dei rapporti stechiometrici) V = ( mol L atm mol 1 K K) / 1 atm = 1.68 L Esercizio Una soluzione contenente KHF 2 viene elettrolizzata per 1 h a A. Calcolare il volume di F 2 che si svolge all anodo, sapendo che T = 298 K e p = 1 atm KHF 2 2 F + K + + H +

12 2 F F e 1 h = 3600 sec Q = A sec = C C / C F 1 = F eq F 2 mol F 2 = / 2 = V = ( mol L atm mol 1 K K) / 1 atm = L Esercizio Considerando la seguente reazione di cella: Ni 2+ + Pb (s) Pb 2+ + Ni (s) e sapendo che E (Ni / Ni 2+ ) = 0,257 V e E (Pb / Pb 2+ ) = 0,130 V, dire quale delle seguenti affermazioni è vera o falsa: a) la f.e.m. della cella è negativa, in cond. standard b) al procedere della reazione, la f.e.m. diminuisce c) aggiungendo ioni Pb 2+, la f.e.m. della cella aumenta d) aggiungendo Ni (s), la f.e.m. della cella aumenta Ni 2+ + Pb (s) Pb 2+ + Ni (s) E = E ( / 2). log ([Pb 2+ ]/[Ni 2+ ]) a) Vero b) Vero, perchè cambia [Pb 2+ ]/[Ni 2+ ] ed il termine logaritmico aumenta c) Falso, perchè il termine logaritmico aumenta d) Falso, perchè l attività di Ni(s) è sempre 1 (perché la concentrazione di Ni (s) non varia al procedere della reazione e non compare nell espressione dei E) Esercizio Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Sn 2+ /Sn in cui [Sn 2+ ] = M e Ag + /Ag in cui [Ag + ] = M, sapendo che E (Ag + / Ag) = V; E (Sn 2+ / Sn) = V. Scrivere la reazione redox complessiva. Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Ag + e Sn 2+ è l ossidante più forte. Sn e Sn E (Sn 2+ / Sn) = E (Sn 2+ / Sn) ( / 2). log ([Sn] / [Sn 2+ ]) = ( / 2). log (1 / ) = 0,226 Volts Ag + + e Ag E (Ag + / Ag) = E (Ag + / Ag) ( / 1). log ([Ag] / [Ag + ]) = log (1 / ) = + 0,718 Volts E complessivo = E (Ag + / Ag) E (Sn 2+ / Sn) = ( 0.226) = Volts Reazione complessiva 2Ag + + Sn 2 Ag + Sn 2+ L ossidante più forte è Ag +, perchè ha maggior tendenza a ridursi rispetto allo Sn 2+. Il suo pot. di riduzione è maggiore; è un metallo nobile. Esercizio Sulla base dei potenziali di riduzione standard, dire quale delle seguenti specie può essere ossidata da O 2 in cond. standard, sapendo che E (O 2 / H 2 O) = 1.23 V Ni E (Ni 2+ / Ni) = V Ce 3+ E (Ce 4+ / Ce 3+ ) = V Cd E (Cd 2+ / Cd) = V I E (I 2 / I ) = V Sulla base dei potenziali di riduzione standard, dire quale delle seguenti specie può essere ossidata da O 2 in cond. standard, sapendo che E (O 2 / H 2 O) = 1.23 V Ni SI E (Ni 2+ / Ni) = V E c E a = 1.23 (0.257) = V Ce 3+ NO E (Ce 4+ /Ce 3+ ) = V E c E a = 1.23 (1.61) = 0.38 V Cd SI E (Cd 2+ /Cd) = V E c E a = 1.23 (0.403) = V

13 I SI E (I 2 / I ) = V E c E a = 1.23 (0.536) = V Esercizio Sulla base dei potenziali redox in cond. standard, dire se sono possibili le seguenti reazioni: a) riduzione di Au 3+ ad Au ad opera di Al b) ossidazione del Co 2+ a Co 3+ ad opera di S che si riduce a S 2 c) ossidazione di Ag ad Ag + ad opera del F 2 d) riduzione del Br 2 a Br ad opera del Ce 3+ E (Au 3+ / Au) = 1.50 V; E (Al 3+ / Al) = 1.66V; E (Co 3+ / Co 2+ ) = 1.85 V; E (S / S 2 ) = V E (Ag + / Ag) = V; E (F 2 / F ) = 2.87V; E (Br 2 / Br ) = 1.09 V; E (Ce 4+ / Ce 3+ ) = 1.61 V a) SI E = V b) NO E = 2.33 V c) SI E = V d) NO E = 0.52 V Esercizio Sulla base dei soli potenziali standard di riduzione, indicare quali delle seguenti reazioni possono avvenire (in condizioni standard) Ag + + e Ag E = V Sn e Sn E = V Au e Au E = V Cl e 2 Cl E = V Be e Be E = 1.70 V Fe e Fe E = V Li + + e Li E = 3.04 V H e 2 H + E = 0 V 2 Ag + + Sn 2 Ag + Sn 2+ 2 Au Cl 2 Au + 3 Cl 2 Be 2+ + Fe Be + Fe 2+ 2 Li + 2 H + 2 Li + + H 2 Ag + + Sn 2 Ag + Sn 2+ SI 2 Au Cl 2 Au + 3 Cl 2 SI Be 2+ + Fe Be + Fe 2+ NO 2 Li + 2 H + 2 Li + + H 2 SI Esercizio Calcolare la f.e.m. di una cella costituita dalle seguenti semicelle: a) Ag Ag + ( M) b) Ag Ag + ( M) sapendo che E (Ag + / Ag) = V Individuata la semicella che funge da catodo, scrivere la notazione convenzionale per la cella. Si tratta di una cella a concentrazione. Calcolo i potenziali delle due semicelle: E a = E (Ag + / Ag) (0.0592/1. log [Ag] / [Ag + ]) = 0.80 [0.0592/1. log (1/ )] = V E b = E (Ag + / Ag) /1. log [Ag] / [Ag + ]) = 0.80 [0.0592/1. log (1/ )] = V E = E b E a = ( ) V = V La cella b) è il catodo la reazione procede nel verso Ag + Ag (in soluzione la [Ag + ] diminuisce); Nella cella a) (anodo) la reazione procede nel verso opposto (Ag Ag + ), e la [Ag + ] aumenta. Quando la [Ag + ] è uguale nelle due celle la pila si scarica e non passa più corrente. Ag(s) Ag + (aq) (0.05 M) Ag + (aq) (0.8 M) Ag(s)

14 Esercizio Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Pt 2+ /Pt in cui [Pt 2+ ] = M e Cr 3+ /Cr in cui [Cr 3+ ] = M, sapendo che E (Cr 3+ /Cr) = V; E (Pt 2+ /Pt) = 1.12 V. Scrivere la reazione redox complessiva. Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Cr 3+ e Pt 2+ è l ossidante più forte. Se suppongo che Pt 2+ /Pt sia il catodo: E = 1.12 ( 0.742) = V Calcolo il potenziale per la reazione: 3 Pt Cr + 6 e 3 Pt + 2 Cr e E = E ( / 6). log ([Cr 3+ ] 2 / [Pt 2+ ] 3 ) E = log ([ ] 2 / [ ] 3 ) E = log ( / ) = log E = = = V La reazione è spontanea nel senso scritto: 3 Pt Cr 3 Pt + 2 Cr 3+ In condizioni standard Pt 2+ è un ossidante più forte di Cr 3+ (E = V) Esercizio Calcolare il potenziale di una pila costituita dai semielementi: Ni 2+ /Ni in cui [Ni 2+ ] = M e Zn 2+ /Zn in cui [Zn 2+ ] = M, sapendo che E (Ni 2+ /Ni) = V; E (Zn 2+ /Zn) = V. Scrivere la reazione redox complessiva. Sulla base dei potenziali standard di riduzione, indicare quale fra Ni 2+ e Zn 2+ è l ossidante più forte. Se suppongo che Ni 2+ /Ni sia il catodo: E = ( 0.760) = V Calcolo il potenziale per la reazione: Ni 2+ + Zn + 2 e Ni + Zn e E = E ( / 2). log ([Zn 2+ ] / [Ni 2+ ]) E = log ( / ) E = log = = = V La reazione è spontanea nel senso scritto: Ni 2+ + Zn Ni + Zn 2+ In condizioni standard Ni 2+ è un ossidante più forte di Zn 2+ (E = V) Esercizio Date le coppie SO 4 2 / SO 3 2 (E = 0.17 V) e BrO 3 / Br (E 1.44 V), indicare (a) l ossidante più forte e quello più debole; (b) il riducente più forte e quello più debole; (c) scrivere inoltre la reazione redox spontanea bilanciata; (d) calcolare i valori dei potenziali delle due coppie a ph 2 ed in presenza di concentrazioni 1 M sia delle forme ossidate che delle forme ridotte. (e) Indicare, motivandolo brevemente, se nelle condizioni del punto (d) cambierà il verso della reazione spontanea. (a) Può comportarsi da ossidante (strappare elettroni = ridursi = fungere da catodo) solo la forma ossidata di una coppia: quindi in questo caso gli ossidanti da confrontare saranno gli anioni BrO 3 e SO 4 2 : il primo appartiene alla coppia con un potenziale normale di riduzione più alto e quindi è l ossidante più forte (il solfato sarà il più debole) (E c E a = = V). (b) Può comportarsi da riducente (cedere elettroni) solo la forma ridotta di una coppia: in questo caso i riducenti da confrontare saranno gli anioni Br e SO 3 2. Quest ultimo sarà il riducente più forte, perché appartiene alla coppia avente E più basso (il bromuro sarà il più debole). (c) Il principio fondamentale per prevedere l andamento delle reazioni di ossidoriduzione dice che la forma ossidata della coppia con il potenziale più alto ossida la forma ridotta della coppia con il potenziale più basso. In termini elettrochimici, svolgerà il ruolo di catodo (cioè subirà la reazione di riduzione) la coppia con E più alto (in questo caso bromato/bromuro) e sarà anodo (cioè subirà la ossidazione) la coppia con E più basso (solfato/solfito). Quindi la reazione spontanea sarà: BrO SO 3 2 Br + 3 SO 4 2 Per bilanciarla usare le due semireazioni, (da considerare nel verso opportuno)

15 BrO 3 + 6e + 6 H + Br + 3 H 2 O SO e + 2 H + SO H 2 O (x 3) (d) Legge di Nerst: E(BrO 3 / Br ) = /6 log ([Br ] / [BrO 3 ][H + ] 6 ) = = 1.32 V E(SO 4 2 / SO 3 2 ) = /2 log ([SO 3 2 ] / [SO 4 2 ][H + ] 2 ) = = 0.05 V Il bromato rimane la forma ossidata della coppia con il potenziale più alto e quindi non cambia il verso della reazione spontanea. Esercizio Si costruisce una pila costituita da un elettrodo di Pt immerso in una soluzione contenente gli anioni Cl e ClO 3, entrambi M (E ClO 3 / Cl = 1.45 V), a ph = 1 e da un elettrodo di Cu immerso in una soluzione M di Cu 2+ (E Cu 2+ / Cu = V). (a) Calcolare i potenziali dei due elettrodi e (b) la f.e.m. della pila. (c) Schematizzare la pila; (d) scrivere la reazione spontanea bilanciata, (e) calcolarne la costante di equilibrio a 298 K. a) ClO e + 6 H + > Cl + 3 H 2 O E(ClO 3 / Cl ) = 1.45 ( / 6). log ([Cl ] / [ClO 3 ][H + ] 6 ) = 1.39 V Cu e Cu E(Cu 2+ / Cu) = / 2 log (1 / [Cu 2+ ]) = 0.31 V b) f.e.m. = E catodo E anodo = = 1.08 V c) Cu(s) / Cu 2+ (0.1 M) // ClO 3 (0.1M), Cl (0.1M), H + (0.1M) / Pt(s) d) ClO Cu + 6 H + Cl + 3 H 2 O + 3 Cu 2+ e) log K = n E / = 6. ( ) / = 111. Quindi K = (reazione decisamente quantitativa!) Esercizio La percentuale in massa di Ag in un campione di piombo contenente Ag come impurezza venne determinata come segue. Una massa di g di piombo venne sciolta in acido nitrico per produrre Pb 2+ (aq) e Ag + (aq). La soluzione venne diluita a ml con acqua, un elettrodo ad Ag venne immerso in essa alla temperatura di 25.0 C e la differenza di potenziale tra questo elettrodo e un elettrodo standard ad idrogeno fu trovata essere pari a V. Qual era la percentuale in massa di Ag nel campione? (E Ag + /Ag = V ) Per determinare la [Ag + ] nella soluzione è stata costruita una pila basata sulla seguente reazione [la coppia Ag + /Ag, che ha un E maggiore, si comporta da catodo (riduzione: Ag + + e Ag); quella H + /H 2 da anodo (E = 0; ossidazione: H 2 2 H e )]; la reazione di cella è quindi: 2 Ag + + H 2 2 Ag (s) + 2 H + e il suo potenziale è dato dall equazione di Nernst: E cella = E ( / 2)log ([H + ] 2 / [Ag + ] 2 P H2 ) E = E Cat E an = = V; [H + ] = 1 M e P H2 = 1 atm (condizioni standard) Quindi: E cella = V = ( / 2)log (1 / [Ag + ] 2 ) V = ( / 2)log [Ag + ] 2 = ( / 2)2 log [Ag + ] = = log [Ag + ] log[ag + ] = ( ) / = / = [Ag + ] = = M Poichè V finale = 500 ml = 0.5 L In soluzione ci sono: mol L L = moli Ag + e: moli g mol 1 = g di Ag + quindi una percentuale di Ag + : ( / 1.050). 100 = % Esercizio Calcolare il potenziale della coppia Zn 2+ /Zn a 25 C per una semipila formata da una lamina di zinco immersa in una soluzione molare di Zn 2+ sapendo che E = 0.76 V.

16 Zn e Zn (s) E cella = E ( / 2). log (1 / [Zn 2+ ] ) = log [Zn 2+ ] = log ( ) = (1.60) = = V Esercizio Calcolare il potenziale di un elettrodo di Pt che pesca in una soluzione a ph = 1 e contenente KMnO 4 2 M e MnSO 4 2 M. La reazione (da bilanciare) è: MnO 4 + H + Mn 2+ + H 2 O E MnO4 / Mn 2+ = 1.51 V Mn si riduce e passa dallo stato di ossidazione +7 a +2 acquista 5 e. Si devono mettere 8 ioni H + per il bilancio di carica. MnO H e Mn H 2 O Data l equazione di Nernst, il potenziale è: E = E MnO4 / Mn 2+ ( / 5). log ([Mn 2+ ] / [MnO 4 ][H + ] 8 ) = log (2 / (2. [H + ] 8 )) = E = log [H + ] 8 = log [H + ] = log 0.1 E = = V Esercizio Una pila è così formata: Pt [Sn 4+ ] = 1 M, [Sn 2+ ] = 1 M [Zn 2+ ] = 1 M Zn Determinare la f.e.m. della pila. Le reazioni che avvengono sono: Sn e Sn 2+ E = 0.15 V Zn e Zn E = 0.76 V La reazione complessiva è: Sn e Sn 2+ Zn Zn e Zn +Sn 4+ Sn 2+ + Zn 2+ E cella = E ( / 2). log ([Sn 2+ ][Zn 2+ ] / [Sn 4+ ]) = 0.15 (0.76) log (1. 1 / 1) = 0.91 V Esercizio Data una pila così costituita: Pb PbCl 2 (V = 1 L, satura) [Ag + ] = 0.5 M Ag Calcolare f.e.m. della pila e la f.e.m. quando alla soluzione di sinistra viene aggiunta una mole di NaCl. (E Pb 2+ /Pb = 0.13V; E Ag + /Ag= 0.8 V; K ps (PbCl2 ) = ) PbCl 2 (s) Pb 2+ (sol) + 2 Cl (sol) x 2 x K ps = x (2x) 2 x = (K ps / 4) 1/3 = ( / 4) 1/3 = M Pb + 2 Ag + Pb Ag E cella = 0.8 ( 0.13) ( / 2). log ([Pb 2+ ] / [Ag + ] 2 ) = log ( / ) = V Dopo l aggiunta di NaCl : [Cl ] = 1 M K ps = x. (1) 2 x = [Pb 2+ ] = E cella = log ( / ) = 1.02 V Esercizio Calcolare la f.e.m. della pila: Zn / [Zn 2+ ] = 0.01 M // [Ag + ] = 0.2 M / Ag

17 Sapendo che E Zn 2+/Zn = V e E Ag + /Ag = V. Le reazioni che avvengono spontaneamente sono: ( ) (ossidazione) Zn Zn e (+ ) (riduzione) Ag + + 1e Ag 2 Ag + + Zn 2 Ag + Zn 2+ E cella = E c E a = (0.763) ( / 2). log ([Zn 2+ ] / [Ag + ] 2 ) E cella = log (0.01 / ) = 1.58 V Esercizio Calcolare la f.e.m. della seguente pila a 25 C: Pt, H 2 (g) (P = 1.0 atm) / [H + ] = 0.1 M // [Cl ] = 0.10 M; [ClO 4 ] = 0.20 M; ph = 3 / Pt sapendo che E ClO4 /Cl= 1.35 V. Le reazioni che avvengono spontaneamente agli elettrodi sono: () (ossidazione) [H 2 (g) 2 H e ] x 4 (+) (riduzione) 8 H + + ClO e Cl + 4 H 2 O 4 H 2 (g) + 8 H + + ClO e 8 H e + Cl + 4 H 2 O E cella = E c E a ( / 8). log ([H + ] a 8 [Cl ] / P 4 H2 [H + ] c 8 [ClO 4 ] = = log[( ) / (1. (10 3 ) )] = log (10 9 / ) = V Esercizio Calcolare la f.e.m. della pila: Zn/Zn 2+ (0.1 M) // [Mn 2+ ] = 0.1 M, [MnO 4 ] = 0.5 M, [H + ] = 0.1 M / Pt dati E Zn 2+ /Zn = V e E MnO4 / Mn2+ = 1.51 V. (all anodo: ossidazione) ( Zn Zn e ) 5 (al catodo: riduzione) ( MnO H + + 5e Mn H 2 O ) 2 La f.e.m. della pila è dunque: 5 Zn + 2 MnO H + 2 Mn H 2 O + 5 Zn 2+ E = E ( / 10). log ([Mn 2+ ] 2 [Zn 2+ ] 5 / [MnO 4 ] 2 [H + ] 16 ) E = 1.51 ( 0.763) log([0.1] 2 [0.1] 5 / [0.5] 2 [0.1] 16 ) = log (10 7 / ) E = log (10 7 / ) = log = E = = V

... corso di chimica elettrochimica 1

... corso di chimica elettrochimica 1 ... corso di chimica elettrochimica 1 CONTENUTI reazioni elettrochimiche pile e celle elettrolitiche potenziale d elettrodo e forza elettromotrice equazione di Nernst elettrolisi leggi di Faraday batterie

Dettagli

= 9,3 10-5 M = 1,05 10-5 M

= 9,3 10-5 M = 1,05 10-5 M - Calcolare la solubilità molare di CaCO 3 ( = 8,7 10-9 ). La reazione di solubilizzazione di CaCO 3 (carbonato di calcio) è: CaCO 3 (s) Ca 2+ + CO 3 L espressione della sarà quindi: = [Ca 2+ ] [CO 3 ]

Dettagli

Corso di Laurea in Chimica e Tecnologia Farmaceutiche Esame di Chimica Analitica e Complementi di Chimica Modulo di Chimica Analitica 8 Novembre 2012

Corso di Laurea in Chimica e Tecnologia Farmaceutiche Esame di Chimica Analitica e Complementi di Chimica Modulo di Chimica Analitica 8 Novembre 2012 Modulo di Chimica Analitica 8 Novembre 2012 1. Una soluzione viene preparata sciogliendo1210 mg di K 3 Fe(CN) 6 in 775 ml di acqua. Calcolare: a) la concentrazione analitica di K 3 Fe(CN) 6 b) la concentrazione

Dettagli

SOLUZIONI COMPITO DI CHIMICA DEL 07-10-09

SOLUZIONI COMPITO DI CHIMICA DEL 07-10-09 SOLUZIONI COMPITO DI CHIMICA DEL 07-10-09 1A) 500 ml di una soluzione contengono 6,8 g di KMnO 4. L aggiunta di 20 ml di tale soluzione a 10 ml di una soluzione di SnCl 2 fa avvenire la seguente reazione

Dettagli

Scritto Chimica generale 13.02.2012 Gruppo A

Scritto Chimica generale 13.02.2012 Gruppo A Scritto Chimica generale 13.02.2012 Gruppo A 1. Calcolare il ph di una soluzione ottenuta mescolando 12.0 ml di una soluzione 1.00 M di nitrato di calcio, 150 ml di una soluzione 1.00 M di acido cloridrico,

Dettagli

ELETTROCHIMICA. Uso di reazioni chimiche per produrre corrente elettrica (Pile)

ELETTROCHIMICA. Uso di reazioni chimiche per produrre corrente elettrica (Pile) ELETTROCHIMICA Uso di reazioni chimiche per produrre corrente elettrica (Pile) Uso di forza elettromotrice (fem) esterna per forzare reazioni chimiche non spontanee (Elettrolisi) Coppia redox: Ossidazione

Dettagli

Tipi di reazioni. Reazioni chimiche. Di dissociazione. Di sintesi. Di semplice scambio. Di doppio scambio. Reazioni complesse

Tipi di reazioni. Reazioni chimiche. Di dissociazione. Di sintesi. Di semplice scambio. Di doppio scambio. Reazioni complesse Tipi di reazioni Le reazioni chimiche vengono tradizionalmente classificate a seconda del tipo di trasformazione subita dai reagenti: Reazioni chimiche possono essere Di dissociazione Una sostanza subisce

Dettagli

Equilibri di precipitazione

Equilibri di precipitazione Equilibri di precipitazione Molte sostanze solide sono caratterizzate da una scarsa solubilità in acqua (ad es. tutti i carbonati e gli idrossidi degli elementi del II gruppo) AgCl (a differenza di NaCl)

Dettagli

Esercizi di Chimica (2 a prova in itinere)

Esercizi di Chimica (2 a prova in itinere) Esercizi di Chimica (2 a prova in itinere) 3) Calcolare la normalità (N) di una soluzione ottenuta sciogliendo 3,5 g di H 3 PO 4 in 900 ml di acqua [0,119 N] 4) Quanti grammi di soluto sono contenuti in

Dettagli

Ke = ] = Kw = 10 = 10-7 moli/litro, ed in base a quanto avevamo affermato in precedenza: [H + ] = [OH - ] = 10-7 moli/litro.

Ke = ] = Kw = 10 = 10-7 moli/litro, ed in base a quanto avevamo affermato in precedenza: [H + ] = [OH - ] = 10-7 moli/litro. Prodotto ionico dell acqua e ph Prodotto ionico dell acqua L acqua è un elettrolita debolissimo e si dissocia secondo la reazione: H 2 O H + + OH - La costante di equilibrio dell acqua è molto piccola

Dettagli

Esame di Chimica Generale (M-Z) A.A. 2011-2012 (25 gennaio 2012)

Esame di Chimica Generale (M-Z) A.A. 2011-2012 (25 gennaio 2012) CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE Esame di Chimica Generale (M-Z) A.A. 2011-2012 (25 gennaio 2012) 1) Bilanciare la seguente ossidoriduzione: KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + K 2 SO 4 + O 2 + H

Dettagli

Capitolo 7. Le soluzioni

Capitolo 7. Le soluzioni Capitolo 7 Le soluzioni Come visto prima, mescolando tra loro sostanze pure esse danno origine a miscele di sostanze o semplicemente miscele. Una miscela può essere omogenea ( detta anche soluzione) o

Dettagli

Cu 2+ ) + Zn(s) potere ossidante. potere ossidante. Cu 2+ Cu. Zn 2+ Consideriamo le due reazioni di ossido-riduzione:

Cu 2+ ) + Zn(s) potere ossidante. potere ossidante. Cu 2+ Cu. Zn 2+ Consideriamo le due reazioni di ossido-riduzione: Elettrochimica Consideriamo le due reazioni di ossido-riduzione: Cu(s) ) + Zn 2+ 2+ (aq aq) Cu Cu 2+ 2+ (aq) + ) + Zn(s) Cu 2+ 2+ (aq) + ) + Zn(s) Cu(s) ) + Zn 2+ 2+ (aq) Cu Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu potere ossidante

Dettagli

SCALA DEI PESI ATOMICI RELATIVI E MEDI

SCALA DEI PESI ATOMICI RELATIVI E MEDI SCALA DEI PESI ATOMICI RELATIVI E MEDI La massa dei singoli atomi ha un ordine di grandezza compreso tra 10-22 e 10-24 g. Per evitare di utilizzare numeri così piccoli, essa è espressa relativamente a

Dettagli

REGOLE PER L'ATTRIBUZIONE DEI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI DI UNA REAZIONE

REGOLE PER L'ATTRIBUZIONE DEI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI DI UNA REAZIONE REGOLE PER L'ATTRIBUZIONE DEI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI DI UNA REAZIONE OSSIDORIDUTTIVA SECONDO IL METODO DELLO IONE-ELETTRIONE. 1) Si individuano le coppie di atomi il cui numero di ossidazione cambia

Dettagli

LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE E INORGANICA

LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE E INORGANICA UNIVERSITA DEGLI STUDI DI MILANO Facoltà di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali Corso di Laurea Triennale in Chimica CORSO DI: LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE E INORGANICA Docente: Dr. Alessandro Caselli

Dettagli

La serie elettrochimica dei potenziali standard di riduzione (25 C)

La serie elettrochimica dei potenziali standard di riduzione (25 C) MIGLIORI RIDUCENTI MIGLIORI OSSIDANTI La serie elettrochimica dei potenziali standard di riduzione (25 C) ELETTROLISI Una cella elettrolitica è una cella nella quale una corrente fa avvenire una reazione

Dettagli

Le reazioni di ossidoriduzione (redox)

Le reazioni di ossidoriduzione (redox) Le reazioni di ossidoriduzione (redox) Reazioni nelle quali si ha variazione del numero di ossidazione ( n. o. ) di ioni o atomi. La specie chimica che si ossida(funge da riducente) cede elettroni ed aumenta

Dettagli

LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE E INORGANICA

LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE E INORGANICA UNIVERSITA DEGLI STUDI DI MILANO Facoltà di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali Corso di Laurea Triennale in Chimica CORSO DI: LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE E INORGANICA Docente: Dr. Alessandro Caselli

Dettagli

Fondamenti di chimica Raymond Chang Copyright 2009 The McGraw-Hill Companies srl CAPITOLO 18. Le reazioni redox e l elettrochimica

Fondamenti di chimica Raymond Chang Copyright 2009 The McGraw-Hill Companies srl CAPITOLO 18. Le reazioni redox e l elettrochimica CAPITOLO 18 Le reazioni redox e l elettrochimica 18.1 Seguiamo i passaggi descritti in dettaglio nella Sezione 18.1 del testo. (a) sono: Il problema è dato in forma ionica, così combinando lo step 1 co

Dettagli

DETERMINAZIONE DEL PUNTO DI FINE TITOLAZIONE MEDIANTE METODI CHIMICO-FISICI

DETERMINAZIONE DEL PUNTO DI FINE TITOLAZIONE MEDIANTE METODI CHIMICO-FISICI DETERMINAZIONE DEL PUNTO DI FINE TITOLAZIONE MEDIANTE METODI CHIMICO-FISICI - si sfrutta una proprietà chimico-fisica o fisica che varia nel corso della titolazione - tale proprietà è in genere proporzionale

Dettagli

DENSITA La densità è una grandezza fisica che indica la massa, di una sostanza o di un corpo, contenuta nell unità di volume; è data dal rapporto:

DENSITA La densità è una grandezza fisica che indica la massa, di una sostanza o di un corpo, contenuta nell unità di volume; è data dal rapporto: Richiami di Chimica DENSITA La densità è una grandezza fisica che indica la massa, di una sostanza o di un corpo, contenuta nell unità di volume; è data dal rapporto: d = massa / volume unità di misura

Dettagli

6d. EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE II: EQUILIBRI ACIDO-BASE parte seconda

6d. EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE II: EQUILIBRI ACIDO-BASE parte seconda 6d. EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE II: EQUILIBRI ACIDO-BASE parte seconda Autoionizzazione (o autoprotolisi) dell acqua. Prodotto ionico dell acqua M = mol/l AA1011 IN L6d p1! AA1011 IN L6d p2! NB: se si

Dettagli

DALLA MOLE AI CALCOLI STECHIOMETRICI

DALLA MOLE AI CALCOLI STECHIOMETRICI Conversione Massa Moli DALLA MOLE AI CALCOLI STECHIOMETRICI - ESERCIZI GUIDATI - LEGENDA DEI SIMBOLI: M = Peso molecolare m(g) = quantità in g di elemento o di composto n = numero di moli Ricorda che l'unità

Dettagli

K [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH ]

K [H 2 O] 2 = K w = [H 3 O + ][OH ] Autoionizzazione dell acqua L acqua pura allo stato liquido è un debole elettrolita anfiprotico. L equilibrio di dissociazione è: 2H 2 O H 3 O + + OH - [H 3 O + ][OH ] K = [H 2 O] 2 Con K

Dettagli

LA MOLE : UN UNITA DI MISURA FONDAMENTALE PER LA CHIMICA

LA MOLE : UN UNITA DI MISURA FONDAMENTALE PER LA CHIMICA LA MOLE : UN UNITA DI MISURA FONDAMENTALE PER LA CHIMICA Poiché è impossibile contare o pesare gli atomi o le molecole che formano una qualsiasi sostanza chimica, si ricorre alla grandezza detta quantità

Dettagli

COMPITO A DI CHIMICA DEL 13-02-12

COMPITO A DI CHIMICA DEL 13-02-12 COMPITO A DI CHIMICA DEL 13-02-12 1A) Un campione impuro di bromito di potassio, del peso di 2,19 g, viene trattato in eccesso di acido solforico con del bicromato di potassio, ottenendo bromato di potassio

Dettagli

Concetti fondamentali su acidità e basicità delle soluzioni acquose

Concetti fondamentali su acidità e basicità delle soluzioni acquose Concetti fondamentali su acidità e basicità delle soluzioni acquose Le molecole H 2 O dell acqua liquida pura possono andare incontro a dissociazione. Il processo può essere descritto come una reazione

Dettagli

NUMERI DI OSSIDAZIONE

NUMERI DI OSSIDAZIONE NUMERI DI OSSIDAZIONE Numeri in caratteri romani dotati di segno Tengono conto di uno squilibrio di cariche nelle specie poliatomiche Si ottengono, formalmente, attribuendo tutti gli elettroni di valenza

Dettagli

Corso di Laurea in Scienze Naturali. Esame scritto di Chimica Generale ed Inorganica - 07 Febbraio 2013

Corso di Laurea in Scienze Naturali. Esame scritto di Chimica Generale ed Inorganica - 07 Febbraio 2013 Corso di Laurea in Scienze Naturali Esame scritto di Chimica Generale ed Inorganica - 07 Febbraio 2013 Prof. Luigi Bencivenni, Prof. Anna Rita Campanelli 1) Il principio attivo dell aspirina comune è l

Dettagli

Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente (l equilibrio di dissociazione è completamente spostato verso destra)

Elettrolita forte = specie chimica che in soluzione si dissocia completamente (l equilibrio di dissociazione è completamente spostato verso destra) A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 6: Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi (6 h)

Dettagli

Acidi e basi. HCl H + + Cl - (acido cloridrico) NaOH Na + + OH - (idrossido di sodio; soda caustica)

Acidi e basi. HCl H + + Cl - (acido cloridrico) NaOH Na + + OH - (idrossido di sodio; soda caustica) Acidi e basi Per capire che cosa sono un acido e una base dal punto di vista chimico, bisogna riferirsi ad alcune proprietà chimiche dell'acqua. L'acqua, sia solida (ghiaccio), liquida o gassosa (vapore

Dettagli

2) Calcolare la molarità di una soluzione di acido solforico al 17%,d = 1.12 g/ml

2) Calcolare la molarità di una soluzione di acido solforico al 17%,d = 1.12 g/ml Bari,11 gennaio 1999 Compito di analisi dei farmaci I 1) 1 ml di H 2 O 2 viene titolato con KMnO 4. Sono necessari 18.1 ml. La soluzione di KMnO 4 è 0.1023 N e la densità dell acqua ossigenata è 1.01 g/ml.

Dettagli

Dipendenza della Solubilità dalla temperatura

Dipendenza della Solubilità dalla temperatura SOLUBILIZZAZIONE Simile scioglie il simile: le molecole di sostanze diverse si mescolano intimamente nelle miscele se possiedono forze intermolecolari simili (soluzioni ideali). Anche se le forze intermolecolari

Dettagli

Elettrochimica. 1. Celle elettrolitiche. 2. Celle galvaniche o pile

Elettrochimica. 1. Celle elettrolitiche. 2. Celle galvaniche o pile Elettrochimica L elettrochimica studia l impiego di energia elettrica per promuovere reazioni non spontanee e l impiego di reazioni spontanee per produrre energia elettrica, entrambi i processi coinvolgono

Dettagli

È importante quindi conoscere le proprietà chimiche dell acqua. Le reazioni acido base sono particolari esempi di equilibrio chimico in fase acquosa

È importante quindi conoscere le proprietà chimiche dell acqua. Le reazioni acido base sono particolari esempi di equilibrio chimico in fase acquosa Premessa Le nozioni di acido e di base non sono concetti assoluti ma sono relativi al mezzo in cui tale sostanze sono sciolte. L acqua è il solvente per eccellenza, scelto per studiare le caratteristiche

Dettagli

COMPITO DI CHIMICA DEL 19-04-2013

COMPITO DI CHIMICA DEL 19-04-2013 COMPITO DI CHIMICA DEL 19-04-2013 1) Una certa quantità di solfato di ferro (II), sciolta in una soluzione acquosa di acido solforico, viene trattata con 1.0 10-3 mol di permanganato di potassio. Si ottengono

Dettagli

DEFINIZIONE ACIDO/BASE SECONDO BRONSTED-LOWRY

DEFINIZIONE ACIDO/BASE SECONDO BRONSTED-LOWRY DEFINIZIONE ACIDO/BASE SECONDO BRONSTED-LOWRY Una reazione acido/base coinvolge un trasferimento di protone: l'acido è il donatore di protone e la base è l'accettore del protone. Questa definizione spiega

Dettagli

Chimica. Ingegneria Meccanica, Elettrica e Civile Simulazione d'esame

Chimica. Ingegneria Meccanica, Elettrica e Civile Simulazione d'esame Viene qui riportata la prova scritta di simulazione dell'esame di Chimica (per meccanici, elettrici e civili) proposta agli studenti alla fine di ogni tutoraggio di Chimica. Si allega inoltre un estratto

Dettagli

LE SOLUZIONI 1.molarità

LE SOLUZIONI 1.molarità LE SOLUZIONI 1.molarità Per mole (n) si intende una quantità espressa in grammi di sostanza che contiene N particelle, N atomi di un elemento o N molecole di un composto dove N corrisponde al numero di

Dettagli

CO 2 aq l anidride carbonica disciolta, reagendo con l'acqua, forma acido carbonico secondo la reazione:

CO 2 aq l anidride carbonica disciolta, reagendo con l'acqua, forma acido carbonico secondo la reazione: DUREZZA DELLE ACQUE. Quando si parla di durezza di un acqua ci si riferisce fondamentalmente alla quantità di ioni calcio e di ioni magnesio disciolti in un certo volume di tale acqua. Ad eccezione delle

Dettagli

Prova in itinere di Chimica Generale 1 Giugno 2011

Prova in itinere di Chimica Generale 1 Giugno 2011 Prova in itinere di Chimica Generale 1 Giugno 2011 A COGNOME NOME. MATRICOLA 1 2 3 4 5 6 7 8 Indicazioni per lo svolgimento del compito. Scrivete il vostro Nome e Cognome in STAMPATELLO su ciascuno di

Dettagli

Chimica generale. Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari per la ristorazione - Viticoltura ed enologia - Tecnologie agroalimentari.

Chimica generale. Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari per la ristorazione - Viticoltura ed enologia - Tecnologie agroalimentari. Chimica generale Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari per la ristorazione - Viticoltura ed enologia - Tecnologie agroalimentari. PARTE 5-2 1 ACIDI E BASI 2 1-Definizioni di acido e di base 1-1 Teoria

Dettagli

MPT Capitolo 12 Redox. Le ossidoriduzioni. Obiettivo. Definizioni di ossidazione e di riduzione

MPT Capitolo 12 Redox. Le ossidoriduzioni. Obiettivo. Definizioni di ossidazione e di riduzione 1 Le ossidoriduzioni Obiettivo In questo capitolo svilupperemo i concetti fondamentali delle reazioni di ossido-riduzione. Si tratta di conoscenze fondamentali sia per la vita comune, sia, per molti di

Dettagli

1 Me Me (s) Me + (aq) + e -

1 Me Me (s) Me + (aq) + e - ELETTROCHIMICA 1 Me Me (s) Me + (aq) + e - Me + DOPPIO STRATO (+) (-) all interfaccia elettrodo-soluzione 2 Se inizialmente prevale la reazione 1, la lamina metallica si carica negativamente (eccesso di

Dettagli

ESERCIZI STECHIOMETRICI

ESERCIZI STECHIOMETRICI ESERCIZI STECHIOMETRICI (con risultato) Differenze di qualche unità sull ultima cifra del risultato potrebbero essere dovute a una diversa approssimazione dei calcoli NB: Qualsiasi problema relativo alla

Dettagli

ESERCIZI DI CHIMICA. 5. Calcolare le masse in grammi di: a) 0,30 moli di HNO 3 ; b) 2,50 moli di Na 2 SO 4. [19 g di HNO 3 ; 355 g di Na 2 SO 4 ]

ESERCIZI DI CHIMICA. 5. Calcolare le masse in grammi di: a) 0,30 moli di HNO 3 ; b) 2,50 moli di Na 2 SO 4. [19 g di HNO 3 ; 355 g di Na 2 SO 4 ] ESERCIZI DI CHIMICA 1. Calcolare:a) le moli di H 2 O e le moli di atomi d idrogeno ed ossigeno contenuti in 10g di H 2 O; b) il numero di molecole di H 2 O e di atomi di idrogeno e di ossigeno. [0,55 moli;

Dettagli

Pb Pb 2+ + 2e 2Ag + + 2e 2Ag

Pb Pb 2+ + 2e 2Ag + + 2e 2Ag ELETTROCHIMICA OBIETTIVO DELL ESPERIENZA: conoscere i fenomeni elettrici che si basano su trasformazioni chimiche che avvengono tramite l energia elettrica. Principio teorico: l elettrochimica studia quelle

Dettagli

REAZIONI ORGANICHE Variazioni di energia e velocità di reazione

REAZIONI ORGANICHE Variazioni di energia e velocità di reazione REAZIONI ORGANICHE Variazioni di energia e velocità di reazione Abbiamo visto che i composti organici e le loro reazioni possono essere suddivisi in categorie omogenee. Per ottenere la massima razionalizzazione

Dettagli

a 25 C da cui si ricava che:

a 25 C da cui si ricava che: Equilibrio di autoionizzazione dell acqua Come già osservato l acqua presenta caratteristiche anfotere, potendosi comportare tanto da acido (con una sostanza meno acida che si comporta da base) quanto

Dettagli

SOLUZIONI, DILUIZIONI, TITOLAZIONI

SOLUZIONI, DILUIZIONI, TITOLAZIONI SOLUZIONI, DILUIZIONI, TITOLAZIONI 1. Quanti ml di NaOH 1,25 N debbono essere aggiunti ad 1 litro di NaOH 0,63 N per ottenere una soluzione 0,85 N? [550 ml] 2. Quali volumi 0,55 N e 0,098 N debbono essere

Dettagli

Dissociazione elettrolitica

Dissociazione elettrolitica Dissociazione elettrolitica Le sostanze ioniche si solubilizzano liberando ioni in soluzione. La dissociazione elettrolitica è il processo con cui un solvente separa ioni di carica opposta e si lega ad

Dettagli

Il bilanciamento delle reazioni chimiche

Il bilanciamento delle reazioni chimiche 1 Il bilanciamento delle reazioni chimiche Avete visto che gli atomi hanno diversi modi di unirsi l uno all altro. Si può anche iniziare a capire che una reazione chimica non è nient altro che un cambiamento

Dettagli

CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI. Solvente: normalmente liquido in eccesso Soluto: gas, liquido o solido, normalmente in difetto

CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI. Solvente: normalmente liquido in eccesso Soluto: gas, liquido o solido, normalmente in difetto CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI Solvente: normalmente liquido in eccesso Soluto: gas, liquido o solido, normalmente in difetto Percentuale in peso = g soluto / g soluzione x 100 H 2 O 2 al 3% Percentuale

Dettagli

Corso di Laurea in Biotecnologie 02/02/2011 Chimica generale e Inorganica

Corso di Laurea in Biotecnologie 02/02/2011 Chimica generale e Inorganica Corso di Laurea in Biotecnologie 02/02/2011 1) La calce viva, CaO, viene preparata secondo la seguente reazione tra solfuro di calcio e solfato di calcio: CaS (l) + CaSO 4 (s) CaO (s) + SO 2 (g) a) Bilanciare

Dettagli

SOLUBILITA EQUILIBRI ETEROGENEI

SOLUBILITA EQUILIBRI ETEROGENEI SOLUBILITA EQUILIBRI ETEROGENEI Cosa succede quando si scioglie un sale (NaCl) in acqua Cl - LEGAME IONE DIPOLO Se sciogliamo in un solvente polare (tipo H 2 O) una sostanza ionica(tipo NaCl) questa si

Dettagli

Corso di Analisi Chimico-Farmaceutica e Tossicologica I (M-Z)

Corso di Analisi Chimico-Farmaceutica e Tossicologica I (M-Z) Corso di Analisi Chimico-Farmaceutica e Tossicologica I (M-Z) Corso di Laurea in Chimica e Tecnologia Farmaceutiche Facoltà di Farmacia e Medicina Anno Accademico 2013/2014 Dott. Giuseppe La Regina Tu,

Dettagli

Corso di Laboratorio di Chimica Generale Esperienza 4: Proprietà dei sistemi in equilibrio chimico: Il principio di Le Châtelier

Corso di Laboratorio di Chimica Generale Esperienza 4: Proprietà dei sistemi in equilibrio chimico: Il principio di Le Châtelier Corso di Laboratorio di Chimica Generale Esperienza 4: Proprietà dei sistemi in equilibrio chimico: Il principio di Le Châtelier Quando si lavora in laboratorio spesso si osservano dei fenomeni che sono

Dettagli

1. Agli estremi di una resistenza di 30 ohm è applicata una tensione di 120 volt. Calcolare la quantità di elettricità passata in 12 ore.

1. Agli estremi di una resistenza di 30 ohm è applicata una tensione di 120 volt. Calcolare la quantità di elettricità passata in 12 ore. ESERCIZI pag: 458 1. Agli estremi di una resistenza di 30 ohm è applicata una tensione di 120 volt. Calcolare la quantità di elettricità passata in 12 ore. 2. Una dinamo produce 6 amp a 160 v. Calcolare

Dettagli

LA TERRA E LA CHIMICA: LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI ELEMENTI E COMPOSTI

LA TERRA E LA CHIMICA: LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI ELEMENTI E COMPOSTI I.I.S. A. PACINOTTI IST. TECNICO STATALE INDUSTRIALE Antonio PACINOTTI IST. TECNICO STATALE per GEOMETRI "Giorgio MASSARI" http://www.iispacinottive.it/ Via Caneve, n. 93 30173 - Mestre (VE) tel. 041 5350355

Dettagli

Esercitazione 8. Gli equilibri acido-base: Ka, Kb. L autoprotolisi dell acqua. Misura del ph Soluzioni tampone 1,0 10-14

Esercitazione 8. Gli equilibri acido-base: Ka, Kb. L autoprotolisi dell acqua. Misura del ph Soluzioni tampone 1,0 10-14 Esercitazione 8 Misura del ph Soluzioni tampone Gli equilibri acido-base: Ka, Kb HA + H 2 O! H 3 O + + A - Ka = [H 3 O+ ][A - ] [HA] A - + H 2 O! OH - + HA Kb = [OH- ][HA] [A - ] Ka Kb = [ H 3 O + ] [

Dettagli

Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola.

Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola. Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola. La formula empirica e una formula in cui il rappporto tra gli atomi e il piu semplice possibil Acqua Ammoniaca

Dettagli

Esame di CHIMICA per Ingegneria Edile Architettura Appello del 26/01/2009 Compito n 1 Cognome Nome N matricola Doc. Identità n

Esame di CHIMICA per Ingegneria Edile Architettura Appello del 26/01/2009 Compito n 1 Cognome Nome N matricola Doc. Identità n Esame di CHIMICA per Ingegneria Edile Architettura Appello del 26/01/2009 Compito n 1 1) La reazione di equilibrio in fase gassosa N 2(g) + O 2(g) NO (g) è fatta avvenire a 3000 C in un reattore da 3 m

Dettagli

La percentuale massa/volume (%m/v) indica la quantità di soluto espressa in grammi presente in 100 ml di soluzione.

La percentuale massa/volume (%m/v) indica la quantità di soluto espressa in grammi presente in 100 ml di soluzione. La concentrazione delle soluzioni Le soluzioni sono costituite da quantità molto variabili dei loro componenti: se vogliamo fornire una indicazione precisa circa la loro composizione, è importante conoscere

Dettagli

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? -

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? - Reazioni di ossido-riduzione (redox) Reazioni in cui i reagenti si scambiano elettroni per formare i prodotti. Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) ossidazione

Dettagli

SISTEMA BINARIO DI DUE LIQUIDI VOLATILI TOTALMENTE MISCIBILI che seguono Raoult

SISTEMA BINARIO DI DUE LIQUIDI VOLATILI TOTALMENTE MISCIBILI che seguono Raoult SISTEM INRIO DI DUE IQUIDI OTII MENTE MISCIII che seguono Raoult Consideriamo due liquidi e totalmente miscibili di composizione χ e χ presenti in un contenitore ad una certa temperatura T=T 1. o strato

Dettagli

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi 3. Idrolisi salina Soluzioni tampone Titolazioni acido-base

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi 3. Idrolisi salina Soluzioni tampone Titolazioni acido-base Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica La chimica degli acidi e delle basi 3 Idrolisi salina Soluzioni tampone Titolazioni acido-base 1 Equilibri idrolitici La soluzione acquosa di un sale ottenuto

Dettagli

I GAS GAS IDEALI. PV=nRT. Pressione Volume numero di moli Temperatura Costante dei gas. P V n T R. n, T= cost Legge di Boyle

I GAS GAS IDEALI. PV=nRT. Pressione Volume numero di moli Temperatura Costante dei gas. P V n T R. n, T= cost Legge di Boyle I GAS Pressione Volume numero di moli Temperatura Costante dei gas GAS IDEALI P V n T R n = 1 Isoterma: pv = cost Isobara: V/T = cost. Isocora: P/t = cost. n, T= cost Legge di Boyle n, P = cost Legge di

Dettagli

ESERCIZI Tabella dei potenziali

ESERCIZI Tabella dei potenziali ESERCIZI 1) Una pila chimica è un dispositivo in cui si ha trasformazione di: a. energia elettrica in energia chimica b. energia chimica in energia elettrica c. entalpia in energia elettrica d. entropia

Dettagli

Trasformazioni materia

Trasformazioni materia REAZIONI CHIMICHE Trasformazioni materia Trasformazioni fisiche (reversibili) Trasformazioni chimiche (irreversibili) È una trasformazione che non produce nuove sostanze È una trasformazione che produce

Dettagli

Corso di Laboratorio di Chimica Generale Esperienza 6: ph, sua misura e applicazioni

Corso di Laboratorio di Chimica Generale Esperienza 6: ph, sua misura e applicazioni Corso di Laboratorio di Chimica Generale Esperienza 6: ph, sua misura e applicazioni Una delle più importanti proprietà di una soluzione acquosa è la sua concentrazione di ioni idrogeno. Lo ione H + o

Dettagli

Elettrochimica. Studia la trasformazione dell energia chimica in energia elettrica e viceversa.

Elettrochimica. Studia la trasformazione dell energia chimica in energia elettrica e viceversa. lettrochimica Studia la trasformazione dell energia chimica in energia elettrica e viceversa. Ricordiamo che la corrente elettrica si origina grazie al movimento di cariche, elettroni, in un materiale

Dettagli

Studio delle trasformazioni dell energia chimica e dell energia elettrica

Studio delle trasformazioni dell energia chimica e dell energia elettrica ELETTROCHIMICA Studio delle trasformazioni dell energia chimica e dell energia elettrica Conduttori elettrolitici: soluzioni di acidi, di basi e di sali, nonché sali fusi. Ioni che partecipano alle reazioni

Dettagli

IL ph E I RELATIVI CALCOLI: UN APPROCCIO DIDATTICO

IL ph E I RELATIVI CALCOLI: UN APPROCCIO DIDATTICO IL ph E I RELATIVI CALCOLI: UN APPROCCIO DIDATTICO G. Giacomo Guilizzoni Rivista: «Didattica delle Scienze» 4/1995 Gli insegnanti di chimica, durante l esposizione dei concetti fondamentali di acidità

Dettagli

Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C. dove : R = costante dei gas T = 298,15 K F = Faraday

Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C. dove : R = costante dei gas T = 298,15 K F = Faraday A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 8: Elettrochimica: legge di Nernst e leggi di Faraday(4 h) Cella galvanica:

Dettagli

Per la cinetica del 1 ordine si ha:

Per la cinetica del 1 ordine si ha: 1. Si consideri la seguente reazione: CH 3 CHO (g) CH 4(g) + CO (g) Determinare l ordine di reazione e calcolare la costante di velocità della suddetta reazione a 518 C noti i seguenti dati sperimentali:

Dettagli

Esercizi risolti di Chimica

Esercizi risolti di Chimica Università di Udine -Sede di Pordenone- C.d.L in Ingegneria Meccanica a.a. 006/007 Esercizi risolti di Chimica 1 I. Soluzioni e Diluizioni 1) Una soluzione di HNO 3 al 7% in peso ha una densità di 1.16

Dettagli

Esercizi sul calcolo del ph. Generalità introduttive. 2. Spiega il significato del termine «acido coniugato» e «base coniugata».

Esercizi sul calcolo del ph. Generalità introduttive. 2. Spiega il significato del termine «acido coniugato» e «base coniugata». Esercizi sul calcolo del ph Generalità introduttive 1. L'ammoniaca :NH 3 non possiede alcun ruppo ossidrilico. Come puoi spieare il suo comportamento basico? 2. Spiea il sinificato del termine «acido coniuato»

Dettagli

EQUILIBRI DI SOLUBILITA

EQUILIBRI DI SOLUBILITA EQUILIBRI DI SOLUBILITA Solubilità In generale solo una quantità finita di un solido si scioglie in un dato volume di solvente dando luogo ad una soluzione satura, cioè una soluzione in equilibrio con

Dettagli

. 7H 2 O (solfato di nickel eptaidrato)

. 7H 2 O (solfato di nickel eptaidrato) Formula minima Formula molecolare - atomo isotopi mole rapporti stechiometrici reagente limitante resa di reazione bilanciamento equazioni chimiche semplici concentrazione delle soluzioni - densità Esercizio

Dettagli

18.4 Equilibri di solubilità

18.4 Equilibri di solubilità Problemi risolti 18. Equilibri di solubilità A) Quanti ml di una soluzione 5. 10 M di acido solforico è necessario aggiungere a 50 ml di una soluzione 3,. 10 M di CaCl affinchè inizi a precipitare CaSO

Dettagli

OSSIDORIDUZIONI N H H. H ammoniaca. acido nitroso N = + 3. acido nitrico N = + 5

OSSIDORIDUZIONI N H H. H ammoniaca. acido nitroso N = + 3. acido nitrico N = + 5 OSSIDORIDUZIONI Le reazioni acido-base sono quelle in cui viene scambiato, fra due specie reagenti, un H. Come si è visto, esistono casi di reazioni acido-base in cui ciò non avviene (definizione di Lewis),

Dettagli

Perché il logaritmo è così importante?

Perché il logaritmo è così importante? Esempio 1. Perché il logaritmo è così importante? (concentrazione di ioni di idrogeno in una soluzione, il ph) Un sistema solido o liquido, costituito da due o più componenti, (sale disciolto nell'acqua),

Dettagli

Elettrolisi del solfato di rame

Elettrolisi del solfato di rame Elettrolisi del solfato di rame Calcolo dell equivalente equivalente elettrochimico del rame Calcolo del valore della carica elementare Un po di storia 1800 - Invenzione della pila di Volta 1807 - Davy,,

Dettagli

EQUILIBRI IN SOLUZIONI SATURE DI SALI POCO SOLUBILI. K eq = Ba 2+ SO 4 EQUILIBRIO CHIMICO. A a B b. Equilibri eterogenei: Equilibri omogenei:

EQUILIBRI IN SOLUZIONI SATURE DI SALI POCO SOLUBILI. K eq = Ba 2+ SO 4 EQUILIBRIO CHIMICO. A a B b. Equilibri eterogenei: Equilibri omogenei: EQUILIBRIO CHIMICO aa + bb cc + dd K eq = C c D d A a B b K eq è una costante che dipende esclusivamente dalla natura delle specie all equilibrio e dalla temperatura Equilibri omogenei: Tutte le specie

Dettagli

Farmaci antiacidi. idrossido di alluminio (maalox), anfolita Al(OH) 3 può formare Al(OH) 4 oppure Al(OH) 2

Farmaci antiacidi. idrossido di alluminio (maalox), anfolita Al(OH) 3 può formare Al(OH) 4 oppure Al(OH) 2 Queste slides riportano materiale gentilmente concesso dal Dr. Valerio Di Marco- Dip. Scienze himiche Univ. Padova omposti più comuni utilizzati nei farmaci antiacidi: bicarbonato di sodio, anfolita. Si

Dettagli

LEZIONE 12. Idrolisi salina Indicatori di ph Soluzioni tampone Titolazioni acido-base IDROLISI SALINA. Scaricato da Sunhope.it

LEZIONE 12. Idrolisi salina Indicatori di ph Soluzioni tampone Titolazioni acido-base IDROLISI SALINA. Scaricato da Sunhope.it LEZIONE 12 Idrolisi salina Indicatori di ph Soluzioni tampone Titolazioni acido-base IDROLISI SALINA Idrolisi salina Per IDROLISI SALINA si intende il fenomeno per il quale la dissoluzione in acqua di

Dettagli

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? -

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? - Programma Misure ed Unità di misura. Incertezza della misura. Cifre significative. Notazione scientifica. Atomo e peso atomico. Composti, molecole e ioni. Formula molecolare e peso molecolare. Mole e massa

Dettagli

ELETTROCHIMICA. Celle Galvaniche o Pile

ELETTROCHIMICA. Celle Galvaniche o Pile ELETTROCHIMICA Le reazioni di ossido-riduzione (redox) ci tengono in vita. Esse, ad esempio, si svolgono nei processi estremamente importanti che catturano l energia solare tramite la fotosintesi o in

Dettagli

ESERCIZI ph SOLUZIONI

ESERCIZI ph SOLUZIONI ESERCIZI ph SOLUZIONI 1. Una soluzione contiene 3,6 g di LiOH (PM = 23,9 g/mole). Calcolare il ph di questa soluzione [13,3] 2. Calcolare il ph di una soluzione preparata con 10,85 ml di HCl (PM = 36,46

Dettagli

I sistemi di numerazione

I sistemi di numerazione I sistemi di numerazione 01-INFORMAZIONE E SUA RAPPRESENTAZIONE Sia dato un insieme finito di caratteri distinti, che chiameremo alfabeto. Utilizzando anche ripetutamente caratteri di un alfabeto, si possono

Dettagli

Appunti di Chimica Le reazioni chimiche reattività reazione chimica equazione chimica bilanciare

Appunti di Chimica Le reazioni chimiche reattività reazione chimica equazione chimica bilanciare Appunti di Chimica Le reazioni chimiche Premesse... 1 Tipi di reazioni chimiche... 2 Reazioni di ossido-riduzione... 2 Reazioni di formazione... 2 Numero di ossidazione nei composti binari di tipo salino...

Dettagli

funzionamento degli accumulatori al piombo/acido.

funzionamento degli accumulatori al piombo/acido. Il triangolo dell Incendio Possibili cause d incendio: I carrelli elevatori Particolare attenzione nella individuazione delle cause di un incendio va posta ai carrelli elevatori, normalmente presenti nelle

Dettagli

IL SISTEMA INTERNAZIONALE DI MISURA

IL SISTEMA INTERNAZIONALE DI MISURA IL SISTEMA INTERNAZIONALE DI MISURA UNITÀ SI Il sistema di misura standard, adottato su scala mondiale, è conosciuto come Système International d Unités. Le unità fondamentali da cui derivano tutte le

Dettagli

Biosensori Sensori Chimici. nicola.carbonaro@centropiaggio.unipi.it

Biosensori Sensori Chimici. nicola.carbonaro@centropiaggio.unipi.it Biosensori Sensori Chimici nicola.carbonaro@centropiaggio.unipi.it Principali applicazioni dei Sensori chimici Ruolo fondamentale degli ioni nella maggior parte dei processi biologici Sensori elettrochimici

Dettagli

Corrispondenze e funzioni

Corrispondenze e funzioni Corrispondenze e funzioni L attività fondamentale della mente umana consiste nello stabilire corrispondenze e relazioni tra oggetti; è anche per questo motivo che il concetto di corrispondenza è uno dei

Dettagli

Quesiti e problemi. 6 Quali tra le seguenti sono reazioni di ossido-riduzione? a) 2CrO 4 (aq) 2H 2

Quesiti e problemi. 6 Quali tra le seguenti sono reazioni di ossido-riduzione? a) 2CrO 4 (aq) 2H 2 Quesiti e problemi SUL LIBRO DA PAG 385 A PAG 390 1 Ossidazione e riduzione: che cosa sono e come si riconoscono 1 Assegna il numero di ossidazione a tutti gli elementi dei seguenti composti. a) Hg 3 (PO

Dettagli

Una soluzione è un sistema omogeneo (cioè costituito da una sola fase, che può essere liquida, solida o gassosa) a due o più componenti.

Una soluzione è un sistema omogeneo (cioè costituito da una sola fase, che può essere liquida, solida o gassosa) a due o più componenti. Una soluzione è un sistema omogeneo (cioè costituito da una sola fase, che può essere liquida, solida o gassosa) a due o più componenti. Solvente (componente presente in maggior quantità) SOLUZIONE Soluti

Dettagli

Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 17

Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 17 Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 17 Esercizio Risposta PAG 387 ES 1 In una ossidazione il reagente perde elettroni e aumenta il proprio numero di ossidazione.

Dettagli

EQUILIBRI - GENERALITA. Come si è visto trattando i tre princìpi della termodinamica, il criterio di spontaneità di una trasformazione è

EQUILIBRI - GENERALITA. Come si è visto trattando i tre princìpi della termodinamica, il criterio di spontaneità di una trasformazione è EQUILIBRI - GENERALIA Come si è visto trattando i tre princìpi della termodinamica, il criterio di spontaneità di una trasformazione è G < 0 Quando vale questo criterio, i reagenti si trasformano in prodotti.

Dettagli