Problema n.1 Bilanciare la seguente reazione redox utilizzando il metodo ionico elettronico: I - (aq) + NO 3

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1 Problema n.1 Bilanciare la seguente reazione redox utilizzando il metodo ionico elettronico: I (aq) + 3 (aq) + + (aq) I 2(s) + (g) + 2 (l). Calcolare i grammi di I 2 (s) che si ottengono se si formano 100 ml di (g) misurati a 1.0 atm e 20 C. Scriviamo separatamente la semireazione di ossidazione e quella di riduzione utilizzando le specie chimiche indicate. Si ricordi il concetto di numero di ossidazione, si scriva il numero degli elettroni coinvolti e si bilanci la carica utilizzando (in questo caso di soluzione acida) gli ioni + (aq). Il bilancio della massa (del numero di atomi) si ottiene utilizzando molecole d acqua: 3 x 2 I (aq) I 2(s) + 2e 2 x 3 (aq) +4 + (aq) + 3e (g) (l) 6 I (aq) (aq) +8 + (aq) 2 (g) (l) + 3 I 2(s) Gli elettroni vengono eliminati: la prima semireazione viene moltiplicata per 3 e la seconda per 2. Le moli di prodotte si calcolano utilizzando l equazione dei gai ideali (R = Latmmol 1 K 1 ): n = PV/(RT) = 1.0x0.100/(0.0821x293)= 4.16 x10 3 mol. Le moli di iodio prodotte sono (3/2)( 4.16 x10 3 ) = 6.24 x10 3 mol. Il fattore 3/2 rappresenta, come indicato dalla reazione, le moli di iodio prodotte per mole di. I grammi di iodio si ottengono dalla relazione m I2 = n x M I2 dove M I2 è la massa molare di I 2 (M I2 = 2 M I = 2x = gmol 1 ). m I2 = 6.24 x10 3 x = 1.58 g. Problema n.2 Scrivere la formula di struttura di Lewis dei seguenti composti, specificando la geometria molecolare secondo il modello VSEPR e il numero di ossidazione degli atomi di azoto: acido nitrico, acido nitroso, azoto, ammoniaca.

2 Acido nitrico: 3. L acido nitrico è un ossiacido forte. L azoto appartiene al quinto gruppo del sistema periodico. La sua formula di Lewis è E rispettata la regola dell ottetto. Secondo il modello VSEPR (modello della del tipo strutturale AX 3 (il doppio legame viene assunto singolo ma con maggiore ingombro sterico rispetto al legame semplice). La geometria molecolare è detta trigonale planare con angoli di legame di circa 120. Il numero di ossidazione dell azoto è (+5) e secondo il metodo del legame di valenza possiamo dire che gli orbitali atomici di valenza dell azoto sono ibridizzati sp 2 ( un orbitale s si mescola con 2 orbitali p per dare tre orbitali ibridi sp 2 coinvolti nei tre legami covalenti detti di tipo σ nel piano xy; il terzo orbitale p dell azoto non è ibridizzato ed è responsabile del legame π insieme ad un orbitale p dell atomo di ossigeno con uguale orientazione lungo la direzione z). Acido nitroso: 2. E un ossiacido debole, e quindi solo parzialmente ionizzato in soluzione acquosa 2 (aq) + (aq) + 2(aq). La sua formula di Lewis è la seguente: E rispettata la regola dell ottetto. Secondo il modello VSEPR (modello della del tipo strutturale AX 2 E (E rappresenta il doppietto elettronico non condiviso dall azoto) e la sua geometria così rappresentata

3 (il doppio legame viene assunto singolo ma con maggiore ingombro sterico rispetto al legame semplice). La geometria molecolare è detta angolare con un angolo di legame leggermente inferiore a circa 120. Il numero di ossidazione dell azoto è (+3) e secondo il metodo del legame di valenza possiamo dire che gli orbitali atomici di valenza dell azoto sono ibridizzati sp 2 ( un orbitale s si mescola con 2 orbitali p per dare tre orbitali ibridi sp 2 coinvolti nei due legami covalenti detti di tipo σ ed uno contenente il doppietto elettronico non condiviso nel piano xy; il terzo orbitale p dell azoto non è ibridizzato ed è responsabile del legame π insieme ad un orbitale p dell atomo di ossigeno con uguale orientazione lungo la direzione z). Azoto: 2. La struttura di Lewis è E rispettata la regola dell ottetto. La geometria della molecola è lineare. Il numero di ossidazione dell azoto è (0) e secondo il metodo del legame di valenza possiamo dire che gli orbitali atomici di valenza dell azoto sono ibridizzati sp ( un orbitale s si mescola con un orbitale p per dare due orbitali ibridi sp : uno coinvolto nel legame covalente detto di tipo σ ed uno contenente il doppietto elettronico non condiviso lungo la direzione x; gli altri due orbitali p dell azoto non sono ibridizzati e sono responsabili dei due legami π lungo le direzioni y e z). Ammoniaca : 3. L ammoniaca è una base debole che in acqua si ionizza parzialmente secondo l equilibrio 3 2 (aq) 4(aq) + + (aq). La formula di Lewis è la seguente L azoto rispetta la regola dell ottetto. Secondo il modello VSEPR (modello della del tipo strutturale AX 3 E. La geometria molecolare è detta piramidale con angoli di legame di circa 109. Il numero di ossidazione dell azoto è (3) e secondo il metodo del legame di valenza possiamo dire che gli orbitali atomici di valenza dell azoto

4 sono ibridizzati sp 3 ( un orbitale s si mescola con 3 orbitali p per dare quattro orbitali ibridi sp 3 coinvolti nei tre legami covalenti con l atomo di idrogeno detti di tipo σ : Problema n.3 Scrivere la reazione di neutralizzazione dell acido fosforico con idrossido di sodio. Considerando soluzioni acquose 0.1 M, calcolare quanti ml di a sono necessari per neutralizzare 15 ml di soluzione di acido fosforico. La reazione di neutralizzazione è 3 P a a 3 P Quindi 3 mol di idrossido di sodio sono necessarie per neutralizzare 1 mol di acido fosforico. Le moli di acido sono (15 ml/1000 mll 1 ) 0.1 moll 1 = mol. Le moli di base necessarie saranno mol. Quindi il volume di soluzione (V in ml) si calcola facilmente mol = (V/1000) 0.1 moll 1. V = 45 ml. Problema n.4 A parità di concentrazione molare mettere in ordine di pressione osmotica crescente le seguenti soluzioni acquose: cloruro di calcio, cloruro di sodio, acido acetico, glucosio. La pressione osmotica si può calcolare con la seguente relazione π = c i R T, dove c è la concentrazione del soluto in moll 1, i è il coefficiente di van t off dato da [ 1 + α (ν 1)] dove α è il grado di dissociazione e ν è il numero di specie generate dalla dissociazione di una molecola di soluto. ν vale 3 per il cloruro di calcio, 2 per il cloruro di sodio e per l acido acetico, ed 1 per il glucosio. Per il cloruro di calcio ed il cloruro di sodio α =1 (elettroliti forti), per l acido acetico α < 1 (elettrolita debole), per il glucosio α = 0 (non elettolita). A parità di concentrazione la scala delle pressioni osmotiche è glucosio < C 3 C < acl < CaCl 2

5 Problema n.5 Calcolare la solubilità dell idrossido di manganese (II) in mol/l ed in g/l: a) in una soluzione acquosa satura; b) in una soluzione acquosa tamponata a p = 9. [K ps Mn() 2 = 1.6 x ] L equilibrio di solubilità è il seguente Mn() 2(s) Mn 2+ (aq) + 2 (aq) K ps = [Mn 2+ ][ ] 2 = s 2s a) ella soluzione acquosa satura K ps = s (2 s) 2 = Quindi possiamo scrivere 4 s 3 = da cui otteniamo s s = 3 ( )/4 = M La solubilità in grammi per litro si ottiene moltiplicando la solubilità molare per la massa molecolare di Mn() 2 ( gmol 1 ) e vale gl 1. b) In una soluzione tamponata a p = 9 la concentrazione idrogenionica vale [ + ]= 10 9 M e la concentrazione degli ossidrili vale [ ] = 10 5 M. La solubilità diventa K ps = s (10 5 ) 2 = s = ( ) / = M La solubilità nella soluzione a p = 9 vale quindi 0.14 gl 1.

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