Esercizi risolti di Chimica

Università di Udine -Sede di Pordenone- C.d.L in Ingegneria Meccanica a.a. 00/003 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 g/ml. Calcolare molarità (M) e molalità (m) della soluzione. PM HNO3 = 63.0 g/mole 7 g HNO3 in 1 L = 1160 = 313 g 100 313 M = = 4. 97 63.0 7 g HNO3 per 1000g di H O = 1000 = 370g 63 370 m = = 5. 87 63.0 ) Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta miscelando uguali volumi di soluzioni di HNO 3, rispettivamente 4.60 molale (densità 1.13g/mL) e 4.60 molare (densità 1.15 g/ml). PM HNO3 = 63 g/mol. Indichiamo con V il volume espresso in ml di ognuna delle due soluzioni. La massa di un volume V della prima soluzione è: 1.13 (g/ml) V(mL) =1.13 V (g) Poiché tale soluzione è 4.60 molale contiene: moli 4.60 Kg ossia: HNO3 H O g 63 Kg HNO3 HO g = 90 Kg H O HNO3 g 1000 Kg H O HNO3 ( H O+ HNO3 ) H O g + 90 Kg H O g = 190 Kg Nel volume V di soluzione di massa pari a 1.13 V sono quindi contenuti: H O g HNO 3 90 KgH O g H + O g 190 Kg H O HNO3 1.13 V ( g H O + g HNO3 ) = 0.54V(g HNO3 ) 1.13V 0.54V = 0.876V g di H O La massa di un volume V della seconda soluzione corrisponde a: 1.15 (g/ml) V(mL) = 1.15 V g di H O

poichè è 4.60 molare contiene una quantità di HNO 3 pari a: moli 4.60 L 63 g mole V ( ml) 10 3 1 = 0.90 V g di HNO 3 ml La massa di H O contenuta nel volume V di questa soluzione è data da: 1.15 V (gh O + g HNO 3 ) 0.90 V(g HNO 3 ) = 0.860 V g H O dopo mescolamento dei due volumi ho una massa totale di HNO 3 pari a: 0.54 (g HNO 3 ) + 0.90 V (g HNO 3 ) = 0.544 V g HNO 3 e una massa di acqua totale pari a: 0.876 V (g di H O) + 0.860 V (g di H O) = 1.736 V g di H O La molalità della soluzione finale è: 0.544 V ( g) 1000( g / Kg) m = = 4. 96 moli/kg 63( g / mole) 1.74 V ( g) 3) Una soluzione di NaOH è 1.1 M Calcolare il volume di H O che deve essere aggiunto a 700mL di soluzione per ottenere una soluzione 0.35 M. molinaoh = 1.1 0.7 = 0.77 moli V = 0.77 0.35 =. L Ammettendo che i volumi possano essere additivi il volume d H O da aggiungere è 1.5L. 4) Quale volume di acqua si deve aggiungere a 100g di una soluzione di KOH al 30% (d =1.9 g/ml) per avere una soluzione 1 M? 100 = 77.5 ml 1.9 In 77.5 ml ossia 100g di soluzione ci sono 30g di KOH 30 PM KOH M= 6. 9 3 77.5 10 = moli/l Detto x il volume da aggiungere ho: 77.5 10-3 6.9 = (77.5 + x) 10-3 1 3

x = 456 ml 5) Una soluzione è ottenuta sciogliendo 61.9g di H 3 PO 4 in 500g di H O.La densità della soluzione è 1.16 g/ml. Calcolare molarità e molalità della soluzione. Calcolare molarità della soluzione ottenuta aggiungendo 10mL della soluzione di partenza a 0 ml di una soluzione 0.5 M di H 3 PO 4. PM H3PO4 = 98 g/mole 61.9 m = 98 = 1.6 moli/kg 3 500 10 La massa complessiva della soluzione è 561.9g e la densità 1.16 g/ml, V = m/d = 484.4 ml 0.63 M = 3 484.4 10 = 1.304 moli/l 0.01 1.304 = 0.01304 moli in 10mL della prima soluzione 0.5 0.0 = 0.01 moli in 0mL della seconda soluzione V totale = 0.03L M = 0.0304 = 0.768 moli/l 0.03 4

II. I gas 1) Calcolare la quantità in grammi di Cl che occupa un volume di 68 ml alla temperatura di 38. 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 = 70.90 g/mole 435 0.68 PV w = PM = 760 70.90 = 1.083g di Cl RT 0.08 311.36 T finale = 387.6 K n Cl = 0.0153 moli nrt 0.0153 0.08 387.6 P = = = 1.4 atm finale V 0.341 ) Un contenitore del volume di L viene riempito di N a C e 740 torr. Si aggiungono poi L di He e L di Ne misurati a C e 740 torr.la temperatura resta costante. Calcolare la pressione totale esercitata dal miscuglio di gas. n N = 740 760 0.08 95.13 = 0.0804 moli Per la legge di Avogadro n N = n He = n Ne pertanto il numero di moli presenti è 3 0.0804 = 0.41 moli totali di gas. Dall equazione di stato dei gas ideali si ha: n RT P = tot V =.9 atm Più semplicemente: P = 3 740 = 0 torr =.9atm 3) Un miscuglio di gas ha la seguente composizione in volume: SO 40%, N 0%, O 30%, H O 10%. Calcolare la composizione in peso. PM SO = 64.06 g/mole PM N = 8.0 g/mole PM O = 3.0 g/mole PM HO = 18.0 g/mole 5

Poiché la composizione percentuale in volume coincide con la composizione percentuale in moli 1 mole di gas contiene 0.40 moli di SO cioè: 0.40 PM SO = 5.6g SO 0.0 PM N = 5.6g N 0.30 PM O = 9.6g O 0.10 PM HO = 1.8g H O (5.6+5.6+9.6+1.8)/1 = 4.6g peso molecolare medio della miscela. Si ricava facilmente la composizione in peso: 5.6 100 = 60.10% SO in peso 4.6 5.6 100 = 13.15% N in peso 4.6 9.6 100 =.53% O in peso 4.6 1.8 100 = 4.% H O in peso 4.6 4) In un recipiente è contenuta una miscela di N O e CH 4 (metano). La miscela esercita alla temperatura di 3.5 C una pressione di 5.1 atm. Sapendo che la composizione in peso della miscela è N =50.5% O =.9% e CH 4 = 6.6%, 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 CH 4 secondo la reazione: CH 4 (g) + O (g) CO (g) + H O (g). Calcolare la pressione totale nel recipiente a fine reazione. PM N = 8 g/mole; PM O = 3 g/mole; PM CH4 = 16 g/mole Se considero 100g di miscela: 50.5 n N = 8. 9 n O = 3 = 1.803 moli = 0.716 moli 6. 6 n CH4 = 16 = 1.659 moli Il numero totale di moli è 4.178. Tenendo presente la proporzionalità tra i volumi di gas e moli ivi contenute: 1.803 %V N = 100 = 43.15% 4.178 6

0.716 %V O = 100 = 17.14% 4.178 1.659 %V CH4 = 100 = 39.71% 4.178 p N = 0.4315 5.1 760 = 1679 torr p O = 0.1714 5.1 760 = 667 torr p CH4 = 0.3971 5.1 760 = 1545 torr 0.716 moli di O reagiscono con 0.716/ = 0.358 moli di metano e danno 0.358 moli di CO e 0.716 moli di H O. Dopo la reazione sono presenti in fase gassosa: n N = 1.803 moli n O = 0 moli n CH4 = 1.659 0.358 =1.301 moli n CO = 0.358 moli n HO = 0.716 moli ntot= 1.803 + 1.301 + 0.358 +0.716= 4.178 moli totali dopo la reazione P = 4.178 0.08 573 = 98.15 atm 5) Calcolare le moli e il volume di ossigeno necessari a bruciare 10 L di etano, misurati a c.n. secondo la reazione: C H 6 (g) + 7O (g) 4CO (g) + 6H O (l) Se dopo la reazione vengono prodotti 15g di H O qual era la pressione parziale dei componenti della miscela iniziale a c.n.? In 10 L di etano a c.n. (essendo che una mole di un qualsiasi gas a c.n. occupa.4 L) sono contenute: n CH6 = 10 =0.446 moli.4 Dalla reazione risulta che: n O = 7 nch6 n O = 1.561 7

V O =1.561.414=35 L Dopo la reazione si ottengono 15g d acqua. 15 n HO = = 0.833 moli H O prodotte 18 n CH6 = 6 nho =.49 moli n O = 7 6 nho = 0.714 moli ntot =.49 + 0.714 = 3. moli totali di gas Dette x O e x CH6 le frazioni molari dell ossigeno e dell etano ho: 0.714 x O = = 0.3 3..49 x CH6 = = 0.777 3. Per cui le pressioni parziali dei due gas a c.n. (P tot = 1atm, T = 0 C) sono: P O = 0.3 1 = 0.3 atm e P CH6= 0.777 1 = 0.777 atm 6) Quanti litri di diossido di zolfo si ottengono a 35 C e 740 torr bruciando Kg di pirite (FeS ) al 75% se la resa è del 9%? (FeS + 5O 4SO + FeO) PM FeS = 10 g/mole La massa effettiva di pirite è : 000 0.75 = 1500g a cui corrispondono: 1500 n FeS = = 1.5 moli 10 Dalla reazione: FeS + 5O 4SO + FeO Risulta: n SO = n FeS = 5.0 moli V SO = 5.0 0.08 308 = 648.46 L 740 760 Essendo la resa del 9%, il volume effettivo è: 8

9 V O = 648.46 = 596.6 L 100 7) In un recipiente di 850mL inizialmente vuoto si miscelano 50 ml di O a 40 C e 15 atm e 500mL di CO a 30 C e 0 atm. La miscela viene portata a 00 C.Calcolare la pressione totale e le pressioni parziali dei gas dopo il riscaldamento. Data la reazione: CO (g) + O (g) CO (g) Calcolare le frazioni molari dei gas e la pressione totale a reazione avvenuta T = 5 C. n O = n CO = 15 0.5 = 0.146 moli 0.08 313 0 0.50 = 0.40 moli 0.08 303 n tot = 0.146 + 0.40 =0.548 moli 0.146 0.08 473 P O = = 6.66 atm 0.85 0.40 0.08 473 P CO = = 18.34 atm 0.85 La P totale nel recipiente è data dalla somma delle pressioni parziali dei componenti della miscela. P tot = 6.66 + 18.34 = 5 atm Nel recipiente ho un eccesso di CO, per cui a reazione avvenuta sono presenti nel recipiente: n O = 0 n CO = 0.40 0.146 = 0.11 moli n CO = 0.9 moli 0. 11 x CO = 0. 40 0. 9 = 0.74 x CO = = 0.76 0. 40 P tot = 0.40 0.08 98 = 11.85 atm 0.85 9

III. Bilanciamento reazioni 1) Calcolare quanti ml di una soluzione di 3.5g di K Cr O 7 per L ossidano.8g di FeSO 4 in ambiente acido. La reazione (da bilanciare) è: Cr O 7 - + Fe + + H + Fe 3+ + Cr 3+ + H O Bilanciamento con il metodo delle semireazioni: Cr O 7 - + 6 e - + 14H + Cr 3+ + 7H O 1 Fe + Fe 3+ + 1e- 6 Cr O 7 - + 6 Fe + + 14H + 6 Fe 3+ + Cr 3+ + 7H O Moli FeSO 4 in.8g (PM FeSO4 =151.91g/mole; PM KCrO7 =94.g/mole ):.8 n FeSO4 = 151.91 = 0.01843 moli [Cr O 7 - ]= 3.5 94. = 0.08 moli/l 1 Una mole di K Cr O 7 ossida 6 moli di FeSO 4. Se V è il volume di soluzione di K Cr O 7 : [Cr O - n 7 ] V = FeSO4 6 0.01843 V = = 0.038L = 38mL 6 0.08 ) 500mL di una soluzione contengono 15.8g di KMnO 4. L aggiunta di 0 ml di tale soluzione a 10mL di una soluzione di SnCl fa avvenire la seguente reazione (da bilanciare): MnO 4 - + Sn + + H + Mn + + Sn 4+ +H O Calcolare la concentrazione Sn + stato tutto ossidato. di nella soluzione, ammettendo che lo stagno presente sia MnO 4 - + 8H + +5e- Mn + + 4H O Sn + Sn 4+ + e- 5 10

MnO 4 - + 5Sn + + 16H + Mn + + 5Sn 4+ + 8H O PM KMnO4 =158 g/mole [MnO 4 - ] = 15.8 158 0.5 = 0. moli/l in 0mL ho n MnO4- =0. 0.0 = 0.004 moli moli di MnO 4 - ossidano 5 moli di Sn +. n Sn+ = 0.004 5 = 0.01 moli presenti in 10mL [Sn + ] = 0.01 = 1 M 0.01 3) Data la reazione (da bilanciare) Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) + NO + H O a) Se 4 g/atomi di Cu vengono posti a reagire con 16 moli di HNO 3, quante moli di HNO 3 restano a fine reazione e quante moli di prodotti si ottengono? b) Se 4g di Cu vengono messi a reagire con 1g di HNO 3, quale reattivo e quanti g di esso restano? Cu Cu + + e- 3 NO 3 - + 3e- + 4H+ NO + H O Per completare il bilanciamento della reazione devo aggiungere 6 NO 3 -, che vanno a formare il Cu(NO 3 ). Per cui: 3Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) + NO + 4H O a) n HNO3 = 3 8 ncu = 3 8 4= 10.67 moli nhno3 rimasto = 16-10.67=5.33moli n Cu(NO3) = 4 n NO = 3 ncu =.67 moli n HO = 3 4 ncu = 5.33 moli 11

a) n Cu = 4 = 0.378 moli 63.5 1 n HNO3 = = 0.19 moli (Cu in eccesso) 63 n Cureagiti = 8 3 nhno3 = 0.071 moli n Cu in eccesso = 0.307 0.307 63.5 = 19.51 g Cu rimasti. 4) Bilanciare la reazione: Fe + + MnO 4 - +H + Fe 3+ + Mn + + H O Calcolare quanti grammi di FeSO 4 sono necessari per la riduzione di una quantità di KMnO 4 tale da contenere 0.5g di Mn. Bilancio con il metodo delle semireazioni: Fe + Fe 3+ + 1e- 5 MnO 4 - + 5e- + 8H + Mn + + 4H O 1 5Fe + + MnO 4 - +8H + 5Fe 3+ + Mn + + 4H O In una mole di Mn è contenuta una mole di KMnO 4. n KMnO4 = n Mn = 0.5 = 0.00455 moli 55 Dalla stechiometria della reazione risulta: n FeSO4 = 5n KMnO4 = 0.075 moli PM FeSO4 =151.91 g/mole g FeSO4 = 0.075 PM FeSO4 = 0.075 151.91 = 3.45g 5) Una soluzione contiene KI, Na SO 4, e un altro materiale inerte. 0.35g della miscela vengono disciolti in H O e vengono aggiunti 5.6mL di una soluzione di 0.893g di KMnO 4 in 50mL in ambiente acido che reagisce stechiometricamente con il KI presente secondo la reazione (da bilanciare): MnO 4 - + I - + H + Mn + + I + H O 1

Un campione di 0.53g trattato con BaCl (Na SO 4 + BaCl BaSO 4 + NaCl) diede 0.565g di BaSO 4. Calcolare le % di K e Na nella miscela di partenza. Il bilanciamento è: MnO 4 - + 5e- + 8H + Mn + + 4H O I - I + e- 5 MnO 4 - + 10I - + 16H + Mn + + 5I + 8H O n KMnO4 = 0.893 158 = 0.06 0.5 n KI = 0.0 5 0.0056 = 0.00063 moli PM K = 39.1 g/mole m K+ = 0.00063 PM K = 0.047g 0.047 %K = 100 = 7.07% 0.35 PM BaSO4 = 33.4 g/mole n BaSO4 = 0.565 = 0.004 33.4 Dalla stechiometria della reazione Na SO 4 + BaCl BaSO 4 + NaCl si ha che: n NaSO4 = n BaSO4 = 1 n Na+ n Na+ = n BaSO4 = 0.00484 moli PM Na = 3 g/mole m Na+ = 0.00484 PM Na = 0.111g 0.111 %Na = 100 = 1% 0.53 13

IV. Equilibrio in fase gassosa 1) Calcolare la Kp per l equilibrio di dissociazione: I (g) I (g) Sapendo che a 100 C 0.497 g di iodio in un recipiente di 50mL esercitano una pressione di 101.9 cmhg. Dalla formula generale per le moli totali nel sistema: n tot = n [1 + α (a + b 1 )] dato che a = e b = 0 se la reazione di dissociazione generica fosse AaBb aa + bb. n tot = n [1 + α] n = 0.497 = 0.00196 moli 53.8 Applicando la legge di stato dei gas ideali si ha: PV = n [1 + α] RT α = 101.9 0.5 76 0.00196 0.08 1473-1 = 1.416 1= 0.416 4α Kp = 1 α P = 1.1 ) Sapendo che a 1000 C e a 1 atm la Kp della reazione C (s) + H (g) CH 4 (g) è di 0.0158, calcolare la percentuale di H all equilibrio. Kp = P P CH 4 H = 0.0158 Essendo la pressione totale di 1 atm ho che P CH4 = 1 - P H ho che: 0.0158 = (1 P P H ) H da cui P H = 0.985 atm La frazione molare di H è: x H = 0.985 = 0.985 1 14

Per cui %H = 98.5% 3) A 7 C e 1 atm (P 1 ) N O 4 è dissociato per il 0% in NO. Calcolare il grado di dissociazione a 7 C e 0.1 atm (P ). La reazione è: N O 4 (g) NO (g). Essendo a = e b=0 4α 1 Kp = 1 α 1 4 0. P 1 = 1= 0.167 1 0. A 7 C e P=0.1atm si ottiene: 4α Kp = 0.167 = 1 α P Risolvendo si ottiene: α = 0.54 Una diminuzione della pressione ha causato un aumento della dissociazione dal 0% al 54% in accordo col principio di Le Chatelier, dato che la reazione comporta un aumento di moli. 4) La costante Kp per l equilibrio: NH 3 (g) N (g) + 3H (g) sapendo che, introducendo 1 mole di NH 3 gassosa in un reattore da 5 L a 400 C la concentrazione dell azoto all equilibrio è di 0.086 moli/l. Specie NH3 N H Moli iniziali n NH3 = 1 0 0 Moli all eq n NH3 = n NH3 -n N n N n H = 3n N n N = [N ] V = 0.086 5 = 0.43 moli n H = 3 0.43 = 1.9 moli n NH3 = 1-0.43 = 0.14 moli 1.9 3 0.086 [ N ][ H ] 5 Kc = = [ NH 3] 0.14 5 3 = 1.9 Per il generico equilibrio: 15

aa + bb qq + ss P Kp= P q Q a A P P s S b B q s [ Q] [ S] ; Kc = a b [ A] [ B] Per la generica specie i-esima Pi = [i]rt Se si fanno le sostituzioni ottengo la relazione tra Kp e Kc: Kp = Kc (RT) [(q+s)-(a+b)] In questo caso: a = b = 0 q = 1 s = 3 Kp= Kc (RT) = 5.78 10 3 5) Data la costante di equilibrio a 1000 K (Kp =.61) della seguente reazione: C (s) + H O (g) CO (g) +H (g) (gas d acqua) Calcolare la pressione parziale di CO in equilibrio con la grafite e H O quando P HO è atm. Se la reazione avviene in un recipiente di 10 litri ed erano stati introdotti 10g di grafite quanti ne sono rimasti?.61 = P CO P P H O H ma P CO = P H per cui: P CO =.61 =.85 atm n CO = P CO V.85 10 = RT 0.08 1000 = 0.786 moli dalla stechiometria della reazione ho che n CO = n C, per cui hanno reagito 0.786 moli di grafite cioè: g C =0.786 1 = 3.343g Per cui nel reattore restano 6.656g di grafite. 16

6) In un recipiente di 10 L viene introdotto COCl e la temperatura portata a 800 C. Quando si stabilisce l'equilibrio: COCl (g) CO (g) + Cl (g) La pressione totale nel recipiente è 7.40 atm e si formano 10.4 g di Cl. Calcolare il grado di dissociazione di COCl e la Kp. P tot = P COCl + P CO + P Cl = P COCl + P Cl PM Cl =70.9 g/mole 10.4 0.08 1073 P Cl = 70.9 =1.9 atm 10 P COCl(i) : pressione del COCl iniziale. 7.4 = P COCl(i) P Cl + P Cl α = P P Cl COCl ( i) 1. 9 = = 0.11 6. 11 P COCl(i) = 6.11 atm; P COCl(equilibrio) = 6.11 1.9 = 4.8 atm Kp = (1.9) 4.8 = 0.345 7) Calcolare la Kp a 630 C per l equilibrio: SO 3 SO + O sapendo che a tale temperatura 1 L di miscela pesa 1.4 g ed esercita una pressione di 1.5 atm. Specie SO 3 SO O Moli iniziali n SO3 0 0 Moli all eq n NH3 = n SO3 -n O n O n O Dato che da moli di SO 3 si formano moli SO e 1 mole di O. n tot = n SO3 + n O PV 1. 4 n O = = RT 80 1.5 1-0.0175 =.73 10-3 moli 0.08 903 n SO = n O = 5.46 10-3 17

n SO3 = n SO3 - n O = 0.01 moli P O = no P = n tot.73 10 0.00 3 1.5 = 0.03 atm Analogamente: P SO3 = 0.891 atm; P SO = 0.405 atm. PO P Kp = P SO3 SO = 4.19 10 - V. Elettrochimica Pile 1) Calcolare il potenziale della coppia Zn + /Zn a 5 C per una semipila formata da una lamina di zinco immersa in una soluzione.5 10 - molare di Zn + sapendo che E = -0.76V. E = E + 0.059 log [ Zn + ] = - 0.76 + [ Zn] 0.059 log (.5 10 - ) = -0.807 V ) Calcolare la f.e.m. della pila: Zn/ [Zn + ] = 0.01M // [Ag + ] = 0.M /Ag Sapendo che E Zn+/Zn = -0.763 V e E Ag+/Ag = 0.799 V. Le reazioni che avvengono spontaneamente sono: ( - ) (ossidazione) Zn Zn + + e- (+ ) (riduzione) Ag + + 1e- Ag 0.059 + E = E c -E a = E - log[ ] 0.059 log 0.059 E = 1.561- log(0.01) + 0.059 log (0.) E = 1.58V + Zn + [ Ag ] 3) Calcolare la f.e.m. della seguente pila a 5 C: Pt,H (g)(p=1.0atm) / [H + ] = 0.1 M // [Cl - ]=0.10 M; [ClO 4 - ]=0.0 M; ph=3 / Pt 18

sapendo che E ClO4 - - /Cl = 1.35 V. Le reazioni che avvengono spontaneamente agli elettrodi sono: (-) (ossidazione) H (g) H + + e - (+) (riduzione) 8H + + ClO - 4 + 8e - Cl - + 4H O E=E c -E a = 1.35-0 059. [ Cl ] log + 0. 059 Log + 8 [ ClO ][ H ] c [ H + ] 8 4 p H a E = 1.35-0.059 0.10 log 8 8 (0.0) (0.001) 0.059 1.0 + log ( 0.1) = 1. V 4) Calcolare la f.e.m. della pila: Zn/Zn + (0.1M) / [K SO 4 ]=1 M / [Mn + ]=0.1 M, [MnO 4 - ]=0.5 M, [H + ]=0.1M /Pt dati E Zn+/Zn = -0.763 V e E MnO4-/ Mn+ = 1.51V. (K SO 4 non partecipa alla reazione) ( - ) (ossidazione) Zn Zn + + e- 5 (+ ) (riduzione) MnO 4 - + 8H + + 5e- Mn + + 4H O bilancio moltiplicando la prima semireazione per 5 e la seconda per, sommo membro a membro e ottengo la reazione: 5 Zn + MnO 4 - + 16H + Mn + + 8H O + 5 Zn + La f.e.m. della pila è dunque: + 5 + 0.059 [ Zn ] [ Mn ] E = E c -E a = E - log + 16 10 [ MnO ] [ H ] 5 0.059 (0.1) (0.1) E = 1.51- (-0.763) - log 16 10 (0.5) (0.1) 4 = =.V 5) La f.e.m. della seguente pila è pari a 0.36V a 5 C. (-) (+) (P H =1atm) Pt ph =x ph = 0.1 (P H =1atm) Pt Calcolare il ph della soluzione anodica. Si tratta di una pila a concentrazione e la spontaneità del processo corrisponde alla reazione: 19

H anodo + H + catodo H + anodo + H catodo + 0.059 [ H ] anodo PH catodo E = E c -E a = E - log + [ H ] catodo PH anodo Il E = 0 + [ H ] anodo 0.36 = -0.059log = -0.059 (- log [H + ] + catodo + log[h + ] anodo ) [ H ] catodo -4 = (ph catoodo - ph anodo ) ph anodo = 4.1 6) Calcolare la costante di equilibrio della seguente reazione(da bilanciare): Fe + + MnO 4 - + H + Mn + + H O + Fe 3+ Sapendo che E Fe3+/Fe+ = 0.771V e E MnO4-/ Mn+ = 1.51V ( - ) (ossidazione) Fe + Fe 3+ + 1e- 5 (+ ) (riduzione) MnO 4 - + 8H + + 5e- Mn + + 4H O 1 5 Fe + + MnO 4 - + 8H + Mn + + 4H O + 5 Fe 3+ All equilibrio E=0 per cui: E MnO4-/ Mn+ + 0.059 [ MnO4 ][ H log + 5 [ Mn ] + ] 8 3+ 5 0.059 [ Fe ] = E Fe3+/Fe+ + log + 5 5 [ Fe ] Kc = [ Mn [ MnO 4 + ][ H ][ Fe + 3+ ] 5 8 ] [ Fe + ] 5 3+ 5 0.059 [ Fe ] E MnO4-/ Mn+ - E Fe3+/Fe+ = log + 5 5 [ Fe ] 0.059 [ MnO4 ][ H - log + 5 [ Mn ] + ] 8 + 3+ 5 5 Ε [ Mn ][ Fe ] = log + 8 + 5 0.059 [ MnO ][ H ] [ Fe ] Log Kc = 6 4 5 E 0. 059 Kc = 10 = 10 6 0

7) Calcolare a 5 C il prodotto di solubilità di AgBr, sapendo che un elettrodo di argento immerso in una soluzione satura di AgBr ha una f.e.m. di 0.437 V (E = 0.799V). E = E Ag+/Ag + 0.059 log [Ag + ] 0.437 = 0.799 + 0.059 log x x = 7. 10-7 moli/l = S Ks = [Ag + ] [Br - ] = 5. 10-13 8) La pila: (-) (+) Pb [Pb + ]= x [Pb + ]= 0.1M Pb Ha una f.e.m. di 0.04mV.Se aggiungo all anodo 1mole/L di NaCl, sapendo che il sale PbCl ha solubilità in H O pura di 11g/L calcolare la f.e.m. della pila dopo l aggiunta. PM PbCl = 78.11 g/mole S PbCl = 0.0395 moli/l Ks = S (S) =.46 10-4 E = E c -E a = - 0.059 [ Pb log [ Pb + + ] ] anodo catodo 0.059 0.04 = - x 0.059 0.059 log = log 0.1 log x 0. 1 x = 0.0044 M Ks=[Pb + ][Cl - ] [Cl-] = 1-0.044 = 0.991 M [Pb +.46 10 ] = 0.991 4 =.5 10-4 M E = - 0.059 log.5 10 0.1 4 = 0.077 V Elettrolisi 1) Una soluzione salina contenente un metallo di PA = 11 è sottoposta ad elettrolisi per 150 minuti con una corrente di 0.15 A. La massa di metallo depositato è 0.783 g. 1

Determinare il numero di ossidazione del metallo nel sale. Dalle leggi di Faraday si ha che: n eq = Q F i t = = F 0. 15 A ( 150 60) s 96485C / eq =1. 4 10 eq n eq W W 0. 783g = = = = 1.4 10 - da cui n 1 ox = PE PA / n 11g eq / n ox ox ) Calcolare la quantità di rame depositato al catodo durante l elettrolisi di una soluzione di CuSO 4 sapendo che in 1 h passano nel circuito 0.107 A. Essendo 1F = 96500 C/eq poiché 1 ora corrisponde a 3600 secondi ho che 1F = 6.8 A h /eq 0.10 1 6.8 = 0.0038 eq dato che al catodo si ha: Cu + + e- Cu Il peso equivalente del rame è 63.6/ =31.8 g/eq 0.0038 31.8 = 0.11g di rame. 3) Calcolare la concentrazione di una soluzione (V= 500 ml) 0.1 M di CuSO 4 dopo che è stata elettrolizzata per 1.5 h con una corrente di 0.5 A. La reazione che avviene è Cu + + e- Cu per cui p.e. è 31.8 g/eq 0.5 1.5 = 0.375 A h 0.375 6.8 = 0.014 eq = 0.08 moli Cu moli iniziali Cu + in soluzione: 0.1 0.5 = 0.05 moli 0.05 0.08 =0.0 moli rimaste Per cui la concentrazione finale è: 0.044M 4) Calcolare la quantità di elettricità necessaria per ottenere all anodo, durante l elettrolisi, 50L di Cl misurati a condizioni normali. Occorre sapere quanti equivalenti di Cl si ottengono.

Cl - Cl + e- Una mole di Cl a c.n. occupa.4 L, dato che gli elettroni scambiati sono il volume di un equivalente è.4/ =11.L. eq Cl = 50 11. = 4.46 eq. 4.46 sono i faraday necessari: 4.46 1 96485 = 4.3 10 5 coulomb 5) Una pila Daniell è costituita da una lamina di zinco immersa in litri di soluzione 0.1M di ZnSO 4 e da una lamina di rame immersa in una soluzione 1M di CuSO 4.Calcolare la f.e.m. iniziale della pila e la sua f.e.m. dopo che ha erogato una corrente costante di 5.1 A per 1 ore. (E Zn+/Zn = -0.763 e E Cu+/Cu = 0.337) Le reazioni che avvengono agli elettrodi sono: (-) Zn Zn + + e- (+) Cu + + e- Cu La f.e.m. iniziale della pila è data da: E = E c -E a = E - + 0.059 [ Zn ] log + [ Cu ] = 1.1-0.059 log 0. 1 = 1.13 V 1 Dopo che la pila ha erogato una quantità di elettricità pari a: 5.1 A 1 h =107.10 A h la concentrazione dello Zn + in soluzione aumenta, ed essendo noto che 1F = 6.8 A h /eq, diventa: [Zn + ] = 107.10 0.1 + 6.8 = 1.10 moli/l La concentrazione di Cu + diminuisce e diventa: [Cu + ] = 107.10 1 6.8 = 9.33 10-4 moli/l per cui la f.e.m. finale della pila è: 3

0.059 1.10 E = 1.1 - log 4 9.33 10 = 1.01 V 6) Per elettrolisi di una soluzione acquosa di K SO 4 viene sviluppato H al catodo e O all'anodo. Calcolare i volumi di H e O, misurati a T = 5 e P = 150 torr, che si ottengono elettrolizzando la soluzione per 1 ora con una corrente di 15 A. Ciò che avviene è l'elettrolisi dell'acqua (K SO 4 funge solo da elettrolita): catodo (-) H O + e - H (g) + OH - anodo (+) 6H O O (g) + 4e - +4H 3 O + Il numero di equivalenti di idrogeno sarà uguale al numero di equivalenti di ossigeno sviluppati all'altro elettrodo. Quindi: i t 15A (1 3600)s 15A 1h n eqh = n 0.559 eq eqo = = = F 96485 C/eq 6.8A h / eq Inoltre neqh = n H e n n eqo = 4 O poiché gli elettroni scambiati al catodo e all'anodo sono e 4 rispettivamente. Di conseguenza le moli di H saranno il doppio di quelle di O, anche il volume di H sarà due volte quello dell'o. 0.559 0.08 98 V H = = 6.83 L e V O = 3.41 L 7) 1g di una lega contenente solo zinco e alluminio viene sciolto in HCl. La soluzione ottenuta viene elettrolizzata e, per depositare al catodo entrambi i metalli quantitativamente, si fa passare una corrente di 3A per 0 minuti. Stabilire la composizione della lega. (PA Zn = 65.4; PA Al = 7) Quando la lega viene sciolta nell'acido si hanno le reazioni: Zn + HCl ZnCl + H e Al + 6HCl AlCl 3 + 3H Che, in forma ionica, diventano: Zn + H + Zn + + H e Al + 6H + Al 3+ + 3H Quando la soluzione viene elettrolizzata, al catodo avvengono le seguenti semireazioni di riduzione: Zn + + e - Zn e Al 3+ + 3e - Al La quantità di corrente necessaria per depositare entrambi i metalli al catodo corrisponde a 4

0 3 A 3600 s n 60 eq = = 0.0373 eq (numero di equivalenti totali depositati al catodo). 96485 (C/eq) n eq = n eq (Zn) + n eq (Al) e n eq (Zn) = n mol (Zn) e n eq (Al) = 3n mol (Al) perciò si può impostare un sistema di due equazioni e due incognite 1 = w Zn + w 0.0373 = n mol Al risolvendo si ottiene: (Zn) + 3n mol (Al) = w PA Zn Zn w + 3 PA Al Al w Zn = 0.917 g e w Al = 0.083 g Pertanto la composizione della lega è Zn = 91.7% (in peso) e Al = 8.3% 8) In un processo di cromatura la semireazione di riduzione (da bilanciare) è: Cr O 7 - + H + Cr + H O Determinare per quante ore deve passare una corrente di 10A per avere la deposizione di 7g di cromo. Cr O 7 - + 4H + + 1e- Cr + 7H O i t n eq = F 7 6 = 8.308 eq 5 i t 8.308 = F per questo t = 80169 s =.h 5