Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 02/07/2015 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli

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1 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 2/7/215 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) Stabilire i prodotti di reazione e bilanciare le seguenti reazioni chimiche: 1) acido iodidrico + idrossido di bario 2) acido fosforico + idrossido di sodio Inoltre scrivere l equazione ionica netta. 1) 2 HI (aq) + Ba(OH)2 (aq) BaI2 (aq) + 2 H2O (l) 2 H + (aq) + 2 OH (aq) 2 H2O (l) 2) H3PO4 (aq) + 3 NaOH (aq) Na3PO4 (aq) + 3 H2O (l) 3 H + (aq) + 3 OH (aq) 3 H2O (l) 2) Un campione di 625 ml di una soluzione acquosa contenente 2.38 g di acido propionico (CH3CH2COOH) ha un ph = Quale è la Ka dell acido propionico? Quale è la percentuale di ionizzazione dell acido (α)? M CH3CH2COOH = 74.8 g/mol n CH3CH2COOH = 2.38/74.8 =.275 mol [CH3CH2COOH] =.275/.625 =.44 M CH3CH2COOH CH3CH2COO - + H + I C -x +x +x E.44-x x x xx 2 KKKK = (.44 xx) xx 2.44 All equilibrio la concentrazione di ioni H +, che corrisponde ad x, si ricava dal ph. [H + ] = 1 ph = M

2 KKKK = ( ) 2.44 Ka = α = ( /.44) 1 =.545 % 3) Calcolare la solubilità molare di Mg(OH)2 in acqua pura e in una soluzione di MgCl2.862 M. La solubilità dell idrossido di magnesio è uguale o no? Commentare. (Kps di Mg(OH)2 = ) In acqua pura: Mg (OH)2 (s) Mg 2+ (aq) + 2OH (aq) I - - C +s +2s E s 2s Kps = [Mg 2+ ][OH ] 2 = s (2s) 2 = 4s 3 s = M s rappresenta la solubilità dell idrossido Mg(OH)2. In una soluzione di MgCl2, poiché è presente uno ione a comune proveniente da MgCl2, la solubilità di Mg(OH)2 diminuisce: Mg (OH)2 (s) Mg 2+ (aq) + 2OH (aq) I C +s +2s E (.862+s) 2s Kps = [Mg 2+ ][OH ] 2 = (.862+s) (2s) 2 (.862) (2s) 2 =.3448 s 2 s = M 4) Una cella voltaica, rappresentata dal seguente diagramma, ha una f.e.m. di 1.25 V.

3 Zn (s) / [Zn 2+ ] = 1. M // [Ag + ]=? /Ag (s) Quale è la concentrazione dello ione Ag + in soluzione? Per l'elettrodo di destra (catodo): Ag + (aq) + 1e - Ag(s) EE dddddddddddd = EE AAAA + AAAA E =.8 V.592 llllll 1 1 = llllll = [AAAA + ] [AAAA + ] llllll[aaaa+ ] Per l'elettrodo di sinistra (anodo): Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s) E =.76 V Questo elettrodo è un elettrodo standard ([Zn 2+ ] = 1. M) e quindi Esinistra =.76 V f.e.m. = Ecatodo Eanodo = Edestra Esinistra 1.25 = log [Ag + ] (.76) log[ag + ] = (.31/.592) = 5.2 [Ag+] = 1 log[ag+] = M

4 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 8/9/215 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) La fermentazione è un processo chimico complesso per fare il vino nel quale il glucosio (C6H12O6) viene convertito in etanolo (C2H5OH) e biossido di carbonio (CO2) secondo la seguente reazione: C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 Partendo da 5.4 g di glucosio, quale è la massima quantità in grammi di etanolo che può essere ottenuta con questo processo? M C6H12O6 = g/mol M C2H5OH = 46.7 g/mol Numero delle moli di glucosio: 5.4/18.16 = moli Il numero delle moli di etanolo si ottiene dalla seguente proporzione: 1 : 2 = : x x = = moli I grammi di etanolo che si ottengono sono: moli 46.7 g/mol = 256. g 2) Quanti grammi di acetato di sodio (CH3COONa) si devono aggiungere ad 1. L di una soluzione di acido acetico (CH3COOH).3 M per avere una soluzione tampone a ph= 5.? (la Ka dell acido acetico è ). M CH3COONa = 82.3 g/mol Il ph di una soluzione tampone costituita da un acido debole e dalla sua base coniugata si può trovare calcolando la concentrazione di ioni H3O + presenti in soluzione attraverso la formula [H3O + ] = Ka Ca / Cs dove Ca è la concentrazione dell acido debole e Cs è la concentrazione del sale che contiene la base coniugata dell acido (questa formula si può ricavare utilizzando la tabella ICE).

5 Vogliamo che [H3O + ] sia tale da dare un ph di 5.. Sappiamo la Ka dell acido debole e Ca. La nostra incognita è quindi Cs, cioè la concentrazione del sale che fornisce la base coniugata dell acido acetico secondo la dissoluzione: CH3COONa CH3COO - + Na +. [H3O + ] = 1 -ph = 1-5. = M Da [H3O + ]= Ka Ca / Cs si ricava: Cs = Ka Ca /[H3O + ] = / =.54 M.54 M è la concentrazione di acetato di sodio che si ottiene sciogliendo una certa quantità in grammi del sale in 1. L di soluzione:.54 M = numero moli / 1. L da cui si ricava che il numero delle moli è pari a.54 moli/l 1. L =.54 moli La quantità in grammi di acetato di sodio è pari a.54 moli 82.3 g/mol = 44.3 g. 3) Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di AgCl in acqua pura e in una soluzione di HCl a ph pari a 3. ( Kps di AgCl = ). Commentare. MAgCl = g/mol AgCl (s) Ag + (aq) + Cl (aq) I - - C +s +s E s s Kps = = s 2 s = M s rappresenta la solubilità molare di AgCl in acqua pura, cioè il numero di moli in un litro. Il numero dei milligrammi in un litro è pari a: moli/l g/mol = g/l da cui g/l 1 = 1.91 mg/l

6 In una soluzione di HCl a ph = 3., la concentrazione degli ioni Cl - è pari a quella degli ioni H + e questa si ricava dal valore del ph: HCl H + + Cl [H + ] = [Cl - ] = 1 -ph = 1-3. = M AgCl (s) Ag + (aq) + Cl (aq) I C +s ( s) E s ( s) Kps = = s ( s) s s = / = M Il numero dei milligrammi in un litro è pari a: moli/l g/mol 1 =.254 mg/l La solubilità di AgCl in acqua è maggiore che in una soluzione di HCl a causa dello ione a comune Cl proveniente da HCl. 4) Una cella voltaica è costituita dai seguenti semielementi: a) Pt (s) / [MnO4 - ] = M, [Mn 2+ ] = M, ph = 1. E = 1.51 V b) Zn (s) / [Zn 2+ ] = M E = -.76 V Calcolare la f.e.m. della pila e la reazione globale. a) La semireazione bilanciata è la seguente : MnO4 (aq) +8 H + (aq) + 5e - Mn 2+ (aq) + 4 H2O (l) [H + ] = 1 -ph = 1-1. =.1 M EEMMMMMM4 MMMM2+ = EE MMMMMM4 MMMM [MMMM 2+ ] llllll [MMMMMM 4 ][HH + ] 8 E = 1.51 {.592/5 log.1/[.2 (.1 8 )]} = 1.42 V catodo b) La semireazione bilanciata è la seguente: Zn 2+ (aq) + 2e - Zn (s)

7 EE ZZZZ 2+ ZZZZ = EE ZZZZ 2+ ZZZZ llllll [ZZZZ 2+ ] E = /2 log 1/.1 = -.79 V f.e.m. = Ecatodo Eanodo= 1.42 (-.79) = 2.21 V La reazione completa è: anodo MnO4 (aq) +8 H + (aq) + 5e - Mn 2+ (aq) + 4 H2O (l) x 2 Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - x MnO4 (aq) + 16 H + (aq) + 5 Zn (s) + 1e - 2 Mn 2+ (aq) + 8 H2O (l) + 5 Zn 2+ (aq) + 1e -

8 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 2/1/215 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli Esercizio 1 Quali sono i prodotti della reazione che avviene tra idrossido di calcio e acido nitrico? Quanti grammi di idrossido di calcio sono necessari per neutralizzare 1 g di acido nitrico? Ca(OH)2 + 2HNO3 Ca(NO3)2 + 2H2O Peso di una mole di Ca(OH)2: 74.1 g/mol Peso di una mole di HNO3: 63.2 g/mol Moli di HNO3: 1g / 63.2 g/mol =.16 moli Secondo la reazione una mole di Ca(OH)2 neutralizza 2 moli di HNO3. Quindi per neutralizzare.16 moli di HNO3 occorreranno: 1: 2 = x :.16 x =.16 1 / 2 =.8 moli di Ca(OH)2 I grammi di Ca(OH)2 saranno:.8 mol 74.1 g/mol = 5.9 g Esercizio 2 Il ph di una soluzione tampone contenente NH3 e (NH4)2SO4 è La concentrazione di NH3 è.258 M. Quanti grammi di (NH4)2SO4 sono presenti in 1. L di soluzione? (la Kb di NH3 è ).

9 Per la soluzione tampone all equilibrio possiamo scrivere: NH3 + H2O NH4 + + OH - Kb = [NH4 + ] [OH - ]/[ NH3] La concentrazione di ioni NH4 + è quella da determinare. [NH3] =.258 M. La concentrazione di ioni OH - in soluzione si ricava dal ph. poh = 14 ph = = 4.55 [OH - ] = = M Kb = [NH4 + ] /.258 = [NH4 + ] = / =.166 M Poiché : (NH4)2SO4 2NH4 + + SO4 2- una mole di (NH4)2SO4 produce 2 moli di ioni NH4 + : n(nh4)2so4 = nnh4 + /2 =.166/2 =.83 mol Poiché la massa molecolare di (NH4)2SO4 è g/mol, g(nh4)2so4= = 11. g Esercizio 3 Il prodotto di solubilità del bromuro di rame(i) (bromuro rameoso) a 25 C è Calcolare la solubilità del bromuro di rame(i) in g /L a tale temperatura a) in acqua pura e b) in una soluzione acquosa di bromuro di calcio.1 M. a) AgCu (s) Cu + (aq) + Br - (aq) I - - C +s +s

10 E s s Kps = [Cu + ][ Br - ] = s 2 = s = 2. x 1-4 M Poiché una mole di CuBr pesa g, la solubilità in g/l è: gcubr/l = mol/l g/mol =.29 g/l b) CaBr2 Ca Br - Per ogni mole di CaBr2 si formano 2 moli di ioni Br -, quindi : [Br - ]=.2 M CuBr (s) Cu + (aq) + Br - (aq) I -.2 C +s.2+s E s.2+s Kps = [Cu + ][ Br - ] = s(.2+s) = s(.2) = s = /.2= M Poiché una mole di CuBr pesa g, la solubilità in g/l è: gcubr/l = mol/l g/mol = g/l Esercizio 4 Una pila è costituita dai seguenti elementi: a) Pt/ H2(g) (P = 1. atm)/ [H + ] =.1 M E =. V b) Pt/ [Cl - ] =.1 M, [ClO4 - ] =.2 M, ph = 3. E = 1.35 V

11 Dopo aver bilanciato la semireazione che avviene nella semicella b), calcolare la f.e.m. della pila. b) ClO4 + 8 H + + 8e - Cl + 4 H2O [H + ] = 1 -ph = 1-3 M EE cccctttttttt = EE CCCCCC4 CCCC a) 2H + (aq) + 2e - H2(g) EE aaaaaaaaaa = EE HH + HH2(gg) [CCCC ] llllll [CCCCCC4 ][HH+]8 = llllll.1.2 (1 3 = 1.17 VV ) llllll [HH + ] 2 =..296 llllll (.1) 2 =.592 VV E = Ecatodo Eanodo = 1.17 (-.592) = 1.23 V

12 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 3/11/215 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli Esercizio 1 Determinare il ph di una soluzione acquosa.2 M di acido lattico (la cui formula è CH3CHOHCOOH ma può essere schematizzata come HLa). Il valore della costante di dissociazione acida è HLa(aq) La (aq) + H + (aq) I C -x +x +x E (.2-x) +x +x Ka = [La ] [H + ]/[HLa] = x 2 /(.2-x) x 2 /.2 xx = [H + 2 ] = KKKK.2 = M ph = -log [ ] = 2.3 Esercizio 2 La combinazione H2PO4 - /HPO4 2- svolge un ruolo importante nel mantenere costante il ph del sangue. a) Supponendo che le due specie ioniche siano presenti in eguale concentrazione in soluzione, calcolare il ph del sistema tampone. (La Ka2 dell acido fosforico è ). b) Scrivere le reazioni attraverso cui queste specie ioniche tamponano l aggiunta di una base o di un acido.

13 a) L equilibrio in soluzione è il seguente: H2PO4 - + H2O HPO H3O + Ka2 = [HPO4 2- ] [H3O + ] / [H2PO4 - ] = [H3O + ] = Ka2 [H2PO4 - ] / [HPO4 2- ] ma [H2PO4 - ] = [HPO4 2- ] per cui: [H2PO4 - ] / [HPO4 2- ]=1 [H3O + ] = Ka2 ph = pka2 = 7.2 = 7.2 b) 1) HPO H3O + H2PO4 - + H2O 2) H2PO4 - + OH - HPO H2O Esercizio 3 Calcolare la f.e.m. della pila costituita dai seguenti elementi: a) Pt/ H2(g) (P = 1. atm)/ [NH4Cl] =.1 M (Kb di NH3 = ) E =. V b) Ag/ Ag2SO4 (Kps di Ag2SO4 = ) E =.8 V

14 a) NH4Cl NH4 + + Cl - reazione di idrolisi salina : NH4 + + H2O NH3 + H3O + I C -x +x +x E (.1-x) x x Ka = Kw/Kb = / = Ka = [NH3] [H3O + ] / [NH4 + ] = x 2 /(.1-x) x 2 /.1 xx = [H 3 OO + 2 ] = = M 2H + (aq) + 2e - H2(g) EE aaaaaaaaaa = EE HH + HH2(gg) b) Ag2SO4(s) 2Ag + (aq) + SO4 2- (aq) Kps = [Ag + ] 2 [SO4 2- ] = (2s) 2 s =4s 3 3 ss = = M 4 [Ag + ] = 2s = M Ag + (aq) + 1e - Ag(s) EE cccccccccccc = EE AAAA + AAAA(ss) E = Ecatodo Eanodo =.71 (-.3) = 1.1 V.592 llllll 1 2 [HH + ]2 =..296 llllll 1 [ =.3 VV ] llllll 1 1 [AAAA + ] = llllll 1 [ =.71 VV ] Esercizio 4 Calcolare la costante ebullioscopica dell acqua ad 1 atmosfera sapendo che: 1) la temperatura di ebollizione dell acqua è 1 C.

15 2) una soluzione acquosa di 48 g di glicole etilenico in 31 g di acqua bolle a 11.3 C. (Il glicole etilenico è il comune antigelo delle automobili ed ha peso molecolare pari a 62.7 g/mol). ΔT = = 1.3 C ΔT = m Kb m è la molalità della soluzione (m = moli di soluto/kg di solvente) e Kb è la costante ebullioscopica dell acqua. Moli di soluto: 48 g / 62.7 g mol -1 = 7.73 moli Molalità: 7.73 mol / 3.1 kg = 2.49 m Kb = 1.3 C / 2.49 m =.52 C/m

16 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 3/2/216 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) Scrivere la reazione di formazione del perclorato di potassio a partire dai relativi acido e idrossido. Calcolare quanti grammi di perclorato di potassio si formano a partire da 2. g di acido. HClO4 (aq) + KOH (aq) KClO4 (aq) + H2O (l) M HClO4 = 1.46 g/mol M KClO4 = g/mol moli di HClO4 = 2./1.46 =.199 mol g KClO4 = = 27.6 g 2) 1. mol di N2O4 vengono introdotte in un recipiente di 1. L. Il sistema viene portato a 35 C in modo che si stabilisca il seguente equilibrio: N2O4(g) 2 NO2(g) Sapendo che a 35 C la Kp = 3.49, determinare le pressioni parziali delle sostanze all equilibrio (non fare approssimazioni). calcoliamo la pressione iniziale di N2O4 T = = 623 K P N2O4 = / 1. = 5.11 atm N2O4(g) 2 NO2(g) Inizio Cambiamento -x + 2x

17 Equilibrio 5.11-x 2x (5.11-x) Kp = 4x 2 4x 2 + Kp x Kp = 4x x = 3.49 ± ± x = = 8 8 x1= atm x2= 1.72 atm KKKK = pp NNNN 2 2 pp NN2 OO 4 = (2xx) xx Il valore negativo non ha senso perché comporterebbe la diminuzione del prodotto (che inizialmente non è presente) PN2O4 = = 3.39 atm PNO2 = = 3.44 atm 3) La solubilità molare di PbF2 in acqua pura è M. Calcolare la costante Kps. PbF2 (s) Pb 2+ (aq) + 2 F - (aq) PbF2 (s) Pb F - Inizio Cambiamento -x +x +2x Equilibrio x 2x Kps = [Pb 2+ ]. [ F - ] 2 = x. (2x) 2 = 4x 3 = 4 ( ) 3 = ) Determinare la f.e.m. della pila:

18 Pt/ H2, PH2=1. atm, /[CH3COOH] =.2 M // [HCl]= 1. M / H2, PH2=1. atm / Pt sapendo che il Ka dell'acido acetico è Si tratta di una pila a concentrazione per cui il processo elettrodico, scritto nel verso della riduzione, è lo stesso nei due semielementi: 2 H + + 2e - H2 Per l'elettrodo di sinistra: [H + ] = CCCC KKKK = = M EE ssssssssssssssss = EE HH + HH".592 llllll pphh 2 2 =.592 llllll [HH + ] 2 L'elettrodo di destra è un elettrodo standard: EE HH + 2 HH" f.e.m. = Ecatodo Eanodo =. (-.161) =.161 V 1. ( ) =. V catodo 2 = V anodo

19 Laurea in Scienze Naturali Esame scritto di Chimica Generale ed Inorganica - 8 Giugno 216 Prof. Bruno Brunetti, Prof. Anna Rita Campanelli Corso di a) Quale è il ph di una soluzione preparata sciogliendo 5.15 g di nitrato di ammonio in 1 ml di una soluzione di ammoniaca.15 M? Se questa soluzione viene diluita aggiungendo acqua pura fino ad ottenere un volume finale di ml quale è il nuovo ph? (Kb NH3 = ) M NH4NO3 = 8.4 g/mol n NH4NO3 = 5.15/8.4 =.643 mol Il nitrato di ammonio è un sale per cui: NH4NO3 NH4 + + NO3 - [NH4 + ]= n NH4NO3 /V =.643/.1 =.643 M la soluzione contiene ammoniaca e il suo acido coniugato per cui si tratta di una soluzione tampone. L equilibrio che si stabilisce tra le due specie chimiche è: NH3 + H2O NH4 + + OH - KKKK = [NH 4 + ][OH ] [NNNN 3 ] [OH-] = Kb [NH 3] [NH 4 + ] = /.643 = M poh = -log = 5.38 ph = = 8.62 aggiungendo acqua il rapporto [NH 3] non cambia e quindi non cambia neppure il ph. [NH + 4 ] b) Per impedire il congelamento di 2. L di acqua contenuti in un serbatoio si aggiungono 2. kg di cloruro di potassio. Calcolare la nuova temperatura di congelamento della soluzione sapendo che Kcr per l acqua è 1.86 C kg/mol.

20 M KCl = g/mol n KCl = (g)/74.55 (g/mol) = 2683 moli kg H2O = V H2O dh2o = 2. (L) 1 (kg/l) = 2. kg molalità: m KCl = 2683/2. = mol/kg Il KCl è un eletrolita forte: KCl K + + Cl - Nel calcolo dell abbassamento crioscopico bisogna considerare la concentrazione totale delle specie in soluzione (K + e Cl - ) ΔT = 1.86 C kg/mol = 5.33 C La nuova temperatura di congelamento è C. c) Il Kps dello ioduro di rame(i) è Trovare la f.e.m. per una pila così schematizzata: Cu(s) / CuI(s) / I - (aq) (1. M) // Cu + (aq) (1. M) / Cu(s) Elettrodo di sinistra: Cu + (aq) +1e - Cu(s) Per determinare il potenziale dell elettrodo serve la concentrazione dello ione Cu + derivante dalla dissoluzione del sale poco solubile CuI: CuI(s) Cu + + I - Kps = [Cu + ] [I - ] ss = [CCCC + ] = KKKKKK = = M EE ssssss = EE CCCC + CCCC log[cccc + ] = log =.167 VV 1 Elettrodo di destra: si tratta di un elettrodo standard, per cui: EE dddddd = EE CCCC + CCCC =.521 V L elettrodo di destra è il catodo (potenziale di riduzione maggiore)

21 f.e.m. = Ec Ea =.521 (-.167) =.69 V d) Un campione di gas con volume di 248 ml ha una massa di.433 g e si trova ad una pressione di.98 atmosfere e ad una temperatura di 28 C. Quale è la massa molare del gas? PV = nrt n = PV/RT = / = mol M =g/n =.433 / = 44. g/mol

22 Corso di Laurea in Scienze Naturali Esame scritto di Chimica Generale ed Inorganica -4 luglio 216 Prof. Bruno Brunetti, Prof. Anna Rita Campanelli a) Calcolare la massa in grammi del cloruro di ammonio che bisogna aggiungere, trascurando la variazione di volume, a 25 ml di una soluzione acquosa di ammoniaca.1 M per avere un ph finale pari a 9.5 (Kb NH3 = ). Si tratta di una soluzione tampone costituita da una base debole (NH3) e dal suo acido coniugato (NH4 + ) L equilibrio che si stabilisce tra le due specie è: NH3 + H2O NH4 + + OH - [NH3] =.1 M [NH4 + ] =? [OH - ] = 1 -poh = 1 -(14-9.5) = M Bisogna calcolare la concentrazione di NH4 +. per l equilibrio scritto sopra: Kb = NH 4 + [OH ] [NNNN 3 ] quindi: [NH4 + ] = KKKK [NNNN 3] = 1.8 [OH ] 1 5 Siccome lo ione ammonio deriva dalla: NH4Cl NH4 + + Cl - [NH4Cl] =[NH4 + ] =.57 M 5 =.57 M nnh4cl in 25 ml= [NH4Cl] V = =.142 mol MNH4Cl= g/mol m NH4Cl = n NH4Cl MNH4Cl= =.761 g b) A 25 C una soluzione acquosa satura di acetato di argento contiene 1. g di sale disciolto in 1. ml di soluzione. Calcolare il Kps per l acetato di argento.

23 CH3COOAg (s) CH3COO - + Ag + Se indichiamo la solubilità con s: s = 1. (g)/.1 (l)= 1. g/l esprimendola in moli litro: MCH3COOAg = g/mol s= 1./ =.599 mol/l Kps = [CH3COO - ] [Ag + ] = s 2 = = c) Calcolare quanti kg di azoto è possibile caricare all interno di un estintore sapendo che il volume interno della bombola è 1. L, la pressione operativa è 3. atmosfere e la temperatura operativa è 1 C. PV = nrt n = PV / RT T = 373. K n= (3. 1.)/ ( ) = moli di N2 MN2 = 28.2 g/mol kgn2 = /1 = 2.74 kg d) Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione in ambiente acido: MnO2(s) + Zn(s) Mn 2+ (aq) + Zn 2+ (aq) e calcolare la f.e.m. di una pila basata sulla reazione globale che lavora in condizioni standard (EE MMMM 2+ MMMMMM 2 =.2 V, EE ZZZZ 2+ ZZZZ =.76 VV) Calcolare la costante di equilibrio della reazione. MnO2 + 2e H + Mn H2O Zn Zn e - MnO2+ Zn+ 4 H + Mn 2+ + Zn H2O Una pila che sfrutta la reazione globale deve essere costituita da due semielementi che ne sfruttano le due semireazioni:

24 Catodo MnO2 + 2e H + Mn H2O essendo MnO2 un solido puro: Anodo Zn Zn e - siccome Zn è un solido puro: EEEE = EE MMMM 2+ EEEE = EE ZZZZ 2+ MMMMMM 2 ZZZZ.592 llllll [MMMM2+ ] 2 1 [HH + ] llllll [ZZZZ 2+ ] Se la pila è standard le concentrazioni delle specie in soluzione sono tutte 1 M per cui: EEEE = EE MMMM 2+ EEEE = EE ZZZZ 2+ MMMMMM 2 ZZZZ =.2 V =.76 VV f.e.m. = Ec-Ea =.2-(-.76) =.78 V Per determinare la costante di equilibrio ricordiamo che il sistema raggiunge l equilibrio quando la f.e.m. = V per cui: f.e.m. = Ec Ea = EE MMMM llllll MMMM [HH + ] 4 2 MMMMMM 2 log.592 llllll [MMMM2+ ] 2 [HH + ] 4 1 = EE [ZZZZ 2+ ] ZZZZ 2+ ZZZZ EE ZZZZ 2+ ZZZZ.59 2 EE MMMM 2+ =.78 MMMMMM2 1 log = [ZZZZ 2+ ] llllll [MMMM2+ ] [HH + ] 4 + log 1 [ZZZZ 2+ ] = = elevando a potenza di dieci entrambi i membri: MMMM 2+ ZZZZ 2+ [HH + ] 4 = KKKKKK = = llllll [MMMM2+ ] [HH + ] 4 log 1 [ZZZZ 2+ ] = llllll [MMMM2+ ] [ZZnn 2+ ] [HH + ] 4 = 26.35

25 Corso di Laurea in Scienze Naturali Esame scritto di Chimica Generale ed Inorganica - 8 Settembre 216 Prof. Bruno Brunetti, Prof. Anna Rita Campanelli a) Un campione di O2(g) occupa un volume di 26.7 L a 76 Torr, Qual è il nuovo volume se, mantenendo costanti la quantità di gas e la temperatura, la pressione viene abbassata a 38 Torr? A temperatura e moli costanti si ha: P1 V1 = P2 V2 V2 = P1 V1 /P2= /38 = 53.4 L b) Calcolare il ph e il poh di una soluzione M di idrossido di sodio e di una soluzione M di ammoniaca (Kb = ). Commentare i risultati. L idrossido di sodio è una base forte: NaOH Na + + OH - [OH-] = [NaOH]iniziale = M poh = - log = 2.5 ph = 14-pOH = 11.5 L ammoniaca è una base debole: NH3 + H2O NH4 + + OH - I C -x x x E x x x Cb/Kb = / = quindi è possibile trascurare la quantità di base dissociata (x) rispetto a quella iniziale: KKKK = [NNHH 4 + ] [OOOO ] [NNHH 3 ] = xx xx xx xx = [OOOO ] = = MM

26 poh = - log = 3.6 ph = 14-pOH = 1.6 A parità di concentrazione, la base debole dà un ph meno basico di quello della base forte. c) La solubilità di Ag2CrO4 in acqua è.222 g/dm 3 a 25 C. Calcolare Kps del sale. MAg2CrO4= g/mol la solubilità in moli litro è: s =.222/ = mol/l Ag2CrO4(s) 2Ag + + CrO4 2-2s s Kps = [Ag+] 2 [CrO4 2- ] = (2S) 2 s = 4 s 3 = 4 ( ) 3 = d) Calcolare il rapporto Fe 3+ /Fe 2+ all equilibrio in un elettrodo di una pila che sfrutta la seguente reazione redox: Ag + (aq) + Fe 2+ (aq) Ag(s) + Fe 3+ (aq) in cui [Ag + ] =.35 M (i potenziali standard vanno reperiti sulle apposite tabelle) Dalla reazione risulta che la specie che si riduce è lo ione Ag+ e quella che si ossida è Fe 2+. Quindi l elettrodo ad argento si comporterà da catodo. Le reazioni elettrodiche sono: Ag + + e - Ag Fe 3+ + e - Fe 2+ EE cccccc = EE AAAA + AAAA log[aaaa + ] = llllll.35 =.654 VV 1

27 EE AAAA = EE FFFF 3+ FFFF log [FFFF3+ ] 1 [FFFF 2+ ] = log [FFFF3+ ] [FFFF 2+ ] ff. ee. mm. = EE cccccc EE aaaa = log [FFFF3+ ] [FFFF 2+ ] all equilibrio la pila ha una f.e.m.= V = log [FFFF3+ ] [FFFF 2+ ] log [FFFF3+ ] [FFFF 2+ ] = = 1.97 [FFFF 3+ ] [FFFF 2+ ] = =

28 Corso di Laurea in Scienze Naturali Esame scritto di Chimica Generale ed Inorganica 3 Ottobre 216 Prof. Bruno Brunetti, Prof. Anna Rita Campanelli a) Una bombola a volume costante di 72.8 L contenente 4.85 mol di He viene riscaldata finché la pressione raggiunge 3.5 atm. Qual è la temperatura finale in C? P V = n R T T = P V/n R = / = 64 K = 367 C b) Calcolare il ph di una soluzione acquosa.1 M di cloruro di sodio e di una soluzione acquosa.1 M di ipoclorito di sodio sapendo che la costante di dissociazione dell acido ipocloroso è Commentare. Il ph di una soluzione acquosa.1 M di cloruro di sodio è 7.. L ipoclorito di sodio, essendo un sale, si dissocia completamente in acqua NaClO Na + + ClO - e [ClO - ] =.1 M ma lo ione ClO - che proviene da un acido debole è responsabile di idrolisi salina: ClO - + H2O HClO + OH - I C -x x x E.1-x x x Kb = Kw/Ka = 1-14 / = Cb/Kb =.1/ = quindi x può essere trascurata rispetto alla quantità iniziale di base: KKKK = [HHHHHHHH] [OOOO ] [CCCCCC ] = xx 2.1 xx xx2.1 xx = [OOOO ] = = MM poh = - log = 3.7

29 ph = = 1.3 c) Confrontare la solubilità del solfato di bario in acqua pura e in una soluzione.1 M di cloruro di bario e commentare (Kps del solfato di bario = ). BaSO4(s) Ba 2+ + SO4 2- s s Kps = [Ba 2+ ] [SO4 2 ] = s 2 ss = KKKKKK = = MM Nella soluzione di cloruro di bario: BaSO4(s) Ba 2+ + SO s Kps =.1 [SO4 2 ] =.1 s s= /.1 = M la solubilità del solfato di bario nella soluzione di cloruro di bario è molto inferiore a quella nell acqua pura per effetto dello ione a comune. d) Calcolare la costante di equilibrio, alle condizioni standard, della seguente reazione redox (da bilanciare in ambiente acido): H2O2 + Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq)+ H2O (Una della due semireazioni da bilanciare è: H2O2 + H + + e - H2O ; ricordare che il numero di ossidazione dell ossigeno in H2O2 è -1 e non -2; H2O2 è l acqua ossigenata). 1x H2O2 +2 H + + 2e - 2 H2O

30 2x Fe 2+ Fe 3+ + e - H2O2 +2 H + + 2Fe 2+ 2 Fe 3+ +2HO2 Per determinare la costante di equilibrio immaginiamo di costruire una pila al cui catodo avvenga la reazione di riduzione dell acqua ossigenata e al cui anodo avvenga l ossidazione dello ione ferroso: le reazioni elettrodiche sono: H2O2 +2 H + + 2e - 2 H2O EE OO2 HH2 OO 2 = VV 2Fe e - 2Fe 2+ EE FFFF 3+ =.771 VV FFFF 2+ La seconda reazione è stata scritta con i coefficienti raddoppiati in modo che il numero di elettroni sia uguale a quelli che compaiono nella reazione dell acqua ossigenata. EE cccccc = EE HH2 OO 2 HH2 OO EE AAAA = EE FFFF 3+ FFFF 2+ log[hh 2 OO 2 ] [HH + ] 2 = llllll[hh 2 2 OO 2 ] [HH + ] all equilibrio la f.e. m. della pila è nulla: log [FFFF3+ ] 2 [FFFF 2+ ].592 = ff. ee. mm. = = EE cccccc EE AAAA = log [FFFF3+ ] 2 [FFFF 2+ ] 2 llllll[hh 2 OO 2 ] [HH + ] log [FFFF3+ ] 2 2 [FFFF 2+ ] 2 = llllll[hh 2 OO 2 ] [HH + ] log [FFFF3+ ] 2 2 [FFFF 2+ ] 2 = 1.5 llllll[hh 2 OO 2 ] [HH + ] 2 log [FFFF3+ ] 2 [FFFF 2+ ] 2 = = log [HH 2OO 2 ] [HH + ] 2 [FFFF 2+ ] 2 [FFFF 3+ ] 2 = cambiando di segno e invertendo l argomento del logaritmo: [FFFF 3+ ] 2 log [HH 2 OO 2 ] [HH + ] 2 [FFFF 2+ ] 2 [FFFF 3+ = log KKKK = ] 2 Kc = =

31 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 8/11/216 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli a) Quali sono le pressioni di vapore parziali in Pa e la pressione totale in mmhg, a 293 K, sopra una soluzione ottenuta mescolando 35.8 g di benzene (C6H6) e 56.7 g di cicloesano (C6H12)? Le tensioni di vapore a 293 K sono: p C6H6 = Pa, p C6H12 = 13 Pa. Soluzione. Le masse molari sono: C6H6 =78.11 g/mol C6H12 = g/mol Il numero delle moli è: n C6H6 = 35.8/78.11 =.458 mol n C6H12 = 56.7/84.16 =.674 mol ntot = = mol Le frazioni molari sono: XC6H6= nc6h6/ntot =.458/1.132 =.45 XC6H12 = nc6h12/ntot =.674 /1.132 =.595 Applicando la legge di Raoult: pc6h6= p C6H6 XC6H6 = = Pa pc6h12= p C6H12 XC6H12 = = Pa Sapendo che 1 mmhg = Pa: ptot = pc6h6 + pc6h12 = Pa Pa = Pa = 76.6 mmhg b) Calcolare le concentrazioni delle specie presenti all equilibrio e il ph di una soluzione.2 M di fluoruro di sodio (Ka dell acido fluoridrico = ). NaF Na + + F - Idrolisi salina: F - + H2O HF + OH - I C -x +x +x E (.2 x) x x Kb = / Ka = Kb = = x 2 / (.2 x) x 2 /.2

32 [OH - ]= x = = = M [HF ]= [OH - ]= M [F - ]= M [Na + ] =.2 M poh = -log[oh - ] = 5.8 ph = = 8.2 c) La solubilità del solfato di bario in acqua è pari a mol/l. Calcolare quanti grammi di solfato di bario si possono sciogliere in 1. L di una soluzione.1 M di solfato di sodio. Kps = s 2 = ( ) 2 = Na2SO4 2Na + +SO4 2- [SO4 2- ]=.1 M BaSO4(s) Ba 2+ (aq) + SO4 2- (aq) I.1 C +s +s E s (.1+s) Kps = = s (.1+s) s (.1) =.1 s s = /.1 = M I grammi di sale sono: mol 233 g/mol = g d) calcolare la f.e.m. della seguente pila: Fe(s)/ Fe 2+ (aq) (.1 M)// Mn 2+ (aq) (.1 M), MnO4 - (aq) (.5 M), ph=1/ Pt e scrivere il processo globale (i potenziali standard vanno reperiti nelle apposite tabelle). Fe e - Fe(s) E = -.44 V E = E +.592/2 log (.1) = -.47 V anodo MnO H + + 5e - Mn H2O E = V [H + ]= 1 -ph E = E +.592/5 log ( /.1) = 1.42 V catodo f.e.m.= 1.42 (.47) = 1.89 V processo globale : MnO H + + 5e - Mn H2O x2 Fe(s) Fe e - x5 2 MnO H Fe(s)+ 1e - 5 Fe Mn H2O + 1e -

33 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 2/2/217 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) Scrivere il nome dei seguenti composti, determinare se le loro soluzioni acquose sono acide, basiche o neutre e dire quale è il valore del ph aspettato (<7, =7, >7): Ba(OH)2, HF, KCl, NH3, HClO4, Na2CO3, LiNO3, NaCN (Ka H2CO3 = , Ka HCN = ). Ba(OH)2: è una base ph>7 HF: è un acido ph<7 KCl: sale derivante da acido e base forti ph=7 NH3: è una base ph>7 HClO4: è un acido ph<7 Na2CO3: sale di base forte e acido debole ph>7 LiNO3: sale derivante da acido e base forti ph=7 NaCN: sale di base forte e acido debole ph>7 2) In 2. dm 3 di una soluzione sono stati disciolti g di formiato di sodio e 16.2 g di acido formico. Calcolare il ph della soluzione. (La Ka dell acido formico è ). Dire se il ph di questa soluzione corrisponde a quello della soluzione col massimo potere tamponante. M acido= 46.3 g/mol moli acido = 16.2/46.3= 3.48 moli Ca = 3.48 /2. = 1.74 M M sale= 68.1 g/mol moli sale= /68.1= 2.99 moli Cs=2.99/2. = 1.5 M [H+] = Ka (Ca / Cs) = (1.74/1.5) = M ph = -log ( ) = 3.5 il massimo potere tamponante si ha quando Ca=Cs per cui: ph=pka= 3.7 3) La forza elettromotrice di una cella voltaica è 1.52 Volt. Il catodo è costituito dal seguente semielemento: Ag(s) Ag + (aq)=.1 M (E =.8 V), mentre l anodo è costituito dal seguente semielemento: Zn(s) Zn 2+ (aq)=? (E = -.76 V). Calcolare la concentrazione degli ioni Zn 2+ in soluzione. Scrivere il processo elettrochimico globale.

34 Catodo: E = E +.592/1 log [Ag + ] = log.1 =.74 V Ecella = Ecatodo-Eanodo = 1.52 V Eanodo = = -.78 V Anodo: E = E +.592/2 log [Zn 2+ ] = -.78 V -.78 = /2 log [Zn 2+ ] [Zn 2+ ] =.21 M Processo globale: 2 x Ag + (aq) + 1e - Ag(s) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - 2Ag + (aq) + Zn(s) + 2e - 2Ag(s) + Zn 2+ (aq) + 2e - 4) Calcolare la solubilità in grammi per litro del fluoruro di bario in acqua e in una soluzione in cui è presente nitrato di bario.5 M (la Kps del fluoruro di bario è ). Commentare. 1) Equilibrio di solubilità : BaF2 (s) Ba 2+ (aq) + 2F - (aq) I - - C s 2s E s 2s Kps = = s (2s) 2 = 4 s 3 3 ss = = M 4 La solubilità in g/l del BaF2 è: M BaF2= g/mol s = mol/l g/mol = 14.9 g/l 2) Equilibrio di solubilità : BaF2 (s) Ba 2+ (aq) + 2F - (aq) I.5 - C s 2s E (.5+s) 2s Kps = = (.5+s) (2s) 2.5 4s 2 =.2 s 2 s = = M.2

35 La solubilità in g/l del BaF2 è: s = mol/l g/mol = 3.21 g/l La solubilità del BaF2 diminuisce in presenza di un altro sale con uno ione a comune.

36 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 16/2/217 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) Calcolare la pressione osmotica di una soluzione contenente g di cloruro di magnesio in 5 ml di acqua a 25 C. M MgCl2= g/mol n MgCl2=23.81/95.21=.25 mol [MgCl2]=.25/.5 =.5 M MgCl2 Mg Cl - i = 3 π = M R T i = = 36.7 atm 2) Calcolare il ph e il poh di una soluzione.1 M di ammoniaca e di una soluzione.1 M di idrossido di calcio (la Kb dell ammoniaca è ). NH3: [OH - ] = KKKK CCCC = M; poh = - log [OH - ] = 2.89 ph = 14-pOH = Ca(OH)2: [OH - ] = 2 [Ca(OH)2] =.2 M; poh =.7 ph = ) La solubilità in grammi per litro del carbonato di bario a 25 C in acqua pura è.1 g/l. Calcolare il suo prodotto di solubilità. M carbonato di bario = g/mol S =.1 g/l / g/mol = mol/l Equilibrio di solubilità : BaCO3 (s) Ba 2+ (aq) + CO3 2- (aq) I - - C s s E s s

37 Kps = s 2 = ( ) 2 = ) Calcolare la fem a 25 C della pila: Fe Fe 2+ (.1 M) Fe 3+ (.1 M); Fe 2+ (1. M) Pt sapendo che E = -.44 V, + 2 Fe / Fe E Fe / Fe =.77 V. Scrivere la reazione globale. Le reazioni elettrodiche sono: Fe e - Fe Fe 3+ + e - Fe 2+ Il potenziale del semielemento di sinistra è: Es = E 2+ + log[ Fe ] =.44 + log(.1) = V Fe / Fe 2 2 per l elettrodo di destra: 3+ [ Fe ].1 Ed = E log = log =.593 V Fe / Fe 2+ [ Fe ] 1. E=Ec-Ea=Ed-Es=.593-(-.469)=1.6 V Reazione globale: 2 x Fe +3 + e - Fe 2+ Fe Fe e - 2 Fe +3 + Fe 3Fe 2+

38 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 3/4/217 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) Calcolare la massa (in grammi) di cianuro di potassio necessaria per ottenere 1. L di soluzione acquosa a ph = 11. (Ka acido cianidrico : ). KCN K + + CN - Idrolisi basica: CN - + H2O HCN + H3O + poh = = 3. [OH - ]= M Kb= / Ka = / = [OH - ] = KKKK CCCC da cui si ricava Cs: Cs = [OH - ] 2 /Kb = ( ) 2 / =.4 M Peso di una mole di KCN: g/mol Grammi di sale : =.4 mol/l g/mol = 2.6 g/l 2) Calcolare quale delle due seguenti soluzioni presenta la temperatura T di inizio ebollizione più elevata a P = 1 atm (Keb per H2O=.512 C Kg/mol). a) 171. g di zucchero da cucina (saccarosio, C12H22O11) in 5. g di acqua; b) 58.5 g di NaCl in 1. kg di acqua. a) Lo zucchero è un non elettrolita e quindi i è pari a 1. Una mole di saccarosio pesa 342 g/mol. Molalità della soluzione di zucchero: m=171. g / (342 g/mol.5 kg) = 1. m ΔTeb = Keb m =.512 C Kg/mol 1 mol/kg =.512 C

39 Poiché l acqua bolle a 1 C, la nuova T di ebollizione sarà: Teb = = 1.5 C. b) NaCl è un elettrolita con i pari a 2. (NaCl Na + + Cl - ) Una mole di NaCl pesa 58.5 g/mol. m NaCl = 58.5 g / (58.5 g/mol 1. kg) = 1. m ΔTeb = Keb m i =.512 C Kg/mol 1. mol/kg 2 = 1.24 C Poiché l acqua bolle a 1 C, la nuova T di ebollizione sarà Teb = = 11. C. La soluzione b) presenta la temperatura T di inizio ebollizione più elevata. 3) Calcolare la quantità minima di acqua necessaria per scioglierne 1. g di cloruro di piombo (II) a 25 C. (Kps = ). 1) Equilibrio di solubilità : Kps = = s (2s) 2 = 4s 3 PbCl2 (s) Pb 2+ (aq) + 2Cl - (aq) I - - C s 2s E s 2s 3 s = = mol/l (M) 4 Una mole di PbCl2 pesa g/l. Il numero moli è: 1. g / g/l =.36 moli. Quindi se in 1. L si sciolgono.143 moli, per sciogliere.36 moli avremo bisogno di X litri di acqua: 1. :.143 = X :.36 X =.36 1./.143 = 2.52 L 4) Calcolare la fem a 25 C della pila:

40 Cr Cr 3+ (.2 M); H2(g) (P= 1. atm), ph=2. Pt Sapendo che E + = -.74 V. Scrivere la reazione globale. 3 Cr / Cr Le reazioni elettrodiche in questa pila sono: Cr e - Cr (s) 2H + + 2e - H2 (g) Il potenziale del semielemento di destra è: [H3O + ]= 1-2. =.1 M Ed = EE HH+ HH per l elettrodo di sinistra: Es = EE CCCC 3+ CCCC log 1. =..592/2 log 1. = V Catodo [HH + ]2 (.1)2 E=Ec-Ea=Ed-Es = (-.774) =.656 V Reazione globale: Cr(s) Cr e - x2 2H + + 2e - H2 (g) x H + + 6e - + 2Cr(s) 2Cr H2(g) + 6e - log[cccc 3+ ] = /3 log.2 = V Anodo

41 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 8/6/217 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) In un recipiente con un volume di 1. L vengono introdotte.815 moli di N2O4. Si stabilisce il seguente equilibrio: N2O4(g) 2 NO2(g) per il quale Kp =.172 a 26 C. Calcolare la pressione totale nel recipiente all equilibrio. La pressione iniziale di N2O4 nel recipiente calcolata da PV=nRT è: P =.815 moli.821 (L atm/k mol) 299K/ 1. L = 2. atm Tabella ICE: N2O4 2 NO2 I 2. - C -x +2x E (2.-x) 2x Kp =.172 = (2x) 2 /(2.-x).172 (2.-x) = 4 x 2 4 x x-.344 = x1 = atm x2=.273 atm Il valore negativo non è accettabile (vorrebbe dire che la pressione di N2O4 aumenta e quella di NO2 diminuisce), quindi all equilibrio: pno2 = =.546 atm pn2o4 = ( ) = 1.73 atm. Ptot = pno2 + pn2o4 = = 2.28 atm 2) Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione scritta in forma ionica: MnO4 - + I - Mn 2+ + I2 Se si parte da 22.5 g del sale KMnO4 (da cui viene lo ione MnO4 - ) quanti g di I2 si possono ottenere?

42 8 H + + MnO e - Mn H2O x2 2I - I2 + 2e- x H I MnO e - 5 I2 + 2 Mn H2O + 1 e - Una mole di I2 pesa grammi. Una mole di KMnO4 pesa grammi. n KMnO4 =22.5g/158.3g mol -1 =.142 moli (KMnO4 MnO4 - + K + ) Secondo l equazione bilanciata da 2 moli di MnO4 - si ottengono 5 moli I : 2 = x : 5 x = / 2 =.355 moli g I2 =.355 mol g mol -1 = 9.1 g 3) Calcolare il ph e la concentrazione delle specie presenti all equilibrio in una soluzione di NH M (Kb di NH3 = ). Tabella ICE: NH3(aq) + H2O (l) NH4 + (aq) + OH - (aq) I C -x +x +x E (.7-x) x x Kb = = x 2 /(.7-x) x 2 /.7 x= [OH - ] = = M poh = -log( ) = 2.95 ph = 14. poh = 11.5 [NH4 + ] = [OH - ] = M [NH3] = ( ) =.688 M Valore molto vicino a.7 M (quindi è corretto usare la formula approssimata per calcolare [OH - ]).

43 4) Calcolare la f.e.m. a 25 C della seguente pila: Pt H2(g) (P=1. atm), [H + ]=1. M AgCl soluzione satura (Kps= ) Ag Sapendo che E + =.799 V. Ag / Ag Scrivere la reazione globale. Le reazioni elettrodiche in questa pila sono: a) H2 (g) 2H + + 2e - Anodo si tratta di un elettrodo standard per cui: Ea =. V b) Ag + + 1e - Ag (s) Catodo AgCl è un sale poco solubile (Kps molto piccolo) quindi si stabilisce il seguente equilibrio: AgCl(s) Ag + + Cl - Da cui: [Ag + ]= KKKKKK = = M Ec = EE AAAA + AAAA E=Ec-Ea= =.511 V log[aaaa + ] = /1 log( ) =.511 V Reazione globale: Ag + (aq)+ 1e - Ag(s) x2 H2 (g) 2H + (aq) + 2e - x Ag + + 2e - + H2 (g) 2Ag(s) + 2H + (aq) + 2e -

44 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 3/7/217 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) Calcolare la massa (grammi) di cianuro di potassio necessaria per ottenere 1. L di soluzione acquosa a ph = 11. (Ka acido cianidrico : ). KCN K + + CN - Idrolisi basica: CN - + H2O HCN + H3O + poh = = 3. [OH - ]= Kb= / Ka = / = [OH - ] = KKKK CCCC da cui si ricava Cs che è l incognita. Cs = [OH - ] 2 /Kb = ( ) 2 / =.2 M M KCN= g/mol Grammi di sale: =.2 mol/l g/mol = 13 g/l 2) Calcolare quale delle due seguenti soluzioni presenta la temperatura T di inizio ebollizione più elevata a P = 1 atm (Keb per H2O:.512 C Kg/mol). a) 171. g di zucchero da cucina (saccarosio, C12H22O11) in 5. g di acqua; b) 58.5 g di NaCl in 1. kg di acqua. a) Lo zucchero è un non elettrolita e quindi i (coefficiente di vann t Hoff) è pari a 1. M saccarosio =342 g/mol. Molalità della soluzione di zucchero: m= 171. g / (342 g/mol.5 kg) = 1. m ΔTeb = Keb m =.512 C Kg/mol 1. mol/kg =.512 C Poiché l acqua pura bolle a 1. C, la nuova T di ebollizione sarà Teb= = C. b) NaCl è un elettrolita e quindi i è pari a 2. M NaCl = 58.5 g/mol. Molalità della soluzione di NaCl:

45 m= 58.5 g / (58.5 g/mol 1. kg) = 1. m ΔTeb = Keb m i =.512 C Kg/mol 1. mol/kg 2 = 1.24 C Poiché l acqua da sola bolle a 1. C, la nuova T di ebollizione sarà Teb= = C. La soluzione b) presenta la temperatura T di inizio ebollizione più elevata. 3) Calcolare la quantità minima di acqua per scioglierne 1. g di cloruro di piombo(ii) a 25 C. (Kps = ). 1) Equilibrio di solubilità: Kps = = s (2s) 2 = 4s 3 3 s = = mol/l (M) 4 PbCl2 (s) Pb 2+ (aq) + 2Cl - (aq) I - - C s 2s E s 2s M PbCl2 =278.1 g/l. Il numero moli è: n= 1. g / g/l =.36 moli. Quindi se in 1. L si sciolgono.143 moli, per sciogliere.36 moli avremo bisogno di x litri di acqua: 1 :.143 = x :.36 x =.36 1/.143 = 2.52 L 4) Calcolare la fem a 25 C della pila: Cr Cr 3+ (.2 M); H2(g) (P= 1. atm), ph=2. Pt Sapendo che E = -.74 V. Scrivere la reazione globale. 3 Cr + / Cr Le reazioni elettrodiche in questa pila sono: Cr e - Cr (s)

46 2H + + 2e - H2 (g) Il potenziale del semielemento di destra è: [H3O + ]= 1-2. =.1 M Ed = EE HH+ HH per l elettrodo di sinistra: Es = EE CCCC 3+ CCCC log [HH + ] 2 =..592/2 log E=Ec-Ea=Ed-Es=-.118-(-.774) =.656 V Reazione globale: Cr(s) Cr e - x2 2H + + 2e - H2 (g) x H + + 6e - + 2Cr(s) 2Cr H2(g) + 6e -.1 2= V Catodo log[cccc 3+ ] = /3 log.2 = V Anodo

47 Corso di Laurea in Scienze Naturali CHIMICA GENERALE E INORGANICA prova scritta del 12/7/217 Prof. Bruno Brunetti, Prof.ssa Anna Rita Campanelli 1) Una soluzione contiene 35.8 g di uno zucchero in 1. L di acqua. La pressione osmotica della soluzione, alla temperatura di 2 C, è 2.52 atm. Stabilire se lo zucchero è saccarosio (C12H22O11) o glucosio (C6H12O6). M C12H22O11 = g/mol. M C6H12O6 =18.16 g/mol. Da π = crt si ricava che c = π / RT =.15 M Se lo zucchero fosse C6H12O6, la sua concentrazione sarebbe: C glucosio = 35.8 g / (18.16 g mol L) =.199 M Se lo zucchero fosse C12H22O11, la sua concentrazione acqua sarebbe C saccarosio = 35.8 g / (342.3 g mol L) =.15 M. Lo zucchero è il saccarosio. 2) Calcolare i grammi di Zn(s) necessari per ottenere 7.35 g di Ag(s) per riduzione da AgCl. Lo Zn(s) si ossida a Zn 2+. Zn(s) Zn 2+ +2e- x1 Ag + + 1e- Ag(s) x Zn(s) + 2Ag + +2e- Zn Ag(s) + 2e- M Ag = g/mol. n Ag(s)= 7.35/17.87 =.681 mol M Zn(s) = g/mol. 1 : 2 = x :.681 x =.681/2 =.341 moli

48 g Zn(s) =.341mol g mol -1 = 2.16 g 3) Calcolare il ph e il poh di una soluzione.2 M di idrossido di sodio e di una soluzione.2 M di ammoniaca (la Kb dell ammoniaca è ). Dire quale soluzione presenta il ph più elevato e perché. a) NaOH Na + + OH - [OH - ] = [NaOH] =.2 M poh = -log(.2) =.7; ph = = 13.3 b) NH3(aq) + H2O(l) NH4 + (aq) + OH - (aq) I C -x +x +x E (.2-x) x x Kb = = x 2 / (.2-x) x 2 /.2 x = = poh = -log( )= 2.7, ph = = 11.3 A parità di concentrazione iniziale, il ph più grande si ha per la soluzione di idrossido di sodio perché è maggiore la concentrazione di ioni OH- in soluzione in quanto è una base forte mentre l ammoniaca è una base debole. 4) Calcolare la f.e.m. a 25 C della seguente pila: Ni [Ni 2+ ]=.5 M AgCl soluzione satura (Kps= ) Ag Sapendo che E + =.799 V e che Ag / Ag E + = -.25 V. Scrivere la reazione globale. Ni2 / Ni Le reazioni elettrodiche in questa pila sono: Ag + (aq) + 1e - Ag (s) Ni 2+ (aq) + 2e - Ni(s) Catodo Anodo

49 Ea = EE NNNN log[nnnn 2+ ] = /2 log(.5 ) = -.26 V NNNN 2 Per l altro elettrodo: AgCl(s) Ag + + Cl - Quindi: s = [Ag + ] = KKKKKK = = M Ec = EE AAAA + AAAA E=Ec-Ea=.511-(-.26) =.77 V Reazione globale: Ag + (aq)+ 1e - Ag(s) Ni(s) Ni 2+ (aq) + 2e log[aaaa + ] = /1 log( ) =.511 V x2 x1 2Ag + + 2e - + Ni (s) 2Ag(s) + Ni 2+ (aq) + 2e -