Leggi dei Gas. 2 MnO H 2 O 2 2 MnO O OH H 2 O (Mn: ; no = +3). 2 = +6e - (O: -1 0 ; no = -1; x 2 = -2).

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1 Leggi dei Gas Esercizio 3.1. a) Bilanciare in forma ionica (1) e in forma molecolare (2) la seguente reazione in soluzione acquosa: permanganato di potassio + perossido d idrogeno biossido di manganese + idrossido di potassio + ossigeno elementare + acqua Ra = 2 KMnO H 2 O 2 2 MnO O KOH + 2 H 2 O forma molecolare Rb = 2 MnO H 2 O 2 2 MnO O OH H 2 O forma ionica 2 MnO H 2 O 2 2 MnO O OH H 2 O (Mn: ; no = +3). 2 = +6e - (O: -1 0 ; no = -1; x 2 = -2). 3 = -6e - (MnO e H 2 O MnO OH - ). 2 (H 2 O OH - O 2 + 2e H 2 O) MnO e H 2 O + 3 H 2 O OH - 2 MnO OH O 2 + 6e H 2 O 2 MnO H 2 O 2 2 MnO OH O H 2 O forma ionica 2 KMnO H 2 O 2 2MnO O KOH + 2 H 2 O forma molecolare b) Calcolare il volume di ossigeno gassoso (20 C, Pa) liberato quando un eccesso di permanganato di potassio viene addizionato in ambiente acido a 50.0 ml di soluzione di H 2 O 2 (34.02 uma) contenente 4.50 g di H 2 O 2 per litro di soluzione. ( kpa = 1 atm; R = m 3 Pa mol -1 K -1 = atm L mol -1 K -1 ) R = 0,161 L O g / g mol -1 = mol di H 2 O 2 in un Litro di soluzione mol L L = 0,0066 mol di H 2 O 2 in 50.0 ml di soluzione da PV = nrt si ottiene: V = (n R T) / P = ( mol m 3 Pa mol -1 K K) / 1, Pa = m 3 = m 3 = L = L O 2 Esercizio 3.2. Data la reazione: C6H12O6 + O2 CO2+ H2O a) bilanciare l equazione chimica; b) calcolare il volume (STP) di O2 necessario a far reagire una mole di glucosio (C6H12O6). R(a) = C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O ; R(b) = litri di O2 b) 1 mol di glucosio riduce 6 mol di ossigeno 22.4 litri mol mol = litri di O2

2 Esercizio 3.3. Calcolare la quantità in grammi di Cl2 che occupa un volume di 682 ml alla temperatura di 38.2 C e alla pressione di 435 torr. Quale sarebbe la pressione del gas se contemporaneamente la temperatura (centigrada) triplica e il volume è dimezzato? PM (Cl 2 ) = g mol -1 Da PV = g RT / PM g = (PM. PV) / RT [70.90 (g mol -1 ) (L). (435 / 760) (atm)] / (atm L mol -1 K -1 ) K = g Cl 2 T finale = K n Cl2 = mol P = nrt / V = ( ) / = atm Esercizio 3.4. Un contenitore del volume di 2 L viene riempito di N2 a 22 C e 740 torr. Si aggiungono poi 2 L di He e 2 L di Ne misurati a 22 C e 740 torr. La temperatura resta costante. Calcolare la pressione totale esercitata dal miscuglio di gas. Poiché la pressione dipende dal numero di particelle (e non dal tipo), visto che volumi uguali di gas (nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, come in questo esercizio) contengono lo stesso numero di particelle, la pressione è semplicemente triplicata. P finale = 740 (torr). 3 = 2220 (torr) = 2220 (torr) / 760 (torr atm -1 ) = atm Esercizio 3.5. Un miscuglio di gas ha la seguente composizione in volume: SO2 40 %, N2 20 %, O2 30 %, H2O 10 %. Calcolare la composizione in peso. PM(SO 2 ) = g mol -1 PM(N 2 ) = 28.0 g mol -1 PM(O 2 ) = 32.0 g mol -1 PM(H 2 O) = 18.0 g mol -1 La composizione percentuale in volume corrisponde alla composizione percentuale in moli: 1 mole di gas contiene 0.4 moli di SO 2, 0.2 moli di N 2, 0.3 moli di O 2 e 0.1 moli moli di H 2 O e, passando ai grammi: 0.4 mol g mol -1 = g (SO 2 ) 0.2 g g mol -1 = 5.6 g (N 2 ) 0.3 mol g mol -1 = 9.6 g (O 2 ) 0.1 g g mol -1 = 1.8 g (H 2 O) = g peso totale Composizione % in Peso SO 2 : (25.62 / 42.62). 100 = % N 2 : (5.6 / 42.62). 100 = % O 2 : (9.6 / 42.62). 100 = % H 2 O : (1.8 / 42.62). 100 = 4.22 % Esercizio 3.6. In un recipiente è contenuta una miscela di N2, O2 e CH4 (metano). La miscela esercita alla temperatura di 32.5 C una pressione di 5.12 atm. Sapendo che la composizione in peso della miscela è N2 = 50.5 %, O2 = 22.9 % e CH4 = 26.6 %, calcolare la composizione percentuale in volume della miscela e le pressioni parziali dei tre gas espresse in torr. 100 g della miscela vengono riscaldati a 300 C, tutto l ossigeno reagisce con CH4 secondo la reazione: CH4 (g)+ 2 O2 (g) CO2 (g)+ 2 H2O (g).

3 Calcolare la composizione (in moli) nel recipiente a fine reazione. PM(CH 4 ) = 16.0 g mol -1 PM(N 2 ) = 28.0 g mol -1 PM(O 2 ) = 32.0 g mol -1 In 100 g di miscela: n (N 2 ) = 50.5 (g) / 28.0 (g mol -1 ) = moli n (O 2 ) = 22.9 (g) / 32.0 (g mol -1 ) = moli n (CH 4 ) = 26.6 (g) / 16.0 (g mol -1 ) = moli = moli totali Tenendo presente la proporzionalità tra volumi di gas e moli di gas: moli % (N 2 ) = V % (N 2 ) = / = % moli % (O 2 ) = V % (O 2 ) = / = % moli % (CH 4 ) = V % (CH 4 ) = / = % P(N 2 ) = (atm). 760 (torr atm -1 ) = 1679 torr P(O 2 ) = (atm). 760 (torr atm -1 ) = 667 torr P(CH 4 ) = (atm). 760 (torr atm -1 ) = 1545 torr Secondo la stechiometria della reazione moli di O 2 reagiscono con / 2 = moli di CH 4 formando moli di CO 2 e moli di H 2 O. Dopo la reazione sono presenti: n (N 2 ) = moli n (O 2 ) = 0 moli n (CH 4 ) = = moli n (CO 2 ) = moli n (H 2 O) = moli n (totali) = = moli totali Esercizio 3.7. L aria è una miscela di gas e contiene il % di O2. Calcolare il volume d aria in m 3 (a T = 25 C, P = 1 atm) necessario alla combustione di 1 L di etere etilico (liquido, d = g ml -1, PM = g mole -1 ). La reazione che avviene è: C2H5OC2H5 (l) + 6 O2 (g) 4 CO2 (g) + 5 H2O (l). 1 (L). 713 (g L -1 ) = 713 g peso di un litro di etere che contiene 713 / = 9.62 moli di etere Per bruciare 9.62 moli di etere servono = 57.7 moli di O 2 V (O 2 ) = nrt / P = ( ) / 1 = L = (L) (m 3 L -1 ) = 1.41 m 3 Poiché solo il % dell aria è O 2 servono V = (100 / 20.95) = 6.73 m 3 di aria

4 Esercizio ml di una miscela gassosa composta da CO2, N2O5 e C2H6 a 1 atm vengono fatti gorgogliare attraverso una soluzione di Ba(OH)2 che assorbe quantitativamente CO2 e N2O5 secondo le reazioni: Ba(OH)2 + CO2 Ba(CO)3 + H2O Ba(OH)2 + N2O5 Ba(NO3)2 + H2O Il volume del gas residuo è 2.45 ml alle stesse condizioni di T e P. Il BaCO3 che si è formato è un prodotto insolubile che viene filtrato e il suo peso è di 31.4 mg. Trovare la pressione parziale e la frazione molare dei singoli gas. VC2H6 = 2.45 ml (gas residuo) PM BaCO3 = g mole -1 Moli (CO 2 ) = moli (BaCO 3 ) = (g) / (g mol -1 ) = mol V (CO2) = n (CO2) RT / P = ( (mol) (L atm mol -1 K -1 ). 298 (K)) / 1 (atm) = 3.88 ml V (N2O5) = 7.50 ml 2.45 ml 3.88 ml = 1.17 ml Ho i volumi parziali e posso calcolare le pressioni parziali e le frazioni molari P (C 2 H 6 ) = (2.45 ml / 7.50 ml). 1 atm = atm P (CO 2 ) = (3.88 ml / 7.50 ml). 1 atm = atm P (N 2 O 6 ) = (1.17 ml / 7.50 ml). 1 atm = atm Ricordando che: P i = χ i P TOT e che in questo caso P TOT = 1 atm Le frazioni molari sono uguali alle pressioni parziali Esercizio 3.9. Una lega di Al-Mg viene trattata con HCl. Dal trattamento di 4.2 g si ottengono 3.99 L di H2 a c.n.. Calcolare la percentuale di Al nella lega date le reazioni: 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2 Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 PA Al = 27 (g mol -1 ) PA Mg = 24.3 (g mol -1 ) 3.99 (L) / (L mol -1 ) = moli di H 2 se x = g di Al 4.2 x = g di Mg dalla prima reazione moli di H 2 (formate da Al) = (3 / 2). moli di Al dala seconda reazione moli di H 2 (formate da Mg) = moli di Mg moli di H 2 = (3 / 2). moli di Al + moli di Mg = (3 /2). (x / PA Al ) + (1). [(4.2 x) / PA Mg )] x = 0.36 g di Al e = 3.84 g di Mg % Al = 0.36 / 4.2 = 8.6 % % Mg = 3.84 / 4.2 = 91.4 %

5 Esercizio Scrivere e bilanciare la reazione tra biossido di carbonio e acqua per dare glucosio (C 6 H 12 O 6 ) e ossigeno. Assumendo che la reazione sia quantitativa, calcolare i mg di glucosio che si formano facendo reagire ml di biossido di carbonio, misurato a 25 C e 1.00 atm, con 130 mg di acqua. 6 CO H 2 O C 6 H 12 O O 2 moli di CO 2 : n = PV / RT ( ) / ( ) = moli moli di H 2 O: g / (18 g mol -1 ) = moli la CO 2 è il reagente limitante moli glucosio = moli CO 2 / 6 = / 6 = PM (C 6 H 12 O 6 ) = 180 massa glucosio = mol. (180 g mol -1 ) = g = 162 mg Esercizio (a) Bilanciare la seguente reazione in soluzione acquosa: permanganato di potassio + perossido di idrogeno biossido di manganese + idrossido di potassio + ossigeno elementare + acqua. (b) Calcolare il volume di ossigeno (STP) teoricamente ottenibile dalla reazione a partire da 15.0 g di permanganato di potassio (PF = uma). (a) KMnO 4 + H 2 O 2 MnO 2 + KOH + O 2 + H 2 O +I +VII II +I -I +IV II +I II +I 0 +I -II Stati di ossidazione: KMnO 4 + H 2 O 2 MnO 2 + KOH + O 2 + H 2 O +VII +IV semireazione di riduzione - MnO 4 MnO 2 aggiungo elettroni - MnO e - MnO 2 bilancio le cariche - MnO e - MnO OH - bilancio le masse - MnO e H 2 O MnO OH - semireazione bilanciata semireazione di ossidazione H 2 O 2 O 2 aggiungo elettroni H 2 O 2 O e - bilancio le cariche H 2 O OH - O e - bilancio le masse H 2 O OH - O e H 2 O semireazione bilanciata (MnO e H 2 O MnO OH - ). 2 (H 2 O OH - O e H 2 O) MnO e H 2 O + 3 H 2 O OH - 2 MnO OH O e H 2 O 2 MnO H 2 O 2 2 MnO OH H 2 O + 3 O 2 reazione bilanciata In forma molecolare (aggiungo 2 K + sia tra i prodotti che tra i reagenti): 2 KMnO H 2 O 2 2 MnO KOH + 2 H 2 O + 3 O 2 (b) 15.0 g di KMnO 4 / ( g mol -1 ) = mol di KMnO mol di KMnO 4. (3 mol O 2 / 2 mol KMnO 4 ) = mol O mol O L mol -1 = 3.19 L O 2 Esercizio g di Al sono completamente attaccati da una soluzione diluita di acido solforico, secondo la reazione: 2 Al + 6 H + 2 Al H 2 Si calcoli il volume di idrogeno (misurato a 298 K e alla P di 1.00 bar) che è svolto dalla reazione bar = 10 5 Pa; 1 atm = Pa R = 0,08206 L atm mol -1 K -1 = J mol -1 K -1 = Pa m 3 mol -1 K -1

6 mol Al = 5.00 g / g mol -1 = mol Dalla stechiometria della reazione si ricava che: : x = 2 : 3 e quindi x = 0,288 mol H 2 sviluppato V= nrt/p = (0.288 mol Pa. m 3 mol -1 K K) / 10 5 Pa = m 3 = 7.14 dm 3 Poiché 1 bar = atm, avremmo ottenuto lo stesso risultato facendo: V (in litri) = mol L atm mol -1 K K / atm = 7.14 L Esercizio Calcolare la P totale di una miscela gassosa costituita da 5.08 x molecole di biossido di carbonio, 7.83 g di ossigeno molecolare e mol di azoto molecolare in un volume di 26.4 L a T = 23.0 C. Calcolare le pressioni parzia li. mol CO 2 = / = mol mol O 2 = 7.83 g / g mol -1 = mol mol N 2 = mol n TOT = ( ) mol = mol P TOT = n TOT RT / V = (1.919 mol L atm mol -1 K K) / 26.4 L = 1.77 atm Le P parziali risultano da : P (CO 2 ) = n (CO 2 ) RT / V = atm P (O 2 ) = n (O 2 ) RT / V = atm P (N 2 ) = n (N 2 ) RT / V = atm P TOT = = 1.77 atm Esercizio Calcolare il volume di H 2 che può reagire con 5.00 dm 3 di N 2 ad una certa T e P ed il volume di ammoniaca che si può formare. N H 2 2 NH 3 N H 2 2 NH 3 Nei gas, il volume è proporzionale al numero di moli; dai rapporti stechiometrici si deduce che: Volume H 2 = 3. 5 dm 3 = dm 3 Volume NH 3 = 2. 5 dm 3 = dm 3 Esercizio g di H 2 sono introdotti in un recipiente di 1.00 dm 3 contenente He a T = 100 C alla P = 560 Torr. Calcolare la P totale del recipiente mantenuto alla stessa temperatura. 560 Torr / 760 Torr / atm = atm moli He = PV / RT = (0.737 atm L) / ( L atm mol -1 K K) = mol mol H 2 = 1.50 g / g mol -1 = mol totali = mol P TOT = n TOT RT / V = ( mol L atm mol -1 K K) / 1.00 L = 23.3 atm Esercizio Un volume di etano, quando è bruciato con aria, forma 10.0 L di CO 2. Un volume diverso di metano (alla stessa T e P) forma 20.0 L di anidride carbonica. In quale rapporto stanno i volumi dei due gas? C 2 H 6 + 7/2 O 2 2 CO H 2 O CH O 2 CO H 2 O Volume etano = ½ Volume CO 2 = 5.00 L Volume metano = volume CO 2 = 20.0 L Il rapporto fra i due gas è 5:20 = 1:4

7 Esercizio g di NH 4 NO 3 solido vengono scaldati a 200 C in un recipiente i nizialmente vuoto di 10.0 dm 3 di volume. Si sono formati N 2 O e H 2 O che esercitano una P = 1.50 bar a 200 C. Calcolare quanto reagente rimane indecomposto in queste condizioni. La reazione è: NH 4 NO 3 N 2 O (g) + 2 H 2 O (g) n TOT = P TOT V TOT /RT = ( Pa m 3 ) / ( Pa m 3 mol -1 K K) = mol Dai coefficienti stechiometrici deduco che: n NH 4 NO 3 = 1 / 3 mol totali = / 3 mol = mol P.M. NH 4 NO 3 = 80.1 g mol -1 Quantità di reagente indecomposto: 20,0 g (0,127 mol. 80,1 g mol -1 ) = 9,81 g Esercizio Trovare la max quantità in g di CO 2 che si ottiene dall equazione (da bilanciare): C 2 H 5 OH + O 2 CO 2 + H 2 O quando si hanno 6.50 g etanolo, 8.50 L O 2 a 580 Torr e 25 C C 2 H 5 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O 580 Torr/760 Torr atm -1 = atm mol etanolo = 6.50 g / 46,07 g mol -1 = mol mol O 2 = PV / RT = (0.763 atm L) / ( L atm mol -1 K K) = mol Rapporto stechiometrico etanolo: O 2 = 1:3 L ossigeno è in difetto. Sulla base della stechiometria di reazione: mol : 3 = x : 2 da cui x = mol CO 2 g CO 2 = mol g mol -1 = 7.78 g CO 2 Esercizio Il biossido di manganese è ossidato a manganato di potassio, con svolgimento di idrogeno elementare, per azione ad elevata temperatura dell idrossido di potassio. (a) scrivere l equazione chimica bilanciata (b) calcolare i grammi di prodotto solido e il volume (STP) del prodotto gassoso ottenibili a partire da g di biossido di manganese (PM = uma) e g di idrossido di potassio (a) MnO KOH K 2 MnO 4 + H 2 (b) g / g mol -1 = mol MnO g / g mol -1 = mol KOH mol MnO 2 richiedono = mol di KOH che non sono disponibili KOH è il reagente limitante mol KOH. (1 mol K 2 MnO 4 / 2 mol KOH) = mol K 2 MnO mol g mol -1 = g K 2 MnO 4 formati Si formano mol di H mol L mol -1 = 20.0 L volume di H 2 formato Esercizio La reazione tra il pentacloruro di fosforo (PM = uma) e acqua (PM = uma) dà luogo a acido ortofosforico (PM = uma) e acido cloridrico (PM = uma). (a) scrivere l equazione chimica bilanciata (b) facendo reagire g di pentacloruro di fosforo e g di acqua, calcolare quanti grammi di acido cloridrico e acido ortofosforico si possono teoricamente ottenere (c) Calcolare a quale volume (STP) di cloruro di idrogeno corrispondono i grammi di acido cloridrico ottenuti (a) PCl H 2 O H 3 PO HCl (b) g / g mol -1 = mol di PCl g / g mol -1 = mol di H 2 O Per far reagire completamente mol di PCl 5 sono necessarie = mol di H 2 O, quindi l acqua è in eccesso e il PCl 5 è il reagente limitante

8 Si formano: mol g mol -1 = g di H 3 PO mol g mol -1 = g di HCl (c) V (STP) = mol L mol -1 = 3.56 L di HCl Esercizio Il fosforo elementare (P 4 ) si prepara per riduzione dell ortofosfato di calcio con carbone e biossido di silicio, con formazione di monossido di carbonio e silicato di calcio. (a) Scrivere l equazione chimica bilanciata relativa alla reazione. Calcolare (b) i grammi di silicato di calcio e (c) il volume (STP) dei prodotti gassosi, teoricamente ottenibile a partire da g di fosfato di calcio e g di carbone. a) 2 Ca 3 (PO 4 ) C + 6 SiO 2 10 CO + 6 CaSiO 3 + P 4 b) 100 g / g mol -1 = mol di Ca 3 (PO 4 ) g / g mol -1 = 8.33 mol di C rapporto stechiometrico 2 / 10 = 1 / 5 se ho mol di Ca 3 (PO 4 ) 2 servirebbero = 1.66 mol di C C reagente in eccesso; Ca 3 (PO 4 ) 2 reagente limitante = 1.66 mol di C / 2 = mol di P = mol di CaSiO mol g mol -1 = g di CaSiO mol L mol -1 = L di CO mol L mol -1 = 3.61 L di P 4 Esercizio Si mescolano 0.71 g di Cl 2 con 1.00 g di F 2 in un pallone dal volume di 258 ml, a 23 C. Sapendo che i due elementi reagiscono quantit ativamente a dare trifluoruro di cloro (anch esso gassoso): a) scrivere l equazione di reazione; b) prevedere se la pressione totale nel recipiente di reazione sarà maggiore o minore a fine reazione; c) calcolare le pressioni parziali dei due reagenti prima della reazione; d) individuare il reagente limitante, e) calcolare le moli di prodotto formate e quelle di reagente in eccesso rimaste; f) calcolare infine le frazioni molari e la pressione totale alla fine della reazione (nel pallone da 258 ml, a 23 C), verificando l esa ttezza della previsione fatta al punto b. a) Cl F 2 2 ClF 3 b) La reazione comporta diminuzione del numero di moli e quindi provocherà diminuzione della pressione. c) moli Cl 2 = 0.71 / 70.9 = ; moli F 2 = 1.00 / 38 = p Cl2 = nrt / V = ( ) / = 0.94 atm; p F2 = ( ) / = 2.47 atm d) rapporto fra i coefficienti di F 2 e Cl 2 : 3 / 1. Rapporto fra le moli 2.63 / 1 = Il fluoro è il reagente limitante. e) Le moli di ClF 3 formate saranno ( / 3). 2 = ; le moli di Cl 2 reagite saranno ( / 3) = e quelle rimaste saranno = f) A fine reazione le moli totali saranno quelle di Cl 2 in eccesso più quelle di prodotto (consideriamo trascurabili le moli di reagente limitante rimaste, essendo questo per definizione consumato "completamente"). Quindi =

9 Frazione molare Cl 2 = / = 0.066; frazione molare ClF 3 = / = Pressione totale = ( / 0.258) = 1.76 atm. Come previsto al punto b, questa pressione è minore di quella iniziale (pari alla somma delle due pressioni parziali, ). Esercizio Determinare il volume di Cl 2, misurato a 25 C e 750 torr, che si sviluppa dalla reazione in ambiente acido di 20.0 ml di KMnO M con 20.0 ml di una soluzione 1.00 M di NaCl. (N.B. Per prima cosa scrivere la reazione in forma ionica e bilanciarla. Ricordate che MnO 4 - si riduce a Mn 2+ ). La reazione che avviene è la ossidazione dei cloruri da parte del permanganato: 2 MnO Cl H + 2 Mn Cl H 2 O Per determinare il volume di Cl 2 bisogna conoscere le moli di Cl 2, che si ottengono individuando il reagente limitante. mmoli di MnO 4 - = = 3.00; mmoli di Cl - = = Rapporto dato moli Cl - / moli MnO 4 - = 20 / 3 = Tale rapporto è maggiore del rapporto dei coefficienti stechiometrici (10 / 2 = 5). Quindi il cloruro è in eccesso e il permanganato è il reagente limitante. mmoli di Cl 2 formate = mmoli limitante. (coeff. stech. Cl 2 ) / (coeff. stech. limitante) = (5 / 2) = V = nrt / P = ( ) / (750 / 760) = 186 ml. Esercizio Una miscela di ml di CH 4 e ml di O 2, misurati a 1.00 atm e 127 C, è fatta reagire, con formazione di CO 2 e acqua gassosa, fino a esaurimento del reagente in difetto (scrivere la reazione bilanciata). Calcolate (a) il valore della pressione totale a fine reazione, alla stessa temperatura, in un recipiente di 1.50 L; (b) il valore della pressione parziale di CO 2 nelle stesse condizioni; (c) la percentuale in massa di CO 2 nella miscela finale (PA: H 1.01; C 12.01; O 16.00). CH O 2 CO H 2 O moli CH 4 iniziali = PV / RT = ( ) / ( ) = moli O 2 iniziali = ( ) / ( ) = Il rapporto fra le moli di O 2 e CH 4 è maggiore del rapporto dei coefficienti, quindi CH 4 è limitante. moli CO 2 formate = moli limitante. (coeff. stech. CO 2 ) / (coeff. stech. limitante) = moli H 2 O formate = moli limitante. (coeff. stech. H 2 O) / (coeff. stech. limitante) = Nella miscela finale sono presenti anche le moli del reagente in eccesso rimaste non reagite: moli O 2 reagite = moli limitante. (coeff. stech. O 2 ) / (coeff. stech. limitante) = moli O 2 rimaste non reagite = moli iniziali - moli reagite = = Moli totali a fine reazione = = a) P totale = n totali. (RT / V) = ( ) / 1.50 = atm b) pco 2 = χ CO2. P totale. χ CO2 = moli CO 2 / moli totali = / = pco 2 = = c) massa CO 2 = = g; massa H 2 O = = g; massa O 2 residua = = g. Massa totale = g Percentuale in massa CO 2 = [(massa CO 2 ) / (massa totale)]. 100 = 47.2 % Esercizio Calcolare la massa molare di un gas sapendo che ha densità g L -1 a 26.4 C e atm, assumendo comportamento ideale. M = drt / P = ( ) / = 41.99

10 Equilibri in Fase Gassosa Esercizio 4.1. Azoto e idrogeno sono posti in un recipiente alle concentrazioni di M e M, rispettivamente. All equilibrio, la concentrazione di NH 3 è M. Quale è il valore della costante di equilibrio per questa reazione? La reazione è: N H 2 2 NH 3 K c = [NH 3 ] 2 /[N 2 ][H 2 ] 3 dai coefficienti stechiometrici della reazione si ha che, in ogni dm 3 di soluzione, per la formazione di mol di NH 3 devono aver reagito / 2 mol di N 2 e (0.150 / 2). 3 mol di H 2 quindi: Iniziale Equilibrio [N 2 ] = [N 2 ] = = [H 2 ] = [H 2 ] = = [NH 3 ] = 0 [NH 3 ] = K c = (0.150) 2 /(0.425)(0.575) 3 = Esercizio 4.2. Una miscela di iodio e idrogeno è scaldata a 490 C. Le concentrazioni all equilibrio sono [I 2 ] = 3.1 mm e [HI] = 2.7 mm. Calcolare la concentrazione all equilibrio di H 2, sapendo che a questa T, per la reazione H 2 + I 2 2HI la K c è 46 H 2 + I 2 2HI K c = [HI] 2 /[H 2 ][I 2 ] = 46 all equilibrio: [H 2 ] = [HI] 2 / [I 2 ] Kc = ( ) 2 / [( ). 46] da cui: [H 2 ] = Esercizio 4.3. Calcolare la composizione all equilibrio della miscela che si ottiene quando HI è posto in un recipiente rigido in concentrazione 2.1 mm e scaldato a 490 C. A questa T, la K c della reazione 2 HI H 2 + I 2 è K c = [H 2 ][I 2 ]/ [HI] 2 Se 2 x sono le mol di HI che si dissociano in ogni dm 3 avrò la formazione di x mol di H 2 ed di I 2, quindi posso scrivere: Iniziale Finale [HI] = [HI] = x [H 2 ] = 0 [H 2 ] = x [I 2 ] = 0 [I 2 ] = x K c = x 2 / ( x) 2 x = Esercizio 4.4. Data la seguente reazione a: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) con K c = a 340 C Calcolare le concentrazioni all equilibrio s apendo che le concentrazioni iniziali delle tre sostanze sono M.

11 K c = [PCl 3 ][Cl 2 ]/[PCl 5 ]= Se x sono le mol di PCl 5 che si dissociano, x saranno le mol di PCl 3 e di Cl 2 che si formano, quindi: Conc. iniziali finali PCl x Cl x PCl x K c = ( x) 2 / ( x) = x x = 0 x 1 = x 2 = x 2 darebbe conc. < 0 per i prodotti, quindi va scartata Esercizio 4.5. Calcolare il valore di K p per la reazione: N 2 O 4 2 NO 2 a 25 C, sapendo che K c (25 C) = K c = [NO 2 ] 2 /[N 2 O 4 ] = Sapendo che K p = K c (RT) (2-1) = K c RT K p = = 0.98 (atm) Esercizio 4.6. Calcolare i valori di K p per la reazione: SO 2 (g) + ½ O 2 (g) SO 3 (g) alla temperatura di 873 K, sapendo che introducendo SO 2 e O 2, entrambi inizialmente alla pressione parziale di 1 atm in un recipiente vuoto da 20 L, si ottengono, quando è raggiunto l equilibrio, 0.24 moli di SO 3. P SO3 = n SO3. RT / V = ( ) / 20 = 0.86 atm P SO2 = = 0.14 atm P O2 = 1 (0.86 / 2) = 0.57 atm K p = P SO3 / [P SO2. (P O2 ) 1/2 ] = 0.86 / [0.14. (0.57) 1/2 ] = 8.14 Esercizio 4.7. Introducendo 1 mole di NH 3 gassosa in un recipiente da 5 litri mantenuto a 400 C, si trova che quando la reazione 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) ha raggiunto l equilibrio, la concentrazione molare dell azoto risulta M. Calcolare il valore di K c e di K p, utilizzando per quest ultima costante come unità di pressione le atmosfere. 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) Conc. iniziali finali NH 3 1/5 = = N H = K c = ( ) / = K p = K c. (RT) 2 = ( ) 2 =

12 Esercizio L di H2 a T = 25 C e P = 752 torr vengono fatti passare attraverso un forno tubolare a 1100 C contente FeO. All interno del forno si instaura l equilibrio: FeO (s) + H2 (g) Fe(s) + H2O (g) Il gas uscente viene fatto passare in un tubo contenente CaCl2 che assorbe l acqua formatasi. L aumento di peso è di g. Calcolare la Kc e Kp della reazione. Esercizio 4.9. Una mole di H2 e una mole di I2 sono riscaldate in una camera di V = 30 L a 448 C. A tale temperatura si instaura l equilibrio H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) con Kc = 50. Quante moli di I2 non hanno reagito? H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 1- x 1-x 2x Risolvo l equazione di II grado: 0.08x 2 = (1-x) x 2 2x + 1 = 0 Ho due soluzioni: x 1 = e x 2 = Chiaramente la seconda soluzione è da scartare. Moli di I2 rimaste = = Esercizio S consideri l equilibrio: 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) Sapendo che, introducendo 1 mole di NH3 gassosa in un reattore da 5 L a 400 C la concentrazione dell azoto all equilibrio è di moli L -1, calcolare K c e K p. 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)

13 Moli iniziali Moli all eq 1 2x x 3x x = [N2]. V = = 0.43 moli di N 2 all equilibrio 3x = = 1.29 moli di H 2 all equilibrio (1 2x) = ( ) = 0.14 moli di NH 3 all equilibrio Poiché: Kp = Kc (RT) ν e ν = 2 K p = K c (RT) 2 = Esercizio Data la costante di equilibrio a 1000 K (Kp = 2.61) della seguente reazione: C(s, grafite) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) (gas d acqua) Calcolare la pressione parziale di CO in equilibrio con la grafite e H2O quando PH2O è 2 atm. Se la reazione avviene in un recipiente di 10 litri ed erano stati introdotti 10 g di grafite quanti ne sono rimasti? 2.61 = (P CO. P H2 ) / P H2O = (P CO. P H2 ) / 2 ma P CO = P H2 per cui: P CO = ( ) 1/2 = atm dalla stechiometria della reazione ho che n CO = n C, per cui hanno reagito moli di grafite cioè: g C = = g Per cui nel reattore restano = g di grafite. Esercizio g PCl 5 sono inizialmente posti in un recipiente di 1.00 dm 3 a T = 573 K. Quando si è raggiunto l equilibrio, si sono formati nel recipiente 4.55 g di PCl 3 secondo l equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Calcolare K c g / g mol -1 = mol moli di PCl 3 (g) all equilibrio in 1.00 dm 3 (= 1.0 L) [PCl 3 ] = M Poiché i rapporti stechiometrici sono i seguenti: PCl 5 : PCl 3 : Cl 2 = 1 : 1 : 1, e all inizio non era presente Cl 2 All equilibrio avrò: mol Cl 2 in 1.00 litri [PCl 5 ] = ([10.0 g / g mol -1 ] / 1.00 L ) M = M K c = ( [PCl 3 ] [Cl 2 ]) / [PCl 5 ] = (0.0331) 2 / =

14 Esercizio In un recipiente vuoto di 10.0 dm 3 di volume, sono poste 1.0 mol PCl 3 e 2.0 mol Cl 2 e la miscela è portata ad una temperatura alla quale tutti i componenti che prendono parte alla reazione: PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g) sono in fase gassosa. Calcolare quante mol di PCl 5 si sono formate all equilibrio, sapendo che K c = 5.5 dm 3 mol -1. Calcolare inoltre quante moli di PCl 5 si formano se, dopo che è stato raggiunto l equilibrio, altre 4 mol di PCl 3 sono aggiunte nello stesso recipiente alla stessa T. Conc. iniziale di PCl 3 = 1.0 mol / 10.0 L = 0.10 M Conc. iniziale di Cl 2 = 2.0 mol / 10.0 L = 0.20 M PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g) all equilibrio: 0.1-x 0.2-x x K c = 5.5 = [PCl 5 ]/([PCl 3 ] [Cl 2 ]) = x / [(0.1-x)(0.2-x)] da cui ricaviamo: x = = [PCl 5 ] [PCl 3 ] = 0.1 x = = M [Cl 2 ] = 0.2 x = = M All equilibrio si sono formate: mol L L = mol di PCl 5 aggiungo 4 mol PCl 3 (0.4 M poiché V = 10 L) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g) Conc iniziali: Conc all equilibrio: x x x Risolvendo l equazione di 2 grado ottengo le soluz ioni x 1 = e x 2 = (la prima è da scartare perché darebbe concentrazioni negative di PCl 3 e Cl 2 ) Quindi le nuove concentrazioni saranno: [PCl 3 ] = = M [Cl 2 ] = = M [PCl 5 ] = = M All equilibrio si sono formate: mol L L = mol di PCl 5 L equilibrio si è spostato a destra Esercizio g di CO e 10.0 g di Cl 2 sono posti in un recipiente di 1.00 dm 3 che già contiene 10.0 g di COCl 2. La miscela è scaldata ad una temperatura alla quale la reazione: CO (g) + Cl 2 (g) COCl 2 (g) ha K c = 5.50 e tutte le specie sono in fase gassosa. Calcolare la massa di tutte le specie all equilibrio. CO (g) + Cl 2 (g) COCl 2 (g) mol CO = 10.0 g / 28.0 g mol -1 = mol CO contenute in 1.0 L. Quindi [CO] iniz = M mol Cl 2 = 10.0 g / 70.9 g mol -1 = mol CO contenute in 1.0 L. Quindi [Cl 2 ] iniz = M mol COCl 2 = 10.0 g / 98.9 g mol -1 = mol CO contenute in 1.0 L. Quindi [COCl 2 ] iniz = M CO (g) + Cl 2 (g) COCl 2 (g) all equilibrio: x x x 5.50 = (0.101+x) / [(0.375-x)(0.141-x)] da cui si ricava x = M (l altra soluzione darebbe concentrazioni negative di CO e Cl 2 ) Quindi, all equilibrio: g CO = 28.0 g mol mol = 8.99 g g Cl 2 = 70.9 g mol = 6.20 g g COCl 2 = 98.9 g mol = 15.3 g

15 La soma delle masse fa g; dovrebbe venire 30 g (per il principio della conservazione delle masse: all inizio c erano 10.0 g dei tre componenti), il piccolo errore è dovuto al fatto che abbiamo usato solo tre cifre significative per i calcoli Esercizio Una certa quantità di NO 2 è introdotta in un recipiente chiuso che, successivamente, viene scaldato fino alla temperatura T. Avviene la seguente reazione: 2 NO 2 (g) 2 NO (g) + O 2 (g) A questa temperatura, la pressione totale nel recipiente è pari a 1.68 atm e la pressione parziale dell NO è pari a atm. Calcolare K p. n moli e P parziali sono proporzionali! Se, all equilibrio, la P(NO) = atm, sulla base della stechiometria di reazione, dovrà essere: P(O 2 ) = 1/2 P(NO) = / 2 atm = atm P(NO 2 ) = P(tot) [P(O 2 ) + P(NO)] = [ ( )] atm = atm Da cui : K p = [NO] 2 [O 2 ] / [NO 2 ] 2 = atm Esercizio Il nitrato d ammonio si decompone per riscaldamento, secondo la reazione: NH 4 NO 3 (s) N 2 O (g) + 2 H 2 O (g) 20.0 g di sale sono posti in un recipiente di 10.0 dm 3, inizialmente vuoto, e quando la reazione ha raggiunto l equilibrio a 500 K, la P nel recipiente è 1.50 bar. Calcolare la K p della reazione. NH 4 NO 3 (s) N 2 O(g) + 2 H 2 O(g) K p = P (N2O). P 2 (H2O) Rapporto molare tra N 2 O (g) e H 2 O (g) = 1 : 2. Quindi le P parziali staranno negli stessi rapporti. P TOT = 1.50 bar = 2x + x dove x = P (N2O) Si ricava che: P (N2O) = bar e P (H2O) = 1.00 bar Sapendo che 1 atm = 1.01 bar: K p = (1.00/1.01) 2. (0.500/1.01) = atm 3 Esercizio Un reattore di 5.0 L, nel quale è stato fatto il vuoto, viene caricato con mol di azoto molecolare e mol di ossigeno molecolare e portato a 2400 C. Sapendo che, a questa temperatura, K p = , calcolare la P parziale delle specie all equilibrio. N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO(g) Inizialmente: pn 2 = po 2 = nrt / V = ( ) / 5.0 = atm All equilibrio: pno = 2x; pn 2 = po 2 = x K p = pno 2 / (pn 2. po 2 ) = 4x 2 /( x) 2 = da cui: x = atm pno = 2x = atm pn 2 = po 2 = ( ) atm = atm Equilibri in Soluzione Esercizio 4B.1. Data la reazione A + B C + 2D in fase omogenea in soluzione, con H = kj mol -1, S = 50 J K -1 mol -1, a) calcolare il valore di G e della costante di equilibrio a 300 K. (b) Indicare il verso in cui evolverà una miscela in cui [A] = 1.50 M, [B] = 1.0 M, [C] = 0.50 M, [D] = 2.0 M, a 300 K; (c) impostare i calcoli per determinare le concentrazioni all equilibrio; (d) determinare la temperatura a cui si inverte la spontaneità della reazione.

16 a) G = H - T S = = J mol -1. Essendo -RTlnK = G, risulta lnk = / ( ) = Da cui K = 7.43 b) Q = [C][D] 2 /[A][B] = Essendo Q < K la reazione decorrerà da sinistra a destra. c) Indicando con x la concentrazione di C formata, si ha [A] = x; [B] = x ; [C] = x; [D] = x. Inserendo questi valori nella espressione della K, si ottiene l equazione ( x)( x) 2 / (1.5 - x)(1.0 - x ) = d) La spontaneità si inverte quando il termine entropico e termine entalpico hanno lo stesso valore, ovvero H = T S. Quindi T = H / S = 200 K Equilibri Acido-Base Esercizio 5.1. Calcolare il ph di 100 ml di soluzione acquosa di CH3COOH 0.20 M (Ka = ): a) all inizio; b) dopo aggiunta di 20.0 ml di una soluzione acquosa di idrossido di sodio 0.50 M; c) dopo aggiunta di 40.0 ml (complessivi delle due aggiunte) della soluzione acquosa di idrossido di sodio 0.50 M. Ra = ph = - log [H3O + ] = 2.73 Rb = ph = -log [H3O + ] = Rc = ph = -log [H3O + ] = 8.95 a) CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + [ ] iniz [ ] eq 0.20 x x x K a = ([CH3COO- ]. [H3O + ]) / [CH3COOH] x 2 / (0,20 x) = x = [H3O + ] = M ph = - log [H3O + ] = 2.73 b) L mol L -1 = mol di acido iniziali L 0.50 mol L -1 = mol di base aggiunte (1 volta) la base (in difetto) reagisce completamente e si formano mol di CH3COO -, restano = mol di CH3COOH [CH3COO - ] = [CH3COOH] = mol / L = mol L M CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + [ ] iniz [ ] eq x x x K a = = [CH3COO - ] [H3O + ] / [CH3COOH] = ( x) x / (0.083 x) = x x = [H3O + ] = K a = ph = -log [H3O + ] = c) L mol L -1 = mol di base aggiunte complessivamente (1 + 2 volta) base e acido reagiscono completamente, si formano mol di CH3COO - [CH3COO - ] = mol / L = mol L -1 = M CH3COO - + H2O CH3COOH + OH - [ ] iniz [ ] eq x x x

17 K b = K w / K a = 5, ([CH3COOH] [OH - ]) / [CH3COO - ] = x 2 / (0.143 x ) x = [OH - ] = mol L -1 = M [H3O + ] = M ph = -log [H3O + ] = 8.95 Esercizio 5.2. Il ph di una soluzione acquosa di un acido debole monoprotico HA M è a) Calcolare la Ka dell acido. b) Quanti ml di idrossido di sodio 0.10 M sono necessari per titolare 25 ml della soluzione acquosa dell acido dato? c) Il ph della soluzione acquosa all equivalenza sarà acido, basico o neutro? Motivare. R(a) = K a = R(b) = ml di idrossido di sodio 30 ml R(c) = ph soluzione all equivalenza è basico a) [H + ]eq = 10 -ph = = mol L -1 Concentrazione delle specie all equilibrio: [HA] = M M M [H + ] = [A - ] = M Sostituendo i valori calcolati nell espressione della K a otteniamo: K a = b) HA + NaOH NaA + H20, all equivalenza le moli di acido sono uguali alle moli di base aggiunte. Ma. Va = Mb. Vb Vb = (Ma. Va) / Mb = mol L L / 0.10 mol L -1 = L = 30 ml di base da aggiungere c) Il ph della soluzione all equivalenza è basico poiché HA è un acido debole e all equivalenza è presente A - base coniugata di un acido debole e quindi mediamente forte A - + H2O AH + OH - Esercizio 5.3. Il ph di una soluzione acquosa di un acido debole monoprotico HA M è (a) Calcolare la Ka dell acido. (b) Quanti ml di idrossido di sodio 0.10 M sono necessari per titolare 15 ml della soluzione acquosa dell acido dato? (c) Calcolare il ph della soluzione acquosa all equivalenza. R(a) : K a = ; R(b) : 34.5 ml ; R(c) : ph = 8.41 a) [H+ ] = 10 -ph = Concentrazione specie all equilibrio: [HA] = ( ) M; [H + ] = [A - ] = M Sostituendo i valori calcolati nell espressione della K a otteniamo: K a = b) I ml di NaOH 0.10 M aggiunti reagiscono con l acido disponibile: HA + NaOH NaA + H2O All equivalenza le moli di acido corrispondono alle moli di base aggiunte. Per calcolare il volume di base da aggiungere usiamo l espressione: Ma. Va = Mb. Vb Vb = Ma. Va / Mb = / 0.10 = 34.5 ml c) Dopo l aggiunta di 34.5 ml di NaOH avrò neutralizzato tutto l acido. All equilibrio in soluzione sarà presente solo NaA. La concentrazione di NaA è uguale a n moli di NaA / Volume finale [NaA] = L mol L -1 / ( ) L = mol / L = M

18 Poiché NaA è completamente dissociato occorre stabilire se vi sono reazioni di idrolisi. Na + non idrolizza mentre A - dà reazione di idrolisi: A - + H2O HA + OH - Kb = [HA] [OH - ]/[A - ] = Kw/Ka = [ ] in C b = [ ] eq C b x x x Calcolo del ph: [OH - ] = (k b.c b ) 1/2 = ( ) 1/2 = M poh = - log [OH - ] = 5.59 ph = poh = = 8.41 Esercizio 5.4. Calcolare il ph e la concentrazione delle specie presenti all'equilibrio in una soluzione ottenuta sciogliendo in 150 cm 3 di acqua 2.4 g di cianuro di potassio (Ka (HCN) = ). R: 11.35; [OH - ] = [HCN] = M; [CN - ] 0.25 M a) KCN K + + CN g / g mol -1 = mol CN - in L di soluzione M = mol / L = 0.25 mol L -1 CN - + H2O HCN + OH - [ ] in [ ] eq 0.25 x x x K b = ( ) / ( ) = [HCN] [OH - ] / [CN - ] = x 2 / (0.25 x) = ([CN - ] 0.25 M) x = [OH - ] = [HCN] = M poh = 2.65 ph = Esercizio g di cloruro d ammonio (PF = uma) sono sciolti in 250 ml di soluzione acquosa. (a) Calcolare il ph e (b) la concentrazione delle specie presenti all equilibrio. La costante di ionizzazione basica dell ammoniaca è Kb = R(a) : ph = 4.96; R(b) : [H3O + ] = [NH3] = M; [NH4 + ] 0.22 M a) NH4Cl NH4 + + Cl - NH4 + + H2O NH3 + H3O + K a = [NH3] [H3O + ] / [NH4 + ] = K w / K b = n moli di NH4Cl = 3.0 g / PF = mol NH4Cl = mol / L = 0.22 M [NH4 + ] = 0.22 M NH4 + + H2O NH3 + H3O + [ ] in [ ] eq (0.22-x) x x K a = [NH3] [H3O + ] / [NH4 + ] = = x 2 / (0.22 x) x = [H3O + ] = ( ) = M ph =- log [H3O + ] = 4.96 b) Calcolo delle concentrazioni all equilibrio: [H3O + ] = [NH3] = M [NH4 + ] 0.22 M Esercizio 5.6. a) Quanti ml di una soluzione di acquosa di acido iodidrico M reagiscono con 10.0 ml di idrossido di rubidio M? b) Qual è la normalità dell acido iodidrico (come acido)? c) Qual è la normalità dell acido iodidrico come ossidante (nelle reazioni in cui lo iodio passa da numero di ossidazione -1 a 0)?

19 a) mol / L L = mol OH - (RbOH Rb + + OH - ) = mol OH - = mol H mol / mol / L = L = 15.0 ml b) N con ACIDO ( perché monoprotico) N con OSSIDANTE (perché scambia 1e - ) Esercizio 5.7. Calcolare il ph di una soluzione M di idrossido di bario. Ba(OH)2 Ba OH - [Ba 2+ ] = M [OH - ] = = M [H3O + ] = Kw / [OH - ] = / = M ph = - log( ) = può anche essere risolto usando il poh poh = -log( ) = 1.57 ph = = Esercizio 5.8. Calcolare il ph di una soluzione ottenuta da 32.8 ml di acido cloridrico concentrato, (al % in peso e densità = g ml -1 ) e acqua fino ad un volume finale di un litro. 1 ml = g 1 L = 1190 g di HCl (1190 g L g) / 100 g = g L g / g mol -1 = mol di HCl in 1 L mol : 1 L = x : L x = mol M = mol / V = mol / 1 L = M ph = - log = Esercizio 5.9. Calcolare a) il ph; b) la concentrazione delle specie presenti all equilibrio, di una soluzione acquosa di acido debole HA 0.30 M essendo la costante di ionizzazione acida K a = ; c) quanti cm 3 di una soluzione acquosa 1.0 M di idrossido di sodio sono necessari per neutralizzare completamente 20.0 cm 3 dell acido HA? HA + H2O A - + H3O + [ ] in [ ] eq 0.30 x x x Ka = [A - ] [H3O + ] / [HA] = x 2 / (0.30 x) x = M = [H3O + ] = [A - ] ph = - log = 4.76 Ma. Va = Mb. Vb = 1. x x = dm 3 = 6.0 ml Esercizio Data una soluzione acquosa di cianuro di potassio 0.10 M, calcolare il ph. La K a dell acido cianidrico è KCN K + + CN -

20 CN - + H2O HCN + OH - [ ] in [ ] eq 0.10 x x x Kb = [HCN] [OH - ]/ [CN - ] = x 2 / 0.10 x Ka. Kb = Kw Kb = Kw / Ka Kb = / = x 2 / (0.10 x) = x = = [OH - ] = [HCN] poh = - log = 2.80 ph = = 11.20

21 Esercizio g di cloruro d ammonio (PF = uma) sono sciolti in 250 ml di soluzione acquosa. Calcolare il ph e la concentrazione delle specie presenti all equilibrio. La costante di ionizzazione basica dell ammoniaca è Kb = NH4Cl NH4 + + Cl mol (NH4Cl) = 3.0 g / = mol M (NH4Cl) = mol/ L = 0.22 M NH 4 + H 2 O NH 3 + H 3 O + [ ] in [ ] eq 0.22 x x x Ka = [NH3] [H3O + ] / [NH4 + ] Ka = x 2 / (0.22 x) Ka. Kb = Kw Ka = Kw / Kb = / = = x 2 / (0.22 x) x = M = [H3O + ] = [NH3] ph = - log = 4.96 Esercizio Calcolare: a) il ph b) la concentrazione delle specie presenti all equilibrio, di una soluzione acquosa di acido debole HA 0.15 M essendo la costante di ionizzazione acida Ka = ; c) quanti cm 3 di una soluzione acquosa 1.0 M di idrossido di sodio sono necessari per neutralizzare completamente 20.0 cm 3 dell acido HA? HA + H 2 O A - + H 3 O + [ ] in [ ] eq 0.15 x x x Ka = [A - ] [H3O + ] / [HA] = x 2 / (0.15 x) x = M = [A - ] = [H3O + ] ph = - log = 3.41 Ma.Va = Mb.Vb 0.15 M L = 1.0. x x = L = 3.0 ml Esercizio Calcolare il ph di una soluzione ottenuta aggiungendo moli di KOH solido a 25.0 ml di acido acetico M (Ka = ). Trascurare la variazione di volume dovuta all aggiunta di KOH solido. KOH K + + OH - Mol (OH - ) = mol (CH3COOH) = mol L L = mol di CH3COOH in 25 ml = mol di CH3COOH e mol CH3COO - dopo la reazione Le concentrazioni iniziali sono: [CH3COOH] = ( ) mol / L = M [CH3COO - ] = ( ) mol / L = M CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + [ ] in

22 [ ] eq x x x Soluzione tampone Ka = [CH3COO - ] [H3O + ] / [CH3COOH] Ka = = ( x). x / ( x) x = = [H3O + ] ph = - log = 4.14 Esercizio Calcolare la Molarità di una soluzione di acido nitrico sapendo che il ph di tale soluzione è M Esercizio È stata preparata una soluzione a partire da g di idrossido di calcio avente volume 2.50 dm 3. Calcolare la [H 3 O + ] e la [OH - ]. [OH - ] = M; [H3O + ] = M Esercizio Calcolare i grammi di NH4Br presenti in una soluzione avente volume 250 cm 3 e ph 4.97.(Kb ammoniaca = ) g Esercizio g di cianuro di sodio sono sciolti in 300 cm 3 di soluzione acquosa. Calcolare il ph e la concentrazione dell specie presenti all equilibrio. La costante di ionizzazione acida dell acido cianidrico è Ka = ph = [OH - ] = [HCN] = Esercizio Calcolare il ph di una soluzione acquosa ottenuta mescolando cm 3 di HCl M e cm 3 di NaOH M. ph = 7 Esercizio Calcolare il ph di una soluzione ottenuta sciogliendo 5.4 g di NH4Cl in cm 3 di acqua distillata. Trascurare la variazione di volume dovuta all aggiunta del sale. Kb(NH3) = ph = 4.63 Esercizio a) Quanti ml di una soluzione di acido solforico M reagiscono con 30.0 ml di idrossido di potassio M? b) quanti grammi di acido sono contenuti in tale volume? c) qual è la normalità della soluzione di acido? D) quale sarà il ph della soluzione finale al punto d equivalenza? a = 30 ml; b = g; c = N; d = neutro Esercizio Calcolare: a) Il ph; b) la concentrazione delle specie presenti all equilibrio, di una soluzione acquosa di una acido debole HA 0.15 M essendo la costante di ionizzazione acida Ka = ; c) quanti cm 3 di una soluzione acquosa 1.0 M di idrossido di sodio sono necessari per neutralizzare completamente 20.0 cm 3 dell acido HA? a = 3.41; b = [H3O + ] = [A - ] = M; [HA] = 0.15 M; c = 3.0 cm 3 Esercizio Calcolare la concentrazione di una soluzione di base debole monoprotica sapendo che ml sono stati titolati con 39.4 ml di HCl 0.03 M. Sapendo inoltre che la base debole ha pk b = 5.1, calcolare il ph della soluzione b) prima della titolazione e c) al punto equivalente. a) [B] = (39.4 ml L ml mol L -1 ) / (25.00 ml L ml -1 ) = mol / L

23 b) K b = = B + H 2 O BH + + OH - [ ] in [ ] eq x x x Kb = [BH + ]. [OH - ] / [B] Kb = = x 2 / ( x) x 2 = x = [OH - ] = poh = - log = 3.21 ph = = b) al punto equivalente V tot = = 64.4 ml la soluzione iniziale conteneva: ( mol L -1 ) L = mol di B che sono state convertite completamente in BH +. La concentrazione iniziale di BH + sarà: mol / L = mol L -1 BH + + H 2 O B + H 3 O + [ ] in [ ] eq x x x K idr = K w / K b = / = = x 2 / ( x) x = [H 3 O + ] = ( ) 1/2 = ph = - log = 5.32 Esercizio La K a dell acido cianidrico è Calcolare la concentrazione dell acido affinchè il ph sia ph 5.10 [H 3 O + ] = = M HCN + H 2 O CN - + H 3 O + all equilibrio: x = ( ) 2 / (x ) da cui x = M Esercizio Calcolare il ph di 50 ml di soluzione acquosa di CH 3 COOH 0.10 M (K a = ): (a) all inizio; (b) dopo aggiunta di 5.0 ml di una soluzione acquosa di idrossido di sodio 0.5 M; (c) dopo aggiunta di 10 ml (complessivi delle due aggiunte) della soluzione acquosa di idrossido di sodio 0.5 M a) K a = [CH 3 COO - ][H 3 O + ] / [CH 3 COOH] = x 2 / (0.10 x) = [H 3 O + ] = ph = 2.88 b) L mol L -1 = mol di base L mol L -1 = mol di acido iniziali si formeranno mol di CH 3 COO - e resteranno mol di CH 3 COOH [CH 3 COO - ] = [CH 3 COOH] = mol / L = M K a = [CH 3 COO - ][H 3 O + ] / [CH 3 COOH] = [( x). x] / (0.045 x) = ph = x = [H 3 O + ] = K a c) L mol L = mol di base e di CH 3 COO - che si sono formate dopo la reazione di OH - con l acido acetico [CH 3 COO - ] = mol / L = M

24 CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - K b = K w / K a = K b = [CH 3 COOH][OH - ] / [CH 3 COO - ] = x 2 / (0.083 x) = x = [OH - ] = [H 3 O + ] = ph = 8.84 Esercizio Ordinare secondo ph crescente: KNO 3, NaNO 2, NaOH e HNO 2 ph crescente: HNO 2 debolmente acido, KNO 3 neutro, NaNO 2 debolmente basico, NaOH basico Esercizio Ordinare secondo ph crescente: CH 3 COONa, KCl, NH 3, HClO 4 ph crescente: HClO 4 fortemente acido, KCl neutro, CH 3 COONa debolmente basico, NH 3 basico Esercizio Quale ph vi aspettate di ottenere sciogliendo ciascuno dei seguenti sali in acqua? Giustificare la risposta: NaCN, MgCl 2, NH 4 NO 3. NaCN: basico, perché CN - + H 2 O HCN + OH - MgCl 2 : neutro, perché né Mg 2+ né Cl - perturbano l equilibrio di autoprotolisi dell acqua NH 4 NO 3 : acido, perché NH H 2 O NH 3 + H 3 O + Esercizio Dire quali, fra le seguenti coppie, possono dare una soluzione tampone: a) Na 2 CO 3 / NaHCO 3 ; b) CH 3 COONa / CH 3 COOH; c) NH 4 Cl / HCl Na 2 CO 3 / NaHCO 3 : SI, perché sono presenti l acido debole HCO 3 - e la sua base coniugata CO 3 2- CH 3 COONa / CH 3 COOH : SI, perché sono presenti l acido debole CH 3 COOH e la sua base coniugata CH 3 COO - NH 4 Cl/ HCl : NO, perché c è l acido debole NH 4 + ma non la sua base coniugata Esercizio Calcolare il ph di una soluzione tampone ottenuta mescolando ml di HCOONa al 7.50 % in peso (d = 1.04 g ml -1 ) con 750 ml di HCOOH M. La costante di dissociazione dell acido formico è: Ka = V tot = ( ) L = L [HCOOH] = (0.200 mol L L) / L = M 100 ml di soluzione di HCOONa pesano (100 ml g ml -1 ) = 104 g di cui il 7.5 % sono di formiato. Quindi (104 g / 100). 7.5 = 7.8 g [HCOO - ] = (7.8 g / g mol -1 ) / L = M HCOOH + H 2 O HCOO - + H 3 O x 0,1349+x x K a = = [( x). x] / ( x) da cui vedo che x è trascurabile rispetto alle conc. di acido formico e formiato Il ph del tampone è dunque: ph = pk a - log ([HCOOH]/ [HCOO - ] = log = 3.62 (acido!) Esercizio Calcolare il ph di un tampone ammoniacale ottenuto prelevando 4.60 ml di NH 3 al 30% w/w (d = g ml -1 ), portando il volume a 500 ml con acqua e sciogliendo nella medesima soluzione g di NH 4 Cl. K b = mol NH 3 = [(4.60 ml g ml). (30 / 100)] / g mol -1 = mol [NH 3 ] = mol / L = M [NH 4 Cl] = (5.982 g / g mol -1 ) / L = M