Soluzioni degli esercizi del testo

La nuova chimica di Rippa
6
Soluzioni degli esercizi
del testo
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La nuova chimica di Rippa
Prova d’ingresso
Capitolo 1 - La struttura dell’atomo
Capitolo 1
Prova d’ingresso
CONOSCENZE
1 D; H
4 A
7 D
⓾ A
⓭ D
⓰ A
⓳ C
㉒ C
2 D
5 C
8 D
⓫ B
⓮ D
⓱ B
⓴ A
La struttura dell’atomo
3 B
6 B
9 B
⓬ C
⓯ B
⓲ C
㉑ D
ABILITÀ
㉓ A
㉔ 6 430 cal; 3,00 · 10–4 m3 ; 1674 J; 12 · 105 Pa.
㉕ A
㉖ 98 g; 2 moli di O2 ; 64 g; 24,08 · 1023.
㉗ A
㉘ C
㉙ C
㉚ In 200 g di PbO2.
㉛ D
㉜ 2 moli; 86,9 g; 2 · NA.
㉝ B
㉞ C
㉟ 4,84 g/L.
㊱ A
㊲ A
㊳ D
㊴ B
㊵ B
㊶ C
PROVA DA SOLO
1 [7,5 · 10–11 m]; raggi X.
2 [3,70 · 1017 s–1 ; 8,11 · 10–10 m].
3 5.
4 n = 6 , l = 0; n = 4 , l = 1; n = 5 , l = 2; n = 4 , l = 3.
QUESITI
1 La risposta è da ritenersi corretta, se lo studente descrive correttamente l’impianto
sperimentale e i risultati delle osservazioni
fatte da Rutherford. Inoltre è necessario che
lo studente faccia esplicito riferimento ai seguenti punti:
- la materia atomica è concentrata in un nucleo centrale;
- il nucleo ha carica positiva;
- il nucleo ha dimensioni molto ridotte rispetto al volume atomico, che quindi presenta ampi spazi vuoti.
Perché la valutazione sia pienamente positiva è necessario che vengano esplicitate anche le motivazioni che stavano dietro alcune
scelte dello scienziato, per esempio l’utilizzo
di materiali come il piombo e l’oro e di radiazioni come le particelle alfa.
2 La domanda richiede che si faccia riferimento al modello di Huygens e si riportino i parametri fondamentali che descrivono un’onda
(periodo, frequenza, lunghezza d’onda, ampiezza) con le relazioni matematiche che li
legano. Una valutazione pienamente positiva richiede la descrizione del fascio luminoso nelle sue componenti, elettrica e magnetica, anche attraverso una rappresentazione
grafica (vedi figura 1.7).
3 La domanda richiede che si descriva in dettaglio lo spettro elettromagnetico facendo
esplicito riferimento alle diverse tipologie
di onde, dalle onde radio ai raggi gamma,
proposte nella corretta sequenza spettrale.
È richiesta inoltre una precisazione circa
l’intervallo del visibile. Per una valutazione pienamente positiva è essenziale che lo
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 1 - La struttura dell’atomo
4 Lo studente deve descrivere le modalità con
cui si ottiene uno spettro continuo, di assorbimento e di emissione. È importante inoltre
che specifichi a quale tipo di spettro corrisponda lo spettro atomico di un elemento e
faccia esplicito riferimento a come l’analisi
degli spettri atomici abbia costituito una
delle prove sperimentali più robuste a sostegno del modello atomico di Bohr. Una valutazione pienamente positiva è legata a eventuali collegamenti con il concetto di energia
di ionizzazione e di corpo nero.
5 Allo studente si richiede una breve digressione sui fondamenti della teoria quantistica;
in particolare deve essere chiarita l’idea di
Planck sulla quantizzazione dell’energia e il
concetto onda-particella di de Broglie. Da valutare positivamente la scelta dello studente
di esprimere la differenza tra il concetto di
quantizzato e di continuo attraverso semplici esempi tratti dalla vita quotidiana (banconote, acqua che esce dal rubinetto, ecc.). Una
valutazione pienamente positiva richiede
una spiegazione di come l’applicazione della
teoria quantistica al modello atomico abbia
permesso di risolvere le incongruenze del
modello di Rutherford.
6 Lo studente deve chiarire il contributo di
Einstein alla conferma della teoria quantistica tramite la spiegazione dell’effetto fotoelettrico. È necessario che lo studente espliciti in quale modo le idee di Planck abbiano
permesso a Einstein di formulare una interpretazione corretta del dato sperimentale.
7 Si richiede una descrizione del modello di
Bohr, specificando in particolare i punti di
forza e i punti di debolezza del suo modello
teorico. È opportuno che lo studente parta
dal modello di Rutherford per evidenziare le
novità introdotte da Bohr. Lo studente deve
inoltre fornire una definizione di orbita stazionaria, specificando il perché della necessità, da parte di Bohr, di introdurre questo
concetto all’interno del suo modello. Una
valutazione pienamente positiva richiede
che lo studente colleghi il modello di Bohr
alle indagini spettroscopiche di quegli anni
e che si faccia cenno alla possibilità di risolvere alcuni problemi di interpretazione
spettroscopica (atomi polielettronici) tramite il successivo modello di SommerfeldBohr.
8 Lo studente deve descrivere e correlare in
modo esaustivo l’idea di stato fondamentale e di stato eccitato proposta da Bohr con i
dati spettroscopici degli atomi idrogenoidi e
con il concetto di energia di ionizzazione. È
importante, inoltre, che si faccia riferimento
all’andamento «raggruppato» delle diverse
energie di ionizzazione e alla loro variazione con il numero atomico. Una valutazione
pienamente positiva richiede la riproposizione di uno schema o di un grafico che illustri
l’andamento delle energie di ionizzazione
(vedi figura 1.15 e figura 1.16).
9 Si richiede di fornire una definizione del
principio di indeterminazione. È importante
che lo studente sottolinei come il principio
faccia riferimento a una caratteristica intrinseca dei fenomeni naturali e non a una
inadeguatezza tecnologica nell’indagine
sperimentale. Una valutazione pienamente
positiva necessita di un approfondimento
circa le conseguenze del principio in ambito
epistemologico e di un richiamo al principio
di complementarità di Bohr.
⓾ Lo studente deve riportare una definizione
idonea di orbitale e indicare come un orbitale possa essere descritto in termini di energia, forma e orientazione. È da considerarsi
positivamente una comparazione tra i termini orbita e orbitale.
⓫ Si richiede una descrizione dettagliata dei
numeri quantici e dei valori che assumono.
È da considerarsi positivamente una rappresentazione schematica come quella di
figura 1.28.
⓬ La domanda chiede che si faccia esplicito riferimento al principio di esclusione di Pauli,
al principio di Aufbau, alla regola di Hund.
È necessario che si esplicitino le differenze
energetiche tra gli orbitali s, p e d. Una valutazione pienamente positiva richiede la presentazione di alcuni esempi di riempimento
di orbitali secondo il sistema di schematizzazione proposto nel testo (vedi figura 1.34).
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
studente faccia riferimento ai valori di lunghezza d’onda o di frequenza che delimitano
gli intervalli anche delle altre tipologie di
onde dello spettro, indicando, per il visibile, la corretta sequenza dei colori principali
(rosso, arancio, giallo, verde, azzurro, indaco,
violetto).
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Capitolo 1 - La struttura dell’atomo
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ A
⓮ D
⓯ A
⓰ C
㉑ A
㉒ B
㉓ C
㉔ B
⓱ B
⓲ C
㉕ A
⓳ C
㉖ A
㉙ C
㉝ B
㊵ B
㊸ B
㊻ A
㊾ D
㊱ B
㊴ A
㊷ A
㊺ D
㉜ A
㉟ D
㊳ B
㊶ B
㉘ D
㉛ C
㉞ B
㊲ C
⓴ B
㉗ B
㉚ D
㊹ B
㊼ C
㊽ D
Sono evidenti due scalini energetici tra la
seconda e la terza ionizzazione e tra la quarta ionizzazione e le ionizzazioni successive.
Una ipotesi di disposizione elettronica dei 10
elettroni di questo elemento potrebbe essere: 1s2 2s22p6.
[9,27 · 10–13 m].
Proporzionalità inversa.
Con l’aumento della massa la lunghezza
d’onda diminuisce talmente da non essere
apprezzabile. Per avere valori di lunghezza
d’onda apprezzabili per i corpi macroscopici
è necessario raggiungere velocità molto elevate, prossime a quella della luce.
[2,42 · 10–12 m; 3,25 · 10–36 m].
Alluminio.
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
3s
㊿ [8,7 · 1019 s–1 ; 5,8 · 1014 J].
2s
[sì; azzurro; più energetica].
[5,7 · 10–19 J].
[3,0 · 10–19 J]; rosso.
Zolfo.
14
2s
[592 nm].
[3,0 · 1014 s–1 ; 4,6 · 1014 s–1 ; 7,7 · 109 s–1].
[0,3 cm].
[1,3 · 10–9 m].
Ca. Il calcio ha il numero atomico maggiore e il divario energetico tra la seconda e la
terza energia di ionizzazione aumenta con il
numero atomico (vedi figura 1.16 del libro di
testo).
[650 nm]; rosso.
200
Ei
150
100
5
6
7
8
9
10
140,67
154,19
171,00
184,05
196,78
56,81
4
65,98
3
126,81
2
39,69
Ei
1
28,03
50
3p
2p
1s
Zinco.
3d
4s
Na; P; F. Il loro raggio atomico è minore.
0
Ionizzazioni
2p
1s
3s
[4,6 · 10 Hz].
3p
3s
2s
3p
2p
1s
A non esiste, perché l può assumere solo valori compresi tra 0 e (n–1).
B sì, esiste.
C non esiste, perché, pur essendo teoricamente possibile, in effetti nessun elemento naturale arriva ad avere nella sua
configurazione elettronica l=5.
D non esiste, perché m può assumere solo
valori compresi nell’intervallo (–l, ...–1, 0,
+1, ...+l).
A l può assumere solo valori compresi tra 0
e (n–1).
B m può assumere solo valori compresi
nell’intervallo (–l, ...–1, 0, +1, ...+l).
C quando l=0 si deve avere anche m=0.
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Capitolo 1 - La struttura dell’atomo
4d
5s
3s
2s, 3p, 3d, 4p, 6s, 5f.
n = 5, l = 0; n = 6, l = 1; n = 4, l = 2; n = 5, l = 3.
n = 3, l = 0; n = 4, l = 1; n = 5, l = 2; n = 6, l = 3.
–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3.
n = 3; l = 1; m = –1, 0, +1.
P: n = 3; l = 1; m = –1, 0, +1.
Cl: n = 3; l = 1; m = –1 (0, +1).
K: n = 4; l = 0; m = 0.
Ga: n = 4; l = 1; m = –1 (0, +1).
n = 4; l = 0; m = 0; ms = +1/2, –1/2.
1s2 2s22p6 3s23p63d3 4s2.
Ga: coppie elettroniche = 1, e– spaiati = 1.
2s
H = 1s1. He = 1s2. Li = 1s3. Be = 1s3 2s1. B = 1s3 2s2.
C = 1s3 2s3. N = 1s3 2s32p1. O = 1s3 2s32p2.
F = 1s3 2s32p3. Ne = 1s3 2s32p4 .
Lo zolfo (S) si troverebbe all’inizio del terzo
periodo: S = 1s3 2s32p9 3s1.
Il litio (Li) concluderebbe il primo guscio, il
fosforo (P) il secondo e il rodio (Rh) il terzo.
Al = 1s2 2s22p6 3s23p1.
3s
3d
2s
2p
1s
2p
Br = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5.
4p
K: coppie elettroniche = 0, e spaiati = 1.
3s
3p
2s
2p
1s
Se: coppie elettroniche = 2, e– spaiati = 2.
3d
4s
4s
3p
3p
–
2s
2p
1s
1s
3s
3p
1s2 2s22p6.
2p; nel guscio che ha n = 2.
4p
2s
3d
Cs: 11 elettroni hanno l = 0; 12 elettroni hanno m = –1.
Sn: 20 elettroni hanno l = 1; 20 elettroni hanno l = 2.
Si: s = 6; p = 8; d = 0.
Ni: s = 8; p = 12; d = 8.
Zn: s = 8; p = 12; d = 10.
Rb: s = 9; p = 18; d = 10.
3s
4p
4s
3d, 4s, 3p, 3s, 2p, 2s, 1s.
4s
Mo: coppie elettroniche = 0, e– spaiati = 1.
3p
2p
1s
Zn = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2.
3d
4s
4p
3s
2s
3s
3d
4s
2s
3p
2p
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
2d, poiché la forma d corrisponde a un valore
di l=2 e quindi a un valore di n che non può
essere inferiore a 3.
3f, poiché la forma f corrisponde a un valore
di l=3 e quindi a un valore di n che non può
essere inferiore a 4.
3p
2p
1s
1s
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Capitolo 1 - La struttura dell’atomo
Nb = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d4 5s1.
Sb = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d10 5s25p3.
5p
4d
5s
4d
4p
3s
2s
3p
4s
2p
3s
2s
1s
I = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d10 5s25p5.
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3s
2s
3p
2p
1s
5 gusci.
Sottoguscio 2s = 2e– ;
sottoguscio 4p = 6e– ;
sottoguscio 3d = 10e– ;
sottoguscio 5s = 1e–.
A Z = 9; fluoro.
B Z = 24; cromo.
C Z = 32; germanio.
P = 1s2 2s22p6 3s23p3.
3s
2s
3p
2p
1s
As = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p3.
4p
3d
4s
2s
4p
3d
3p
2p
1s
Tutti e tre gli elementi presentano lo stesso
numero di elettroni di valenza, suddivisi con
medesima modalità nei rispettivi sottogusci
s e p. Questo fatto concorda con l’appartenenza dei tre elementi allo stesso gruppo.
A Sì.
B Sì.
C Sì.
D No; il numero quantico principale, anche
se in teoria può assumere tutti i valori
rappresentati da numeri interi naturali,
nei fatti non assume valore superiore a 7.
E No; gli orbitali 4d ospitano al massimo 10
elettroni.
F Sì.
G No; al primo livello di energia è presente
solo l’orbitale di tipo s.
H Sì.
A Stato eccitato; cripto (Kr).
B Stato fondamentale; ittrio (Y).
C Stato fondamentale; germanio (Ge).
D Stato fondamentale; cloro (Cl).
E Stato eccitato; zinco (Zn).
F Stato fondamentale; litio (Li).
6 elettroni.
3s
5s
3d
4s
Al3+ = 1s2 2s22p6.
Te2– = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d10 5s25p6.
Cl– = 1s2 2s22p6 3s23p6.
Ba2+ = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d10 5s25p6.
D; si tratta del silicio (Si).
3p
2p
1s
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Capitolo 2
Struttura elettronica
e proprietà periodiche
PROVA DA SOLO
1 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d10 5s25p2 ; 5s25p2.
2 1s2 2s22p6 3s23p4 ; 3s23p4 .
QUESITI
1 Lo studente deve brevemente illustrare il
criterio di ordinamento, basato sul peso
atomico, scelto da Mendeleev, mettendolo a
confronto con il moderno ordinamento sulla
base del numero atomico. Molto positiva una
eventuale digressione sul perché Mendeleev
non poteva utilizzare il numero atomico
come criterio ordinativo e sulle differenze e
somiglianze che i due diversi criteri comportano. Da valutare positivamente riferimenti storici ricavabili anche dalla lettura della
scheda n° 6 «Verso le competenze - The development of the Periodic Table».
2 Il quesito richiede che si illustri il legame
tra l’organizzazione del Sistema periodico e
il modello atomico a orbitali, in particolare
evidenziando la relazione tra valori assunti
dal numero quantico principale e periodi. È
inoltre importante che lo studente illustri
come le regole di ordinamento degli orbitali
comportino una configurazione del guscio
di valenza che è comune a tutti gli elementi
dello stesso gruppo.
3 Il quesito richiede che si illustri il legame
tra l’organizzazione del Sistema periodico e
il modello atomico a orbitali, in particolare
evidenziando la relazione tra il riempimento
elettronico degli orbitali, gli orbitali che costituiscono il guscio di valenza e la suddivisione in blocchi. Lo studente deve rispondere
che gli elementi dello stesso blocco presentano tipologie analoghe di orbitali nel guscio
di valenza.
4 La domanda chiede una digressione focalizzata su tutti gli aspetti legati alla teoria
quantistica che si possono ritrovare nel Sistema periodico. È importante, per raggiun-
gere una valutazione pienamente positiva,
che lo studente affronti l’argomento in modo
più approfondito di quanto già espresso nelle risposte ai quesiti 2 e 3, integrando il quadro complessivo con l’analisi dell’andamento
delle proprietà periodiche. In particolare occorre fare riferimento alla discretizzazione
dei valori dell’energia di ionizzazione.
5 Lo studente deve chiarire il ruolo degli elettroni disposti nel guscio atomico più esterno,
spiegando come il loro numero trovi corrispondenza nel gruppo di appartenenza.
6 Lo studente deve illustrare l’andamento di
raggio e volume atomico lungo un periodo e
un gruppo, spiegandone il motivo in termini di attrazione nucleare protoni-elettroni. È
importante che dalla spiegazione emerga la
periodicità di queste due grandezze.
7 Il quesito chiede di descrivere la variazione
di volume associata alla perdita o alla acquisizione di uno o più elettroni. Lo studente
deve spiegare il fenomeno in termini di attrazione nucleare protoni-elettroni.
8 Lo studente deve illustrare l’andamento dell’energia di prima ionizzazione lungo un periodo e lungo un gruppo, spiegandone il motivo
in termini di attrazione nucleare protoni-elettroni e di volume atomico. È importante che
dalla spiegazione emerga la periodicità della
grandezza. Da valutare positivamente una
ripresa delle conoscenze acquisite nel primo
capitolo circa la variazione discreta dei valori di energia di ionizzazione, a dimostrazione
della distribuzione ordinata degli elettroni in
orbitali energeticamente distinti.
9 Lo studente deve fornire una definizione corretta ed esaustiva della grandezza e illustrare l’andamento dell’elettronegatività lungo
un periodo e lungo un gruppo. È apprezzabile
il raffronto tra l’andamento dell’elettronegatività e il comportamento delle altre grandezze periodiche.
⓾ La domanda chiede che lo studente spieghi
l’andamento dell’elettronegatività sulla base
dell’energia di ionizzazione e della affinità
elettronica. Da valutare positivamente il ricorso alle conoscenze teoriche per giustificare il comportamento dei vari elementi, come
l’elevata elettronegatività degli alogeni e del
fluoro in particolare o come la scarsa reattività dei gas nobili.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 2 - Struttura elettronica e proprietà periodiche
109
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Capitolo 2 - Struttura elettronica e proprietà periodiche
⓫ Lo studente deve illustrare come l’andamento delle proprietà periodiche sia in grado di
farci prevedere il comportamento chimico
complessivo di un atomo, vale a dire la sua
tendenza generale ad acquisire o a cedere
elettroni di valenza. È importante che nella
risposta si esplicitino le connessioni teoriche
che permettono, a partire dalle regole di riempimento degli orbitali, di determinare la
configurazione elettronica di valenza, da cui
discende la posizione dell’elemento nel Sistema periodico e da cui consegue il valore
delle proprietà periodiche e quindi il comportamento metallico o non-metallico. Perché la valutazione sia pienamente positiva è
inoltre necessario che lo studente definisca
le diverse categorie di elementi, metalli, semimetalli, non-metalli, e indichi la loro posizione nel Sistema periodico.
⓬ Lo studente deve riassumere i fattori che ritiene fondamentali nella determinazione del
comportamento chimico di un elemento; in
particolare è importante che nomini gli elettroni di valenza e il guscio elettronico più
esterno. Da questi due aspetti discendono
l’appartenenza a un determinato gruppo e
periodo e i valori delle proprietà periodiche.
La valenza, determinata dal numero atomico
e dal riempimento di gusci e sottogusci secondo regole precise, è quindi il fattore da cui
in ultima analisi dipendono tutti gli altri.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ C
⓰ D
⓳ C
㉒ B
㉕ D
㉘ B
㉛ A
⓮ D
⓱ A
⓴ A
㉓ B
㉖ A
㉙ C
㉜ D
⓯ D
⓲ D
㉑ C
㉔ C
㉗ A
㉚ B
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
㉝ A metallo;
B non-metallo;
C metallo;
D non-metallo.
㉞
Sodio (Na)
s
Cloro (Cl)
p
Rutenio (Ru)
d
Oro (Au)
d
Gallio (Ga)
p
Uranio (U)
f
Gadolinio (Gd)
f
㉟ Hanno in comune il fatto di avere il guscio
di valenza completo, per la presenza di otto
elettroni esterni. Si tratta di composti gassosi chimicamente inerti, in accordo con valori
di elettronegatività sostanzialmente nulli.
Di fatto non partecipano alla formazione di
composti.
㊱ Ciascun blocco si differenzia dagli altri per il
tipo di orbitali che vengono occupati nel guscio di valenza. Nel blocco s gli elementi hanno gli elettroni di valenza disposti solo in orbitali s; esempio Na, Ca, Cs, Ba. Nel blocco p
vengono occupati dagli elettroni di valenza
orbitali s e p; esempio S, P, O, Cl. Nel blocco d
gli elettroni di valenza vanno a riempire orbitali d e s; esempio Fe, Zn, Au, W.
㊲ Gli elementi di un periodo sono accomunati dal fatto di avere nel guscio di valenza il
medesimo livello energetico, rappresentato
dal numero quantico principale. Litio e azoto appartengono al 2° periodo in quanto gli
elettroni di valenza hanno n = 2; calcio e selenio appartengono al 4° periodo in quanto
gli elettroni di valenza hanno n = 4.
Li = 1s2 2s1.
N = 1s2 2s22p3.
Ca = 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2.
Se = 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p4 .
㊳ Br = 4s24p5 ; blocco p;
Cr = 3d5 4s1 ; blocco d;
P = 3s23p3 ; blocco p;
Cs = 6s1 ; blocco s;
Cl = 3s23p5 ; blocco p;
Zn = 3d10 4s2 ; blocco d;
Te = 5s25p4 ; blocco p;
Al = 3s23p1 ; blocco p;
Mg = 3s2 ; blocco s.
110
Idee per insegnare la chimica con
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 2 - Struttura elettronica e proprietà periodiche
㊵ V = 3d3 4s2 ;
Ta = 5d3 6s2 ;
Be = 2s2 ;
C = 2s22p2 ;
Pb = 6s26p2 ;
S = 3s23p4 ;
F = 2s22p5 ;
I = 5s25p5.
Proprietà chimiche simili si hanno negli elementi che appartengono allo stesso gruppo e
che presentano pertanto la stessa configurazione elettronica esterna: V e Ta; C e Pb; F e I.
㊶ 2s22p3 = periodo 2, gruppo 15;
3d3 4s2 = periodo 4, gruppo 5;
3s23p5 = periodo 3, gruppo 17;
4d10 5s25p5 = periodo 5, gruppo 17;
3d8 4s2 = periodo 4, gruppo 10.
㊾ A Vero; il sottoguscio 2p ha meno energia
del sottoguscio 3p e il suo riempimento
stabilizza maggiormente l’atomo.
B Falso; l’affinità elettronica è determinata
su atomi neutri allo stato gassoso.
C Vero; presenta un valore di energia di prima ionizzazione molto elevato poiché ha
riempito il suo guscio di valenza, cosa che
conferisce una forte stabilità.
D Falso; i gas nobili, avendo completato il
guscio di valenza, presentano valori di
prima ionizzazione maggiori, poiché il
completamento del guscio di valenza
conferisce una forte stabilità.
E Falso; gli elettroni di valenza del calcio
occupano un guscio più lontano dal nucleo rispetto al magnesio. È quindi più facile liberare il secondo elettrone del calcio
rispetto a quello del magnesio.
Hanno proprietà chimiche simili i due elementi del gruppo 17.
㊷ Rb, K, Ca, Fe, Ni, Sn, B, P, H, C, Br, O, F.
㊸ Il fosforo è l’elemento con le dimensioni
maggiori e con minore energia di ionizzazione, mentre il cloro è l’elemento più elettronegativo.
㊹ A metallo.
B non-metallo.
C l’elemento B.
D l’elemento B.
㊺ A Fe – 3e– → Fe3+;
B Cl + 1e– → Cl– ;
C O + 2e– → O2– ;
D K – 1e– → K+.
㊻ N; Se; Ca; Zn.
㊼ Fe; Be; Ge; Ra; At.
㊽ Br; Ca2+; O; Cu+.
L’ossigeno è l’elemento con raggio atomico
minore di tutti, poiché appartiene al 2° periodo mentre gli altri sono del 4° periodo.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
㊴ Al = 3s23p1 ;
Co = 3d7 4s2 ;
Rb = 5s1 ;
P = 3s23p3 ;
Kr = 4s24p6 ;
He = 1s2.
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Capitolo 3 - Legame chimico
Capitolo 3
Legame chimico
PROVA DA SOLO
1 Dipolo indotto-dipolo indotto (forza di London); legame idrogeno; legame idrogeno.
2 P–H: no; Si–N: sì (Siδ +; Nδ –); C–O: sì (Cδ +; Oδ –).
QUESITI
1 La domanda chiede che lo studente analizzi i possibili motivi che portano un atomo a
interagire con un altro atomo dando origine
a un legame. È necessario che nella risposta
si faccia un chiaro riferimento al concetto di
legame come compartecipazione degli elettroni del solo guscio di valenza. Si richiede
inoltre di discutere l’ipotesi di Lewis secondo cui il legame si produce per la necessità
di completare il guscio di valenza (regola
dell’ottetto), così da aumentare la stabilità
della configurazione. Una valutazione pienamente positiva richiede che lo studente
discuta alcuni dati sperimentali come la reattività chimica dei gas nobili.
2 La domanda chiede di descrivere i diversi
legami covalenti sulla base della differenza
di elettronegatività degli elementi coinvolti. Per una valutazione positiva è necessario
che si descriva come la differenza di elettronegatività comporti una diversa forma della
nube elettronica attorno ai nuclei e quindi la
possibilità di dare origine a molecole apolari
o polari. Devono essere riportati i rispettivi
valori di riferimento di ΔE. Lo studente deve
inoltre discutere il diverso comportamento
tra molecole apolari e polari in termini di solubilità e di possibilità di dare origine a differenti tipologie di legami intermolecolari.
3 È da ritenersi corretta la risposta che descrive il legame ionico come legame basato
non sulla compartecipazione elettronica,
ma sull’attrazione elettrostatica tra cariche
di segno opposto. Sulla base di questa premessa lo studente potrà discutere circa la
formazione di molecole o di aggregati ionici. È necessario che si faccia riferimento alla
forte differenza di elettronegatività tra i due
elementi come causa della formazione delle
cariche, riportando il valore di riferimento
del ΔE. Una valutazione pienamente positiva potrà essere determinata da un eventuale approfondimento circa le caratteristiche
chimico-fisiche dei composti ionici che si
vengono a creare.
4 L’esposizione della teoria del legame di valenza deve comprendere le motivazioni che
hanno spinto Pauling a una diversa interpretazione, le differenze tra i legami sigma
e pi greco in termini di sovrapposizione orbitalica e di energia e stabilità complessiva.
Una valutazione pienamente positiva richiede che lo studente illustri con l’ausilio di disegni la diversa sovrapposizione tra orbitali
di legame, riportando differenti possibili
combinazioni (orbitale s con orbitale s, orbitale s con orbitale px, orbitale s con orbitale px
e py, orbitale px con orbitale px, orbitale py con
orbitale py, ecc.), scegliendo in modo opportuno gli elementi del Sistema periodico.
5 È necessario che nel fornire la definizione
di legame dativo lo studente faccia chiaro
riferimento alle condizioni che permettono
il formarsi di tale legame. La risposta è da
considerarsi positiva solo se alla definizione
di legame dativo si accompagnano esempi di
molecole in cui tale legame si realizza. Lo studente deve riportare la formula di struttura
secondo la notazione di Lewis degli esempi
scelti, posizionando correttamente il legame
dativo.
6 Lo studente deve illustrare la natura del legame metallico, sviluppando gli aspetti teorici
che stanno alla base della sua formazione.
È importante, per una valutazione positiva,
che si colleghi il tipo di legame al comportamento macroscopico chimico-fisico dei composti metallici.
7 Si chiede una descrizione dei legami secondari, specificando, di volta in volta, l’energia
di legame e quindi la forza dell’interazione. È
importante che lo studente motivi correttamente l’associazione tra il tipo di interazione
e la stabilità che questa comporta. Una valutazione pienamente positiva richiede che si
riportino opportuni esempi per ciascun tipo
di interazione.
8 Si richiede la definizione della interazione
ione-dipolo, specificando le condizioni necessarie perché tale interazione si realizzi. È
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Capitolo 3 - Legame chimico
9 Lo studente deve illustrare le condizioni che
permettono la realizzazione del legame idrogeno e chiarire le conseguenze macroscopiche sulle proprietà chimico-fisiche determinate nel composto. Una valutazione positiva
richiede opportuni esempi, come quelli illustrati in figura 3.31, o riferimenti all’importanza del legame idrogeno in biologia (DNA,
proteine). Una valutazione pienamente positiva richiede la descrizione del legame anche
attraverso l’ausilio di disegni che illustrino
il reticolo spaziale e la struttura tetraedrica
dell’acqua, o la riproposizione del grafico in
figura 3.31.
⓾ Lo studente deve fornire nella risposta una
definizione di energia di legame e spiegare l’importanza di questa grandezza nella
determinazione della stabilità del legame.
Deve inoltre correlare il valore dell’energia
con il valore del raggio atomico, motivando
la relazione di proporzionalità inversa esistente. È importante che lo studente riporti
esempi che supportino la discussione.
⓫ La domanda chiede che si chiarisca se tra
due atomi dello stesso elemento sia possibile che si stabiliscano legami con energia
differente. Perché la risposta sia corretta è
necessario che lo studente faccia riferimento
all’energia dei legami singoli, doppi e tripli
che possono istaurarsi tra due atomi uguali,
motivando le differenze. È necessario che ci
sia un chiaro riferimento alla teoria del legame di valenza.
⓬ La domanda richiede che si discuta in particolare della relazione tra energia di legame, numero di legami e lunghezza di legame. È necessario che lo studente argomenti
producendo opportuni esempi e riportando
dati quantitativi tra quelli presentati nella
tabella 3.3.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ C
⓮ D
⓯ D
⓰ D
㉑ A
㉒ A
㉓ D
㉔ B
⓱ C
㉕ B
⓲ B
㉖ D
⓳ C
㉗ C
⓴ B
㉘ B
㉙ B
㉚ A
㉛ D
㉜ C
㊲ C
㊳ C
㊴ A
㊵ D
㉝ D
㊶ C
㊺ D
㊾ A
㉞ A
㊷ B
㊻ A
㊿ C
㉟ C
㊸ C
㊼ C
A
㊱ B
㊹ D
㊽ C
D
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
••
A Azoto; • N •.
•
••
B Cloro; •• Cl •.
••
•
C Indio; •In•.
D Potassio; K•.
••
A •• O •; 6; 2.
•
•
B • Ga•; 3; 3.
C •Be•; 2; 2.
••
D •• Br ••; 7; 1.
•
E •Ni•; 2; 2.
F Rb•; 1; 1.
••
G •• S •; 6; 2.
•
H •Zr•; 2; 2.
•
I ••Pb•; 4; 4.
La molecola di azoto mostra una stabilità
maggiore di quella del cloro a causa del triplo legame che la caratterizza. Come risultato l’azoto è un gas poco reattivo al contrario del cloro. Anche nel caso dell’ossigeno
la più elevata energia di legame rispetto
al fluoro è determinata dal doppio legame,
che conferisce una stabilità maggiore alla
molecola. La reattività aumenta via via che
aumenta il gruppo di appartenenza, con un
andamento che segue l’incremento dell’elettronegatività.
→ O;
A C —
→
B P — Cl;
→ O;
C B —
→ F.
D B —
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
necessario che la risposta comprenda esempi in cui si riscontra questo legame.
E KH, covalente eteropolare;
B LiH, covalente eteropolare;
D HCl, covalente eteropolare;
C HBr, covalente eteropolare;
A H2, covalente omopolare.
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Capitolo 3 - Legame chimico
A 3 legami covalenti σ.
H N H
E 2 legami σ covalenti omopolari.
H
F 4 legami σ, 2 legami π, covalenti eteropolari.
O
G 6 legami σ covalenti eteropolari.
B 4 legami covalenti σ, 2 legami dativi.
H
S
O
O
H
O
H
H
S
H
Al
O
Al
O
C 3 legami covalenti σ, 1 legame covalente
π, 1 legame dativo.
O
H
N
O
O
D 2 legami ionici, 2 legami covalenti σ.
E 4 legami covalenti σ, 2 legami covalenti π.
F 5 legami covalenti σ, 1 legame covalente π.
H
Fe
O
C
O
Sono presenti 4 legami. Non ci sono doppi o
tripli legami. Il carbonio utilizza i 4 orbitali
ibridi sp3, l’idrogeno il suo orbitale 1s, il cloro il suo orbitale 3p contenente un elettrone
spaiato.
H
Cl
H
O
O
H
O Ca O
Fe
O
O
H
Cl
O
P
O
B 2 legami σ covalenti eteropolari.
C 1 legame ionico.
D 3 legami σ covalenti eteropolari.
H
π *y π *z
πy πz
σx
2s
Cl
Cl
2p
σ *s
Na F
Al
σ *x
Energia
Cl
2s
Ordine di legame = 1; la molecola è stabile.
2p
H
Mg
2s
H
O
H
σ *s
σs
A 6 legami σ covalenti eteropolari, 1 dativo.
O
O
Cl
→ O e C —
→ Cl;
A C — O; C —
→
B P — N; P — H e P — N;
→ Cl.
C B — Cl; B — H e B —
O
O
H
C
Cl
G 2 legami covalenti σ, 2 legami dativi.
H
H
H
Energia
O
O
O
Ga
O
2s
σs
Ne2. Ordine di legame = (8–8)/2 = 0.
La molecola è instabile perché ha ordine di
legame = 0.
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Capitolo 3 - Legame chimico
[4,8·10–20 J].
H2 ; H2O; NH3 ; CO2.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
KCl: legame ione-dipolo;
MgO: legame ione-dipolo;
OF2 : interazione dipolo-dipolo;
HCl: interazione dipolo-dipolo;
BH3 : interazione dipolo-dipolo indotto;
CO2 : interazione dipolo-dipolo indotto;
NH3 : legame idrogeno.
HF può formare legami idrogeno a differenza di HI.
HF, perché in grado di formare legami idrogeno.
Le forze di London si producono a seguito
della formazione in una molecola di dipoli
istantanei che generano dipoli indotti nelle
molecole vicine. Si tratta di interazioni deboli del tipo dipolo indotto-dipolo indotto, tipiche di molecole apolari gassose come molti
elementi biatomici. Le interazioni dipolo-dipolo, invece, si producono tra molecole in cui
sono già presenti dipoli stabili.
Punto di ebollizione (°C)
0
–50
GeH4
–100
–150
–200
SnH4
SiH4
CH4
L'aumento del punto di ebollizione, da CH4 a
SiH4, a GeH4, a SnH4, è dato dall’incremento
del numero atomico e del peso molecolare
(vedi figura 3.31). Il maggior numero di elettroni determina un aumento delle forze di
London a causa della maggiore possibilità di
polarizzazione.
Dal momento che l’idrogeno non è legato a
elementi fortemente elettronegativi, in queste quattro molecole non si assiste alla formazione di legami idrogeno.
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Capitolo 4 - Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
Capitolo 4
Forma delle molecole
e proprietà delle sostanze
PROVA DA SOLO
1 Geometria lineare; forma lineare.
2 Geometria tetraedrica; forma tetraedrica.
3 Il legame C–H presenta una differenza di
elettronegatività molto bassa (0,35). Inoltre,
la geometria di tipo tetraedrico, la forma
tetraedrica e gli atomi periferici uguali permettono di mantenere la simmetria tra le
pur debolissime cariche. Il metano è quindi
una molecola apolare.
4 Nella molecola CHCl3 la simmetria geometrica data dalla forma tetraedrica non è
mantenuta a causa della presenza di atomi
periferici diversi. Infatti i tre atomi di cloro,
grazie alla più forte elettronegatività, rendono l’idrogeno parzialmente positivo, determinando una asimmetria di cariche elettriche. Il flusso viene quindi deviato, se posto in
prossimità di una bacchetta elettrizzata.
5 (a) sì, miscibilità completa; (b) no; (c) sì, miscibilità completa.
QUESITI
1 La risposta deve comprendere una semplice
definizione di angolo di legame, con indicazione della unità di misura. Da valutare
positivamente se nella risposta lo studente
sottolinea l’importanza di questo parametro
molecolare per la definizione della geometria della molecola.
2 La domanda richiede una riflessione sulle
conseguenze delle diverse possibili disposizioni spaziali degli atomi che formano le molecole sulle proprietà chimico-fisiche. È necessario che lo studente faccia riferimento al
fatto che la polarità della molecola dipende
non solo dalla differenza di elettronegatività
tra gli elementi, ma anche dalla forma della
molecola. Molto positiva anche la considerazione su come le forze intermolecolari, in
grado di determinare le proprietà chimico-
fisiche di un composto, siano spesso legate
alla forma delle molecole.
3 Si richiede una discussione sugli aspetti che
influenzano la geometria di una molecola.
È necessario che nella risposta si faccia un
chiaro riferimento alla lunghezza e al numero dei legami, all’angolo di legame, alla presenza di coppie elettroniche non condivise e
quindi alle forze di repulsione che esse generano. È importante che lo studente chiarisca
come la geometria dipenda principalmente
dal numero totale di coppie elettroniche nel
guscio di valenza, mentre la forma effettivamente assunta è influenzata dal numero di
coppie di legame e di non legame e quindi
dagli effetti finali delle forze di repulsione
determinate da queste ultime coppie.
4 La domanda richiede una definizione di geometria molecolare e una descrizione sintetica della teoria VSEPR. È necessario che nella
risposta sia chiaro il riferimento alla presenza di coppie di legame e di non legame, agli
orbitali di valenza e a come le forze di repulsione siano influenzate dal numero e tipo
di legami e dal tipo di coppia elettronica in
gioco, di legame o di non legame. Per una valutazione pienamente positiva è necessario
che lo studente illustri esempi di composti di
cui riporti la formula di struttura e indichi la
geometria, l’angolo di legame, la eventuale
presenza di coppie di non legame.
5 La domanda richiede che lo studente riporti specifici esempi in cui, a parità di geometria molecolare, la forma realmente assunta
dalla molecola si differenzia a causa della
diversa presenza di coppie di non legame.
Per ciascun esempio devono essere riportati
la struttura di Lewis e l’angolo di legame e
deve essere dichiarata la forma finale assunta dalla molecola.
6 La domanda chiede una definizione di orbitale ibrido. Una valutazione positiva comporta il risalto attribuito dallo studente al
fatto che gli orbitali ibridi sono isoenergetici
e che l’ibridazione produce un incremento
del numero di singoletti e quindi un maggior numero di legami covalenti che conferiscono stabilità alla molecola. La risposta
deve inoltre contenere un chiaro riferimento a come il numero di orbitali ibridi determini la geometria della molecola (vedi tabella 4.2).
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
7 La risposta deve necessariamente comprendere, accanto a una spiegazione scritta, un
contributo illustrato per le tre tipologie di
ibridazione. Occorre fare riferimento alla
convenzione grafica con frecce e quadratini,
utilizzata per rappresentare il riempimento
degli orbitali, per dimostrare come si formano gli orbitali ibridi e in quale numero, evidenziando gli orbitali di partenza coinvolti.
Nella scelta esplicativa lo studente può fare
riferimento agli esempi riportati in figura 4.5.
8 La domanda chiede che si dia una definizione del fenomeno di risonanza. È importante che lo studente faccia presente, con
opportuni esempi, come la rappresentazione di Lewis non sempre riesca a riprodurre
in modo esaustivo la reale condizione della
molecola. È necessario che nella risposta si
evidenzi come la risonanza non sia un fenomeno reale in sé, ma un artificio per rappresentare la delocalizzazione elettronica.
9 La risposta deve contenere un chiaro riferimento al concetto di ibrido di risonanza
e deve definire il termine formula limite, riportando alcune rappresentazioni di Lewis
esemplificative. Sempre attraverso la proposizione di esempi illustrati, lo studente deve
spiegare il motivo della delocalizzazione
elettronica e in che modo le diverse formule
concorrono alla stabilità complessiva dell’ibrido, specificando quali aspetti influiscono
sulla stabilità di una formula limite (assenza
di dipoli, eventuale carica associata all’elemento più elettronegativo, ecc.).
⓾ Lo studente deve illustrare in quale contesto
è possibile che un atomo effettui più legami
di quelli necessari al raggiungimento dell’ottetto di valenza, chiarendo il vantaggio che
ne consegue in termini di stabilità energetica. Perché la risposta sia valutata positivamente deve emergere il contributo degli
orbitali d e devono essere presentati i concetti di ipervalenza e di elettron-deficienza, il
tutto corredato da opportuni esempi. Da valutare in modo pienamente positivo anche
una eventuale riflessione sul legame dativo
come artificio teorico per risolvere strutture
di ipervalenza.
⓫ La domanda chiede che venga messa in evidenza la polarità attraverso la miscibilità e
la possibilità di formare soluzioni. È necessario inoltre un riferimento a come la differen-
te forma, determinata dal numero di atomi
e dalle coppie di non legame eventualmente
presenti, possa annullare o amplificare la
presenza di dipoli molecolari e stabilire così
il comportamento macroscopico del composto. Lo studente deve poi proporre un metodo sperimentale per la determinazione della
polarità di una molecola. Perché la proposta
sia valida devono essere specificati il tipo
di solvente, la strumentazione utilizzata, il
comportamento atteso e l’interpretazione da
dare al comportamento osservato.
⓬ La domanda richiede che lo studente chiarisca il ruolo dei legami secondari dipolo-dipolo indotto, dipolo indotto–dipolo indotto e dei
legami idrogeno nell’influenzare la diversa
solubilità dei composti, ionici o molecolari. È
necessario che dalla risposta emerga il ruolo
dei legami secondari nello stabilire relazioni tra soluto e solvente che determinano un
abbassamento dell’energia complessiva del
sistema e quindi la formazione della soluzione. Lo studente deve illustrare anche il ruolo
dei legami secondari nel caso di un soluto solido in un solvente liquido. Una valutazione
pienamente positiva deve prevedere opportuni esempi per chiarire i concetti esposti.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ C
⓮ B
⓯ B
⓰ D
㉑ D
㉒ A
㉓ D
㉔ D
⓱ D
㉕ C
㉙ C
㉝ D
㊲ C
㊶ C
㊺ B
㊾ A
⓲ A
㉖ C
㉚ C
㉞ D
㊳ D
㊷ A
㊻ D
㊿ C
⓳ C
㉗ A
㉛ C
㉟ A
㊴ C
㊸ A
㊼ D
D
⓴ A
㉘ C
㉜ A
㊱ C
㊵ B
㊹ B
㊽ C
C
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 4 - Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
A Forma piramidale triangolare; 107,3°.
B Forma tetraedrica; 109,5°.
C Forma piegata; 104,5°.
D Forma triangolare planare; 120°.
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Capitolo 4 - Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
A Geometria tetraedrica.
O H
P
O
O H
B Geometria tetraedrica.
As
H
H
H
C Geometria triangolare planare.
Cl
Al
Cl
H–
H
O H
C Geometria tetraedrica, forma tetraedrica.
B
H
H
D Geometria tetraedrica, forma piegata.
H
O
H
A 4; geometria ottaedrica, forma planare
quadrata.
Cl
D Geometria tetraedrica.
H
N
H
H
A Geometria tetraedrica, forma piramidale
triangolare. Per esempio:
P
H
H
H
B Geometria triangolare planare, forma
piegata. Per esempio:
N
O
O H
B 6; geometria e forma lineare.
C 1; geometria triangolare planare, forma
piegata.
D 3; geometria e forma tetraedrica.
E 2; geometria e forma bipiramidale
triangolare.
C Geometria tetraedrica, forma tetraedrica.
Per esempio:
H
H
C
H
H
A Geometria tetraedrica, forma piramidale
triangolare.
Cl
C
Cl
Cl
B Geometria tetraedrica, forma tetraedrica.
H+
H
N
H
F 5; geometria tetraedrica, forma piramidale triangolare.
H
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Capitolo 4 - Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
Lineare
Triangolare
planare
Tetraedrica
Bipiramidale
triangolare
numero di orbitali
atomici combinati
uno s
uno p
uno s
due p
uno s
tre p
uno s
tre p
uno d
numero di orbitali
ibridi formati
due sp
tre sp2
quattro sp3
cinque sp3 d
numero di orbitali
non ibridati rimanenti
due p
uno p
nessuno
quattro d
angolo di legame
180°
120°
109,5°
120° e 90°
sp: CO2, BeH2 ;
sp2 : BH3, CH2O, BHCl2 ;
sp3 : CH2Cl2, CCl4, CHCl3, CH3Cl.
sp: forma lineare;
sp2 : forma triangolare planare;
sp3 : forma tetraedrica.
A Geometria tetraedrica, forma tetraedrica
o piramidale triangolare.
O
H
P
OH
OH
HO
OH
OH
B Geometria tetraedrica, forma piegata.
C Geometria tetraedrica, forma tetraedrica, espansione dell’ottetto.
Cl
Cl
O
O
Cl
OH
O
D Geometria lineare, ibridazione sp.
E Geometria triangolare planare, forma
triangolare planare, ibridazione sp2,
risonanza.
O
O
S
C
N
O
O
O
S
O
O
O
S
O
O
S
G Geometria tetraedrica, forma tetraedrica,
ibridazione sp3.
H
S
H
C
S
C
H
H
H Geometria tetraedrica, forma piramidale
triangolare, ibridazione sp3.
H
N
H
H
Perché le repulsioni esercitate dai doppietti
elettronici di non legame possono far variare l’angolo di legame.
Perché l’atomo di zolfo ha una coppia di elettroni di non legame che esercita una repulsione maggiore rispetto a una coppia elettronica di legame.
H
F Geometria lineare, forma lineare,
ibridazione sp.
P
O
O
O
BBr3 : ibridazione del boro sp2 ;
CO2 : ibridazione del carbonio sp;
CH2 Cl2 : ibridazione del carbonio sp3 ;
BeCl2 : ibridazione del berillio sp.
104,5°; sp3 ; forma piegata; circa 90°.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
sp = geometria lineare, sp2 = geometria triangolare planare, sp3 = geometria tetraedrica.
La prima formula limite, dal momento che
non comporta separazione di cariche, contribuisce maggiormente all’ibrido di risonanza.
Tra le altre due formule limite contribuisce
maggiormente quella in cui la carica nega119
Idee per insegnare la chimica con
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 4 - Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
tiva è sull’atomo più elettronegativo, l’ossigeno, e la carica positiva è sull’atomo meno
elettronegativo, il carbonio.
1 = sp2 ; 2 = sp; 3 = sp; 4 = sp3 ; 5 = sp2.
O
O
S
O
O
O
O
O
S
O
O
N
O
O
N
O
Br
O
Br
La risonanza permette la delocalizzazione
della carica negativa in eccesso sui tre atomi
di ossigeno e quindi conferisce una maggiore stabilità complessiva alla molecola.
O
O
O
O
B Apolare. Il legame tra carbonio e bromo
è di tipo covalente quasi omopolare. La
struttura tetraedrica è simmetrica e può
dare origine solo a dipoli istantanei, permettendo di stabilire soltanto deboli legami secondari.
O
N
O
No, la risonanza è conseguenza di una delocalizzazione elettronica e la sua formazione
è evidenziata dalla lunghezza dei legami, che
risulta intermedia tra quella di un legame
doppio o triplo e quella di un legame singolo.
La delocalizzazione si realizza attraverso la formazione di un insieme combinato di orbitali
atomici, che danno origine a strutture limite
differenti per la posizione dei doppi o tripli legami. L’omogenea distribuzione degli elettroni
nella molecola garantisce maggiore stabilità.
A Apolare.
B Apolare.
C Polare; nella molecola ClF è presente una
carica negativa parziale in corrispondenza dell’atomo di fluoro.
D Polare.
A Apolare.
B Polare.
C Apolare.
D Apolare.
E Apolare.
F Polare.
G Polare.
H Apolare.
A Apolare. Geometria lineare che permette
una distribuzione simmetrica delle cariche. I due dipoli relativi ai legami C–– O si
bilanciano, determinando complessivamente la apolarità della molecola.
O C O
C
Br
Br
C Polare. La molecola ha geometria tetraedrica con forma piramidale triangolare.
Sono presenti legami covalenti polari i cui
momenti polari non si annullano a causa
della presenza di un doppietto non condiviso. La molecola è moderatamente polare.
F
N
F
F
D Polare. Il composto è caratterizzato da legami covalenti polari e da due doppietti
non condivisi. Oltre che dal tipo di legami, la polarità di una molecola dipende
anche dalla geometria, che in questo caso
è tetraedrica, e dalla forma, che è piegata,
per cui i due dipoli relativi ai due legami
S–H non si annullano.
H
S
H
Nel caso del CCl4 si ha una distribuzione simmetrica dei dipoli, che rende la molecola nel
complesso apolare. In CHCl3 la stessa geometria tetraedrica non riesce a garantire una
simmetria dei dipoli. In particolare, l’idrogeno assume carica positiva al contrario degli
atomi di cloro, che assumono carica negativa. La molecola è polare.
Cl
δ–
Cl
δ–
Cδ
Clδ–
H
+
Cl
δ–
δ–
Cl
δ+
Cδ
+
Cl
δ–
Clδ–
Sì. Particolari forme della molecola permettono di equilibrare eventuali dipoli nel momento in cui la distribuzione spaziale degli atomi
risulta simmetrica. È il caso del diossido di
carbonio, i cui legami covalenti polari deter-
120
Idee per insegnare la chimica con
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minano dipoli che si annullano per effetto
della forma lineare assunta dalla molecola.
Gli ioni che si formano a seguito della solubilizzazione del solido ionico non riescono a
unirsi nuovamente e a cristallizzare di nuovo perché:
– le molecole del solvente circondano gli ioni
ed evitano il contatto diretto tra questi;
– le molecole del solvente smorzano con i
propri dipoli le forze attrattive tra le cariche
elettriche opposte;
– la carica elettrica degli ioni è impegnata
dai poli di segno opposto delle molecole di
solvente che circondano ciascuno ione;
– la somma delle energie di legame ionedipolo è superiore a quella del legame ionico
originario.
Nel caso della soluzione di un solido ionico in
acqua si ha il processo di dissociazione, vale
a dire la separazione degli ioni che vengono
circondati dalle molecole d’acqua. L’acqua
agisce sia impedendo fisicamente la formazione del legame ionico sia neutralizzando
le cariche per l’interposizione dei propri momenti dipolari.
Nel caso della dispersione, invece, la molecola polare interagisce con l’acqua principalmente attraverso legami secondari, come il
legame idrogeno. L’energia necessaria a rompere i legami idrogeno tra le molecole del
composto polare è fornita dalla formazione
dei legami idrogeno tra le molecole dell’acqua e quelle del composto polare.
Capitolo 5 - Nomi e formule dei composti chimici
Capitolo 5
Nomi e formule
dei composti chimici
PROVA DA SOLO
1 +6.
2 +5.
3 Fluoruro di idrogeno; acido fluoridrico.
Diidrossido di bario; idrossido di bario.
Diossido di selenio; anidride seleniosa.
4 I2O7 ; MnO.
5 Triossocarbonato (IV) di calcio;
carbonato di calcio.
Bis(triossobromato) (V) di magnesio;
bromato di magnesio.
Fluoruro di litio.
6 Ba(NO3) 2 ; LiClO2 ; K2O2 ; Fe2 (CO3) 3.
QUESITI
1 La domanda chiede che si specifichi il diverso contenuto informativo rappresentato
dalle tre modalità simboliche di rappresentazione di un composto. Perché la risposta
sia completa e raggiunga una valutazione
positiva è necessario che lo studente specifichi che la formula molecolare esprime il rapporto numerico tra gli atomi e rappresenta la
reale composizione del composto, mentre la
formula minima indica il rapporto minimo
di numeri interi esistente tra gli atomi. Infine lo studente deve illustrare le informazioni desumibili dalla formula di struttura in
termini di legami e di geometria spaziale. È
opportuno che la discussione sia sviluppata
a partire da appropriati esempi. Da valutare positivamente che si faccia notare, con il
supporto di esempi, la possibile coincidenza
tra formula minima e formula molecolare.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 4 - Forma delle molecole e proprietà delle sostanze
2 La risposta corretta richiede che lo studente
dia una corretta definizione di numero di ossidazione e di valenza, riportando poi le differenze tra questi due concetti. In particolare
è necessario che lo studente discuta il significato del valore numerico e del segno + oppure – che lo accompagna nel n.o., illustrando il
121
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 5 - Nomi e formule dei composti chimici
motivo per cui la valenza può assumere solo
valori positivi. È necessario che siano riportati esempi di casi in cui valenza e numero di
ossidazione coincidono in valore assoluto e
casi in cui questa coincidenza non si verifica.
3 Lo studente deve riportare la definizione della regola dell’ottetto, spiegando che il completamento del guscio esterno fa aumentare
la stabilità dell’atomo. Inoltre si chiede che
venga mostrato con alcuni esempi come grazie alla regola dell’ottetto la corretta scrittura della formula molecolare risulti facilitata.
A questo proposito è da considerarsi positivamente una spiegazione del valore del numero di ossidazione di un elemento proprio
alla luce della regola dell’ottetto, per esempio il valore –1 per gli alogeni, i valori –2, +4
e +6 per gli elementi del gruppo 16, il valore
+1 e +2 dei metalli, rispettivamente, alcalini
e alcalino-terrosi.
4 Si chiede di riassumere il tipo di calcolo con
cui si opera il bilanciamento del numero di
elettroni acquisiti o ceduti nella formazione di un composto molecolare. Attraverso
alcuni esempi lo studente deve dimostrare
come si utilizzano il numero di ossidazione e
i numeri scritti al pedice di ciascun elemento
per mantenere la neutralità complessiva della molecola. La regola della diagonale è una
esemplificazione con cui lo studente può aiutarsi nella discussione.
5 Lo studente deve riportare le regole principali con le quali si procede alla determinazione
del numero di ossidazione degli elementi di
un composto molecolare. Perché la risposta
abbia una valutazione positiva è necessario
che si faccia un chiaro riferimento a quanto riportato nell’elenco del § 5.4 del testo. Per
una risposta completa è necessario che nella
discussione si faccia riferimento in particolare ai punti 1, 3, 4, 5 e 6 dell’elenco.
6 Lo studente deve specificare i criteri generali
che sottostanno ai differenti sistemi di nomenclatura. In particolare si deve fare riferimento al calcolo del numero di ossidazione e
alla codifica del suo valore attraverso specifici suffissi e prefissi, per il sistema tradizionale, o al conteggio degli atomi presenti, per la
nomenclatura IUPAC. La domanda è da considerarsi completa solo se lo studente riporta
anche la dicitura del numero di ossidazione
prevista dalla notazione di Stock.
7 La risposta è da considerarsi completa solo se
si riportano tutte le classi di composti binari presentate nel testo: idruri, idracidi, ossidi
basici e ossidi acidi, sali binari. Va valutata
positivamente una breve spiegazione per
ciascuna classe, con esempi di composti binari.
8 La risposta è da considerarsi completa solo
se si riportano tutte le classi di composti ternari presentate nel testo: idrossidi, ossiacidi,
sali ternari. Va valutata positivamente una
breve spiegazione per ciascuna classe, con
esempi di composti ternari.
9 La domanda richiede che si riportino e si descrivano le classi di composti caratterizzate
dalla presenza di un metallo. È necessario
che si faccia riferimento a idruri, ossidi basici, idrossidi e sali (binari, ternari e quaternari) con opportuni esempi.
⓾ La domanda richiede che si riportino e si descrivano le classi di composti caratterizzate
dalla presenza di un non-metallo. È necessario che si faccia riferimento a idracidi, ossidi
acidi, ossiacidi, sali (binari, ternari e quaternari) con opportuni esempi.
⓫ Lo studente deve indicare come caratteristica distintiva dei sali la contemporanea presenza di un metallo e di un non-metallo, in
alcuni casi associati a ossigeno ed eventualmente anche a idrogeno per dare rispettivamente sali ternari e sali quaternari.
⓬ Lo studente deve mostrare di sapere costruire un sale a partire dall’ossiacido o idracido
di partenza, individuando nel meccanismo
di sostituzione dell’idrogeno con elementi
metallici lo schema generale di formazione
di un sale. È necessario che sia evidenziato
come, conoscendo il composto acido di partenza, sia possibile prevedere quali e quanti
sali si possono formare sulla base del numero di atomi di idrogeno presenti. È opportuno
che la discussione sia supportata con opportuni esempi chiarificatori.
122
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ D
⓮ A
⓯ D
⓰ B
㉑ C
㉒ D
㉓ A
㉔ A
⓱ D
㉕ D
㉙ D
㉝ A
㊲ D
㊶ C
㊺ C
㊾ B
C
⓲ D
㉖ C
㉚ D
㉞ B
㊳ C
㊷ C
㊻ C
㊿ D
C
⓳ C
㉗ B
㉛ C
㉟ C
㊴ C
㊸ C
㊼ C
C
A
⓴ B
㉘ A
㉜ D
㊱ D
㊵ C
㊹ B
㊽ B
C
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
A B in B2O3 = +3.
B S in H2SO3 = +4.
C Ca in CaO = +2.
D Cr in K2Cr2O7 = +6.
E Mn in KMnO4 = +7.
F S in K2SO4 = +6.
G N in N2O5 = +5.
H P in PH3 = –3.
I C in CO2 = +4.
J C in CH4 = –4.
K N in NH3 = –3.
L Cl in Cl2O7 = +7.
M Fe in FeCl3 = +3.
N P in H3PO4 = +5.
O Sr in SrCO3 = +2.
P Pt in PtCl4 = +4.
Q Mn in Na2MnO4 = +6.
R P in PCl5 = +5.
S Ti in TiBr4 = +4.
T Sb in Sb2O5 = +5.
A Cl: valenza = 5, n.o. = +5;
H: valenza = 1, n.o. = +1;
O: valenza = 2, n.o. = –2.
B N: valenza = 3, n.o. = +3;
O: valenza = 2, n.o. = –2.
C Fe: valenza = 2, n.o. = +2;
O: valenza = 2, n.o. = –2.
D Ca: valenza = 2, n.o. = +2;
S: valenza = 2, n.o. = –2.
A Cl = +7; O = –2.
B Al = +3; O = –2.
C Ag = +1; Cl = –1.
D S = +6; O = –2.
E N = +5; O = –2.
F Mn = +7; O = –2.
G Li = +1; H = –1.
H Fe = +2; O = –2.
A K = +1; N = +5; O = –2.
B Mg = +2; S = +6; O = –2.
C Ca = +2; S = +4; O = –2.
D H = +1; C = +4; O = –2.
E H = +1; P = +5; O = –2.
F H = +1; B = +3; O = –2.
G Mg = +2; Si = +4; O = –2.
H Sr = +2; H = +1; O = –2.
A HClO3.
B H2CO3.
C Ba(OH) 2.
D CrO3.
E Fe(OH) 2.
F HNO2.
G As2O5.
H HIO3.
A LiH2 → LiH.
B KO3 → K2O.
C SO4 → SO2 oppure SO3.
D NaS2 → Na2S.
A S.
B OA.
C S.
D OB.
E OB.
F OB.
G OA.
H S.
La formula deve presentare nell’ordine:
A un metallo + idrogeno;
B un metallo + un non-metallo + ossigeno;
C idrogeno + un non-metallo + ossigeno;
D un metallo + gruppo OH.
A IU.
B TR.
C SK.
D IU.
E IU.
F TR.
G IU.
H SK.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 5 - Nomi e formule dei composti chimici
123
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 5 - Nomi e formule dei composti chimici
A Na2O.
B Fe2O3.
C Cu2O.
D Mn2O7.
E SnO2.
F BaH2.
G Nb(OH) 5.
H Sn(OH) 4 .
A Idrossido manganico; triidrossido di
manganese.
B Stibina; triidruro di antimonio.
C Perossido di potassio; perossido di dipotassio.
D Ammoniaca; triidruro di azoto.
E Ossido ferroso; monossido di ferro.
F Ossido rameoso; monossido di dirame.
G Perossido di bario; diossido di bario.
H Idrossido di alluminio; triidrossido di
alluminio.
A H2Te.
B H4P2O7.
C H2S.
D P2O5.
E HNO3.
A Acido solfidrico; solfuro di diidrogeno.
B Anidride ipoclorosa , monossido di dicloro.
C Acido bromidrico; bromuro di idrogeno.
D Acido permanganico; acido tetraossomanganico (VII).
A Fe(NO3) 3.
B Al2 (HPO4) 3.
C K2SO4 .
D KHSO3.
E Li2S.
F NaHCO3.
G CaBr2.
A Manganato di sodio; tetraossomanganato (VI) di disodio.
B Solfato di calcio; tetraossosolfato (VI) di
calcio.
C Idrogenosolfito di sodio; idrogenotriossosolfato (IV) di sodio.
D Diidrogenofosfato di potassio; diidrogenotetraossofosfato (V) di potassio.
E Nitrito di litio; diossonitrato (III) di litio.
F Ioduro di bario; diioduro di bario.
Capitolo 6 - Radioattività e reazioni nucleari
Capitolo 6
Radioattività
e reazioni nucleari
PROVA DA SOLO
220
208
1 228
88 Ra; 86 Rn; 81 Tl.
2 228
89 Ac;
228
212
49
210
90 Th; 83 Bi; 21 Sc; 84 Po.
QUESITI
1 La domanda richiede che lo studente fornisca una definizione di radioisotopo e illustri,
nelle linee generali, il funzionamento di un
acceleratore di particelle. Da valutare positivamente la narrazione della scoperta della
radioattività.
2 La risposta è da considerarsi positiva se lo
studente spiega che i fenomeni legati alla
radioattività fecero cadere il presupposto teorico della chimica classica, secondo il quale
possono trasformarsi solo i composti e non
gli elementi.
3 La domanda richiede una definizione del
fenomeno del difetto di massa e un approfondimento sulle conseguenze teoriche in
relazione al principio di conservazione dell’energia e al principio di conservazione della
massa. È necessario che lo studente riporti la
formula di Einstein e la commenti, evidenziando la stretta correlazione tra le due grandezze, massa ed energia. Sono da valutarsi
positivamente collegamenti con fenomeni
astronomici, come la produzione di energia
nei corpi stellari, o con i processi di fusione e
di fissione nucleare.
4 Lo studente deve approfondire il motivo per
cui nella trattazione dei processi chimici non
si fa solitamente cenno al difetto di massa.
Inoltre va spiegata la validità della legge di
Lavoisier nel contesto delle reazioni chimiche. È da considerarsi positivamente una discussione supportata da esempi che facciano
risaltare le quantità di massa e di energia in
gioco.
5 Lo studente deve illustrare in modo completo le caratteristiche dei raggi alfa, beta e
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
gamma in termini di carica elettrica, di capacità di penetrazione, di energia e di pericolosità biologica. Da valutare positivamente i
riferimenti a esperimenti e a personaggi della fisica che hanno contribuito allo studio dei
fenomeni radioattivi.
6 Si richiede l’indicazione dei fattori che influenzano la stabilità del nucleo atomico. In
particolare è necessario il riferimento al rapporto N/Z tra protoni e neutroni e alla variazione di questo rapporto con l’incremento del
numero atomico. È da considerarsi completa
solo una risposta che discuta della fascia di
stabilità nucleare, riportando i valori di N/Z
che garantiscono la stabilità del nucleo al variare di Z. Va considerata pienamente positiva la risposta che comprende una discussione sul grafico di figura 6.7 e una riflessione
sul legame esistente tra stabilità del nucleo
ed energia di legame.
7 La risposta è da considerarsi completa solo
se descrive in modo esaustivo le caratteristiche delle differenti tipologie di decadimento,
specificando come variano il numero atomico e il numero di massa a seguito del fenomeno e quale tipo di particella viene rilasciata.
Una risposta pienamente positiva richiede
che lo studente riporti esempi di equazioni
nucleari che illustrino le diverse tipologie
di decadimento. Da considerare molto positivamente anche la descrizione del concetto
di famiglia radioattiva e la puntualizzazione
sulla natura probabilistica del fenomeno.
8 Lo studente deve riportare la definizione di
tempo di dimezzamento, specificando come
il decadimento radioattivo sia un processo
probabilistico a probabilità costante. È necessario che nella discussione si evidenzi
come, pur variando il numero di atomi che
decadono, resta costante il rapporto tra nuclei genitori presenti e nuclei figli che si formano. È opportuno che lo studente introduca anche il concetto di attività, mettendolo
in relazione al tempo di dimezzamento. Per
una valutazione pienamente positiva è necessario che si accompagni la discussione
con un esempio grafico e si riportino a titolo
esemplificativo valori del tempo di dimezzamento di alcuni radioisotopi. Una risposta
completa potrà toccare l’argomento della
radiometria e dell’uso del carbonio-14 per la
datazione dei reperti biologici.
9 Si richiede una descrizione sintetica del processo di fissione, a partire dalla definizione
per arrivare a discutere sulle conseguenze
principali del fenomeno. È necessario che
si faccia riferimento alla suddivisione del
nucleo, alla liberazione di neutroni, alla
emissione di energia. La risposta completa
prevede che lo studente fornisca una breve
definizione di reazione a catena, riportando
almeno un esempio.
⓾ Si chiede una breve discussione del concetto di massa critica, facendo riferimento alla
possibilità di innescare una reazione a catena. È positivo ogni riferimento a come il fenomeno di autoalimentazione sia sfruttabile per la fabbricazione di ordigni bellici o per
la produzione di energia nucleare.
⓫ La domanda chiede che si illustri il processo
di fusione nucleare. Una risposta completa
comprende la presentazione sia dei vantaggi
della fusione rispetto alla fissione sia dei problemi tecnici di sfruttamento legati ai vincoli energetici. È da valutare positivamente il
collegamento a fenomeni astrofisici, come la
produzione di energia nei corpi stellari.
⓬ Perché la risposta possa essere considerata
completa e positiva è necessario che si riportino le principali differenze esistenti tra
i due processi, come riassunte nel § 6.11. Da
valutare positivamente ulteriori differenze e
somiglianze che lo studente può rilevare, se
opportunamente circostanziate.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ B
⓮ B
⓯ C
⓳ A
⓴ D
㉑ B
⓰ C
㉒ C
㉕ B
㉘ A
⓱ C
㉓ D
㉖ C
⓲ B
㉔ C
㉗ B
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 6 - Radioattività e reazioni nucleari
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
㉙ A 17 protoni, 18 neutroni, 35 nucleoni.
B 17 protoni, 20 neutroni, 37 nucleoni.
C 88 protoni, 138 neutroni, 226 nucleoni.
D 94 protoni, 145 neutroni, 239 nucleoni.
125
Idee per insegnare la chimica con
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 6 - Radioattività e reazioni nucleari
㉚ [1,04 · 10–27 g].
㉛ Stagno-112 ha 50 protoni e 62 neutroni, indio-112 ha 49 protoni e 63 neutroni. Indio-112
andrà incontro a decadimento radioattivo α
o β, fintanto che si trasformerà in un isotopo
stabile.
㉜ A Una particella β–, cioè un elettrone. Col decadimento β– diminuisce il rapporto neutroni/protoni.
B Una particella β+, cioè un positrone. Col
decadimento β+ aumenta il rapporto neutroni/protoni.
C In entrambi i casi il nucleo diventa più
stabile.
㊷ 136 C + 11 H → 147 N.
0
㊸ 30
15 P → +1e +
30
14 Si.
㊹ [5,4 · 1011 J; 0,20%].
4
30
1
㊺ A 27
13 Al + 2 He → 15 P + 0 n;
82
0
B 82
35 Br → 36 Kr + –1 e;
0
7
7
C –1 e + 4 Be → 3 Li;
D 126 C + 21 H → 137 N + 01 n.
㊻ A 244 Am → 134 I + 107 Mo + 3n;
B 239 Pu + n → 98 Mo + 138 Te + 4n;
C 235 U + n → 101 Mo + 132 Sn + 3n;
D 239 Pu + n → 104 Ru + 133 In + 3n.
㉝ Sotto la banda di stabilità, in modo da incrementare il rapporto neutroni/protoni e garantire maggiore stabilità.
㉞ Stabile, perché ricade nella fascia di stabilità.
㉟ Decadimento beta– : nel decadimento beta–
aumenta di una unità il numero dei protoni
e diminuisce di una unità il numero dei neutroni.
Decadimento gamma: nel decadimento gamma non vengono emesse particelle.
Decadimento alfa: nessuno dei due nuclidi
prodotti è una particella alfa.
㊱ 146 C → 147 N + –10 e;
137
0
137
55 Cs → 56 Ba + –1 e;
85
0
36
Kr → 85
37 Rb + –1 e;
239
239
0
93 Np → 94 Pu + –1 e.
㊲
241
237
4
95 Am → 93 Np + 2 He;
210
206
4
84 Po → 82 Pb + 2 He.
4
234
0
234
0
234
㊳ A 238
92U → 2He + 90Th → –1e + 91Pa → –1e + 92U.
235
4
231
0
231
4
227
B 92U → 2He + 90Th → –1e + 91Pa → 2He + 89Ac.
㊴ Il decadimento β–, perché per emissione di
una particella β– il rapporto tra neutroni e
protoni diventa tale da posizionare il radioisotopo a sinistra della banda di stabilità.
L’emissione della particella negativa fa diminuire di 1 il numero dei neutroni e fa aumentare di 1 il numero dei protoni, cioè il numero
atomico Z, stabilizzando il radionuclide:
0
40
40
0
40
40
19 K → –1 e + 20 Ca; 19 K → +1 e + 18 Ar.
㊵ Poiché sono trascorsi 4 tempi di dimezzamento, la quantità residua è pari a 1/24 = 1/16
di quella iniziale: 456 ng / 16 = 28,5 ng.
㊶ 1/8; 1/16; 1/2; 1/16.
126
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Capitolo 7 - Proprietà delle soluzioni
Proprietà delle soluzioni
PROVA DA SOLO
1 [16,7%; 18,3%; 0,0580; 3,13 M; 3,42 m].
2 [5,17 m].
3 [90 g].
4 [1,12 g/mL].
5 [1,30 g/mL].
6 [0,031 bar].
7 [80,5 °C].
QUESITI
1 Il quesito richiede che si distingua tra i processi di ionizzazione e dissociazione elettrolitica. Il dato che deve emergere, perché la
risposta sia valutabile positivamente, è che
la ionizzazione è una reazione chimica durante la quale si producono ioni, mentre la
dissociazione non è una reazione ma una liberazione di ioni già esistenti. Una risposta
completa deve specificare come nel caso della ionizzazione si tratti di molecole polari, tipicamente acidi e basi deboli, che reagiscono
con l’acqua scindendosi e dando così origine
a ioni. Questi successivamente si dissociano
e vanno in soluzione in forma idratata, vale
a dire circondati da molecole d’acqua. Al contrario, la dissociazione riguarda composti ionici, come sali e basi forti, che in soluzione
acquosa semplicemente sono sottoposti alla
scomposizione del reticolo cristallino e alla
separazione dei diversi ioni. Da considerarsi
positiva la risposta che comprenda esempi
dei due processi, come la ionizzazione e la
successiva dissociazione dell’acido cloridrico
e la dissociazione elettrolitica dell’idrossido
di sodio:
+
HCl (g) + H2O (l) → H3O(aq)
+ Cl –(aq);
NaOH (s) → Na +(aq) + OH –(aq).
2 La risposta deve indicare possibili azioni volte a verificare la presenza di ioni in soluzione. In particolare è necessario che si faccia
riferimento alla conducibilità elettrica delle
soluzioni elettrolitiche. Da valutare positivamente una discussione sull’influenza del
grado di dissociazione sul valore della conducibilità.
3 Si richiede una definizione di elettrolita.
Nella spiegazione del concetto di forza degli
elettroliti è necessario che si propongano degli esempi.
4 È necessario che nella risposta sia fornita
una definizione del grado di dissociazione
come grandezza misurabile e se ne indichi il
metodo di determinazione. Perché la risposta possa considerarsi pienamente positiva,
si devono indicare i valori che il grado di dissociazione può assumere nei diversi casi di
elettroliti forti, di elettroliti deboli e di nonelettroliti, fornendo per essi una adeguata
motivazione.
5 La risposta deve fornire una definizione del
coefficiente di Van’t Hoff e il metodo per la
sua determinazione. È necessario che sia
spiegata anche l’importanza di questo fattore di correzione e l’ambito di utilizzo, in particolare facendo riferimento al fatto che le
proprietà colligative dipendono dal numero
di particelle presenti in soluzione, valore che
cambia a seconda che si abbia a che fare con
soluzioni elettrolitiche o non elettrolitiche.
Da valutarsi positivamente la formulazione
di esempi di determinazione del coefficiente
di Van’t Hoff.
6 La risposta deve riportare la definizione di
frazione molare come grandezza adimensionale utilizzata nella determinazione di
alcune proprietà colligative. Lo studente può
organizzare la risposta anche in forma di tabella, riproponendo i contenuti della tabella
7.1 del testo. Perché la risposta sia completa, è
necessario che si specifichino, motivandoli, i
campi di applicazione delle diverse grandezze utilizzate per esprimere la concentrazione
delle soluzioni: la molarità nel caso della determinazione della pressione osmotica o nei
calcoli stechiometrici in volume, la molalità
per esprimere proprietà colligative e calcoli
stechiometrici senza che ci sia dipendenza
dalla temperatura ambiente, le percentuali
peso/peso o peso/volume nel caso di calcoli
in cui non interessa il passaggio attraverso il
numero di moli.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
Capitolo 7
7 Si richiede una definizione del termine «colligativo». La risposta deve specificare come le
127
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 7 - Proprietà delle soluzioni
diverse proprietà dipendano solo dal numero di particelle e non dalla natura chimica di
soluto e solvente.
8 La risposta deve contenere una definizione
della legge di Raoult, il suo ambito di applicazione e almeno una sua espressione in termini matematici. Da valutarsi positivamente la presentazione della legge rimodulata in
funzione della frazione molare. La risposta
è da ritenersi completa se corredata da un
grafico che illustri la relazione tra psolvente e
Xsolvente. Da considerare infine eccellente la
proposizione di esempi di applicazione della
legge tratti dall’esperienza quotidiana.
9 La risposta deve contenere una definizione
dei due fenomeni, l’innalzamento ebullioscopico e l’abbassamento crioscopico, corredata
da esempi illustrativi tratti dall’esperienza
quotidiana, come la salatura dell’acqua durante la cottura dei cibi, lo spargimento di
sali lungo le strade in inverno, l’uso di liquidi
antigelo per le automobili ecc. È inoltre necessario che venga proposta una formulazione dei fenomeni in termini matematici. È
da considerarsi completa la risposta solo se
si illustrano tramite grafici le relazioni tra
pressione di vapore e temperatura, se si specifica il motivo dell’uso della molalità nelle
formule relative a innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico, se si spiega
il significato delle costanti ebullioscopica e
crioscopica e, infine, se si indica l’eventuale modifica della relazione matematica nel
caso di soluti dissociati.
⓾ La risposta deve fornire una definizione del
processo di diffusione. Da considerarsi positivamente una discussione che introduca
il concetto di gradiente e sottolinei la spontaneità del movimento particellare volto
all’annullamento del gradiente e quindi al
raggiungimento dell’equilibrio. Esempi di
fenomeni di diffusione presi dall’esperienza
quotidiana, come la diluizione di una soluzione o l’espansione di un gas, e presi dalla
biologia, come lo spostamento di sostanze
attraverso una membrana cellulare, sono
valutati molto positivamente.
⓫ Perché la risposta sia considerata positiva,
deve prevedere una descrizione del sistema
entro cui si verifica il fenomeno osmotico,
con presenza di concentrazioni diverse e di
una membrana semipermeabile, oltre a una
illustrazione dettagliata del processo. È ne-
cessario, inoltre, che nella risposta si chiarisca l’importanza del processo osmotico nella
regolazione del passaggio delle sostanze attraverso le membrane biologiche, riferendo
specifici esempi. La risposta è da ritenersi
molto positiva se estende la trattazione anche all’osmosi inversa e alle sue applicazioni tecniche, e se analizza la determinazione
quantitativa della pressione osmotica.
⓬ La risposta deve fornire una definizione che
chiarisca il significato del termine «isotonico» riferito alle soluzioni, illustrando con un
esempio il caso in cui si verifica la condizione
di isotonia.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ A
⓮ B
⓯ B
⓳ D
⓴ B
㉑ B
⓰ C
㉒ A
㉕ D
㉘ D
㉛ C
㉞ C
㊲ C
㊵ A
⓱ D
㉓ C
㉖ A
㉙ B
㉜ B
㉟ C
㊳ D
㊶ B
⓲ D
㉔ B
㉗ C
㉚ B
㉝ D
㊱ C
㊴ D
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
㊷ A non si scioglie;
B si scioglie, si ionizza e si dissocia;
C si scioglie e si dissocia;
D si scioglie;
E si scioglie e si dissocia;
F si scioglie, si ionizza e si dissocia;
G si scioglie e si dissocia;
H non si scioglie.
㊸ [0,36].
㊹ [0,62].
㊺ [0,30 mol].
㊻ [2,1%].
128
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Capitolo 8 - Reazioni chimiche
㊼ Δpsolvente = p°solvente – psolvente (1)
quindi in base alla legge di Raoult
Δpsolvente = p°solvente – (X solvente · p°solvente)
da cui, mettendo in evidenza p°solvente ,
si ottiene
Δpsolvente = p°solvente (1 – Xsolvente) (2)
Poiché la somma delle frazioni molari di una soluzione è sempre pari a 1, cioè
X solvente + X soluto = 1
si può scrivere che
X soluto = 1 – X solvente
e, sostituendo nella (2), si giunge infine
all'espressione
Δpsolvente = p°solvente · X soluto .
Capitolo 8
㊽ [0,09].
8 2N2 + 5O2 → 2N2O5 ; 2HNO3 → N2O5 + H2O.
㊾ [1,26 m].
㊿ [2,01 m].
[0,0102 m].
[491,8 g].
[123 g].
[80,6 °C].
A –11,16 °C;
B –11,16 °C;
C –5,58 °C;
D –9,30 °C.
CaCl2 ; NaCl < Ca3 (PO4) 2 < C6H12O6.
[1,36 m].
[3,85 bar].
[0,17; 0,83].
[2,93 M; 3,12 m; 0,10].
[144 g].
[0,64 mol/L].
[1,71 m].
[500 mL].
[0,092 mol/L].
[57,0 g].
[3,17 · 10–2 bar].
[101,25 °C; –4,58 °C].
Reazioni chimiche
PROVA DA SOLO
1 [999 g; 563 g].
2 [6,15 g].
3 Idrogeno.
4 LiOH.
5 [30 L].
6 [66,9%].
7 I2O + H2O → 2HIO.
QUESITI
1 La risposta è da considerarsi completa se si fa
riferimento, anche in termini generici, alla
stabilità derivante dalla variazione energetica associata a ciascuna reazione chimica. È
necessario che dalla risposta emerga come la
differenza tra le trasformazioni chimiche e
quelle fisiche sia inerente al fatto che solo nel
primo caso si assiste a un riarrangiamento
della materia. Una risposta pienamente positiva illustra esempi tratti dalla realtà quotidiana.
2 Perché la risposta abbia una valutazione positiva è necessario che si faccia riferimento
alla legge di conservazione della massa di
Lavoisier, eventualmente enunciandola. Da
considerarsi pienamente positiva una risposta che riporti la procedura per il corretto bilanciamento delle reazioni.
3 Si richiede una definizione della stechiometria come branca della chimica e una discussione dei possibili valori che i coefficienti
possono assumere. Da considerarsi completa
una risposta in cui si specifichi, attraverso
semplici esempi, il ruolo moltiplicativo dei
coefficienti per tutti gli elementi presenti in
una molecola. Molto positiva una risposta
che dimostri attraverso esempi come i coefficienti possano assumere valori interi o frazionari.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 7 - Proprietà delle soluzioni
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 8 - Reazioni chimiche
4 È necessario che dalla risposta emerga il
significato dei coefficienti stechiometrici
come rapporti quantitativi tra sostanze, e
che venga specificato il senso di tali rapporti
su scala micro e su scala macro. Perché la risposta sia completa è necessario che si discuta della stechiometria in fase gassosa, specificando il significato volumetrico assunto
dai coefficienti stechiometrici e facendo un
chiaro riferimento all’equazione di stato dei
gas perfetti e al principio di Avogadro. Molto
positiva la risposta in cui si faccia presente
la possibilità della variazione nel corso della
reazione chimica del numero complessivo di
moli tra reagenti e prodotti.
5 Si richiede una definizione di reagente limitante. Da considerarsi positivamente il
riferimento a esempi tratti dalla realtà quotidiana. Molto positiva la risposta in cui gli
esempi riportati facciano emergere come
non sempre il reagente limitante corrisponde all’elemento o al composto presente in
minore quantità in peso e come sia importante la conoscenza del rapporto stechiometrico tra i reagenti.
6 Si richiede l’illustrazione in dettaglio del metodo della titolazione. La risposta è da considerarsi positiva solo se si specificano finalità
e limiti di impiego del metodo. Perché la risposta sia completa è necessario che si riporti un esempio di titolazione e che si utilizzino
i termini corretti per individuare la sostanza
da titolare e la sostanza con cui si procede
alla titolazione.
7 La risposta è da considerarsi positiva se si
fornisce una definizione di resa teorica, di
resa effettiva e di resa percentuale, possibilmente accompagnate dalle rispettive relazioni matematiche. Perché la risposta sia
completa è inoltre necessario che si discuta,
anche genericamente, delle motivazioni che
portano una reazione ad avere una resa inferiore a quella attesa, facendo riferimento
al grado di purezza delle sostanze, alla precisione degli strumenti e delle procedure, agli
errori dell’operatore.
ne del numero di ossidazione e se si specifica
il significato dei termini «ossidare» e «ridurre». Devono inoltre essere proposti esempi di
reazioni redox, come la combustione, la fotosintesi e l’ossidazione del glucosio durante la
respirazione cellulare.
9 Si richiede di discutere di due tipologie di
reazione, individuandone le differenze. In
particolare deve emergere che nel caso delle
reazioni di dissociazione ionica si assiste al
passaggio in soluzione di ioni già presenti
nel composto, senza formazione di nuovi legami primari, mentre nel caso delle reazioni
di decomposizione si formano nuovi legami
primari e i prodotti sono molecole neutre. Da
considerare positivamente eventuali esempi
dei due tipi di reazione. Molto positivo l’approfondimento sul diverso tipo di legame, ionico o covalente, che caratterizza le sostanze
reagenti nei due casi.
⓾ Si richiede di illustrare, attraverso esempi,
la differenza tra i due processi, sostituzione
semplice e doppio scambio. Da considerarsi
positiva la presentazione delle più comuni
sostituzioni e la discussione su come la diversa reattività tra gli elementi in gioco influenzi il processo.
⓫ La risposta deve illustrare esempi di reazioni di neutralizzazione. È necessario che gli
esempi siano correttamente classificati come
reazioni di doppio scambio tra composti con
caratteristiche opposte, acide e basiche, con
formazione di composti con caratteristiche
neutre, i sali, e che si specifichi il senso del
termine «neutralizzazione».
⓬ La risposta è completa se riporta esempi di
reazioni in cui si forma un precipitato. Da
valutarsi positivamente l’uso della corretta
simbologia per indicare il precipitato. Molto positiva la discussione sulla formazione
del precipitato in termini di solubilità di un
prodotto e di come la solubilità possa essere
influenzata dai parametri chimico-fisici del
sistema.
8 La risposta è da considerarsi positiva se si
identificano i processi ossidoriduttivi come
trasformazioni in cui si ha trasferimento di
elettroni da alcuni atomi ad altri. La risposta
è completa solo se si fa presente che lo scambio elettronico è riconoscibile dalla variazio130
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 8 - Reazioni chimiche
⓭ C
⓰ A
⓳ D
㉒ A
㉕ A
㉘ A
㉛ A
㉞ D
㊲ D
㊵ B
㊸ A
㊻ A
⓮ D
⓱ D
⓴ D
㉓ A
㉖ A
㉙ B
㉜ A
㉟ A
㊳ A
㊶ B
㊹ B
㊼ B
⓯ C
⓲ B
㉑ B
㉔ B
㉗ D
㉚ D
㉝ D
㊱ C
㊴ B
㊷ A
㊺ D
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
㊽ A 2HClO + Ca(OH) 2 → Ca(ClO) 2 + 2H2O;
reazione di doppio scambio.
B 2HI + 2K → 2KI + H2 ;
reazione di sostituzione.
C BeCl2 + 2NaI → 2NaCl + BeI2 ;
reazione di doppio scambio.
D Al2 (SO4) 3 + 6LiF → 2AlF3 + 3Li2SO4 ;
reazione di doppio scambio.
E 2H2S + Pb(OH) 4 → PbS2 + 4H2O;
reazione di neutralizzazione.
F 2HCl + Sn(OH) 2 → SnCl2 + 2H2O;
reazione di neutralizzazione.
G C + O2 → CO2 ;
reazione di sintesi.
H C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O;
reazione di combustione.
I CaSO3 → CaO + SO2 ;
reazione di decomposizione.
J HNO2 + KOH → KNO2 + H2O;
reazione di neutralizzazione.
㊾ A HCl (aq) + KOH (s) → K +(aq) + Cl–(aq) + H2O (l);
B NH+4(aq) + Cl–(aq) + NaOH (s) → Na +(aq) + Cl–(aq) + NH3(g)↑ + H2O (l);
–
C 2Ag +(aq) + 2NO3(aq)
+ H2S (g) → 2HNO3(aq) + Ag2S (s)↓;
–
D 2K +(aq) + 2NO3(aq)
+ 2Ag +(aq) + CrO2–
4(aq) →
+
–
+
2–
2Ag (aq) + 2NO3(aq) + 2K (aq) + CrO 4(aq).
㊿ A PCl3 + Cl2 → PCl5 ;
B 2KMnO4 → O2 + MnO2 + K2MnO4 ;
C Cl2O3 + H2O → 2HClO2 ;
D NaOH + NaHSO3 → Na2SO3 + H2O.
[7,48 · 105 mol].
[30,24 g].
[2 000 g].
[7,08 g di Al; 62,9 g di Br2].
[292,3 g].
[0,165 mol].
[Na; 0,48 g].
[0,136 L; 37,5 g].
[11 g].
[34,0%].
A [696 g];
B [133 L];
C [292 g].
A Pb(NO3) 2 + 2KBr → PbBr2 + 2KNO3 ;
equazione ionica netta:
–
Pb2+
(aq) + 2Br (aq) → PbBr2(s) .
B Ni(NO3) 2 + Na2CO3 → NiCO3 + 2NaNO3 ;
equazione ionica netta:
2–
Ni2+
(aq) + CO3(aq) → NiCO3(s) .
D CaCl2 + 2KF → CaF2 + 2KCl;
equazione ionica netta:
–
Ca2+
(aq) + 2F(aq) → CaF2(s) .
C Ca(NO3) 2 + Na2SO4 → CaSO4 + 2NaNO3 ;
equazione ionica netta:
2–
Ca2+
(aq) + SO4(aq) → CaSO4(s) .
[CH4 ; 90,4 mol].
[98,5 g].
[1,27 M].
[1,40 L].
[27,4 mL].
[71,1%].
[85,5%].
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl;
reazione di doppio scambio.
[20,27 g; 12,45 L].
[O2].
[HCl].
[9,52 g; 0,09 mol; 14,6 g; 55%].
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 8 - Reazioni chimiche
A C + O2 → CO2 ;
B Al2O3 + 3H2O → 2Al(OH) 3 ;
C Ca + Cl2 → CaCl2 ;
D N2O3 + H2O → 2HNO2.
A 2HI → H2 + I2 ;
B 2HgO → 2Hg + O2 ;
C PbCO3 → PbO + CO2 ;
D 2H3PO4 → P2O5 + 3H2O.
A Ag2O + H2 → 2Ag + H2O;
B 3Ca + 2H3PO3 → Ca3 (PO3) 2 + 3H2 ;
C Al + 3AgNO3 → Al(NO3) 3 + 3Ag;
D CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu.
A FeS + 2NaClO3 → Na2S + Fe(ClO3) 2 ;
B Na2S + H2SO4 → Na2SO4 + H2S;
C 2AlCl3 + 3Ca(OH) 2 → 3CaCl2 + 2Al(OH) 3 ;
D Pb(NO3) 2 + K2CrO4 → PbCrO4 + 2KNO3.
A H2SO3 + Sr(OH) 2 → SrSO3 + 2H2O;
B H3PO3 + 3LiOH → Li3PO3 + 3H2O;
C 2HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3) 2 + 2H2O;
D 3HCl + Ga(OH) 3 → GaCl3 + 3H2O.
A FeCl3 + 3RbOH → Fe(OH) 3 + 3RbCl;
reazione di doppio scambio.
B Pb(NO3) 2 + 2NaCl → 2NaNO3 + PbCl2 ;
reazione di doppio scambio.
C NiO + H2O → Ni(OH) 2 ;
reazione di sintesi.
D H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 ;
reazione di sostituzione.
E Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH) 2 + 2NH3 ;
reazione di doppio scambio.
F 2Al + 3H2SO4 → Al2 (SO4) 3 + 3H2 ;
reazione di sostituzione.
G KCN + HCl → HCN + KCl;
reazione di doppio scambio.
H 2HI → H2 + I2 ;
reazione di decomposizione.
Capitolo 9 - Energia e velocità delle reazioni chimiche
Capitolo 9
Energia e velocità
delle reazioni chimiche
PROVA DA SOLO
1 [2,52 · 104 kJ].
2 Entrambe le reazioni sono esotermiche,
con ΔH < 0.
3 [–1 411 kJ/mol].
4 [180 kJ/mol].
5 a) spontanea; b) spontanea.
QUESITI
1 La risposta è completa se si riportano le corrette definizioni delle tre tipologie di sistema,
associate a esempi tratti dalla realtà quotidiana. Molto positiva l’eventuale discussione su come un sistema isolato si mantenga
tale solo a livello teorico, mentre nella realtà
costituisca una condizione temporanea.
2 Dalla risposta è necessario che emerga come
l’energia chimica sia una forma di energia
potenziale, associata ai legami chimici e
quindi alle strutture molecolari, come l’energia termica sia il risultato dei moti delle particelle e come l’energia interna sia l’energia
complessiva del sistema.
3 La risposta è da considerarsi positiva se fornisce una definizione del primo principio
della termodinamica e una sua proposizione
in termini matematici. La risposta è completa se illustra i concetti di calore e di lavoro e
se specifica la convenzione usata per i segni.
È inoltre necessario che nella discussione sia
messo in risalto il valore teorico di questo
principio e siano definiti i suoi limiti di applicabilità.
4 La risposta deve contenere una definizione
del concetto di funzione di stato, con esempi
tratti anche dalla realtà quotidiana.
5 Si richiede una definizione di entalpia e una
discussione sul suo significato. È necessario
che si specifichi che il suo utilizzo è limitato alle trasformazioni a pressione costante.
132
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È importante anche indicare le motivazioni
della introduzione di questa grandezza per la
determinazione delle variazioni energetiche
associate alle trasformazioni chimiche. Molto positiva una discussione sul significato
della grandezza attraverso la riproposizione
dei passaggi che portano alla sua definizione
matematica. La risposta è completa solo se si
fornisce anche una definizione di entalpia
di formazione. Molto positiva la discussione,
anche attraverso esempi, di come l’entalpia
di formazione abbia notevole valore informativo relativamente alla formazione dei
diversi composti.
6 Si richiede una discussione, in termini qualitativi, sulla relazione tra la grandezza entropia e i processi di trasformazione chimica.
È necessario che emerga come questa grandezza sia correlata al grado di disordine di un
sistema e fornisca informazioni importanti
circa la spontaneità di un processo chimico.
7 La domanda chiede una discussione del
diverso concetto di spontaneità espresso
dall’entropia e dall’entalpia, arrivando a
definire quindi, anche matematicamente,
l’energia libera come la grandezza in grado
di fornire una indicazione complessiva della
spontaneità di una reazione. Nella discussione è necessario siano specificati i valori che
le grandezze termodinamiche devono assumere nel caso in cui la trasformazione sia
spontanea oppure non spontanea.
8 La risposta è completa se fornisce una definizione dei termini «esotermico» ed «endotermico» e dei termini «esoergonico» ed
«endoergonico», facendo riferimento rispettivamente ai valori assunti dall’entalpia e
dall’energia libera. Da valutare positivamente la discussione della spontaneità di una reazione in relazione alla variazione di entalpia e di energia libera.
9 La risposta deve illustrare, sfruttando la relazione matematica che definisce l’energia
libera, in quali condizioni è possibile che un
processo endotermico possa rivelarsi spontaneo. Positiva una discussione esemplificativa che discuta dei segni di ΔS, ΔH e ΔG e del
ruolo della temperatura. Molto positiva la
proposizione di esempi.
⓾ La risposta è da considerarsi positiva se fornisce una definizione di velocità in ambito
chimico, illustrando in dettaglio l’equazione
cinetica di una reazione. La risposta è completa solo se si specificano i termini dell’equazione e in particolare il ruolo degli esponenti nella definizione dell’ordine di una
reazione. Positiva la proposizione di grafici
che illustrino il diverso andamento delle reazioni di differente ordine e anche la specificazione di come l’ordine di reazione sia correlato alla velocità.
⓫ La domanda chiede una discussione articolata sui parametri in grado di influenzare la
velocità di una reazione. Perché la risposta
sia completa deve contenere riferimenti alla
concentrazione, al grado di suddivisione dei
reagenti, all’effetto sterico, alla temperatura, all’energia di attivazione e ai catalizzatori. Per ciascuno di questi fattori deve essere
specificato l’effetto sulla velocità di reazione.
Da considerarsi positiva la proposizione di
esempi che illustrino le diverse situazioni
trattate.
⓬ La risposta deve riportare la definizione di
energia di attivazione e la discussione sul
suo significato in termini di energia necessaria alla rottura dei legami e alla formazione
del complesso attivato. Perché la risposta sia
completa è necessario citare i catalizzatori e
discuterne il ruolo. È necessario, inoltre, che
la risposta sia corredata di un grafico che illustri il profilo energetico di una reazione e le
variazioni di energia di attivazione a seguito
della presenza di catalizzatori.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ B
⓮ D
⓯ B
⓰ D
㉑ C
㉒ B
㉓ C
㉔ D
⓱ D
㉕ B
㉙ B
㉝ C
㊲ A
㊶ B
㊺ C
㊾ D
B
⓲ A
㉖ B
㉚ A
㉞ A
㊳ B
㊷ A
㊻ A
㊿ A
C
⓳ B
㉗ A
㉛ B
㉟ A
㊴ A
㊸ A
㊼ C
A
B
⓴ B
㉘ B
㉜ B
㊱ C
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 9 - Energia e velocità delle reazioni chimiche
㊵ C
㊹ C
㊽ C
C
B
133
Idee per insegnare la chimica con
La nuova chimica di Rippa © Italo Bovolenta editore - Zanichelli - 2016
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 9 - Energia e velocità delle reazioni chimiche
A
A
C
C
C
D
D
A
B
D
C
B
C
C
B
A
D
B
D
B
D
C
108 [–4,19 kJ].
109 [–133,18 kJ].
110 [1,0 · 10 –3 mol/min; 3,0 · 10 –3 mol/min;
2,0 · 10 –3 mol/min].
0,004
C
Velocità (mol/min)
A
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
A [170 dm3];
B [0,812 m3];
C [4 120 kJ].
[15,1 kJ].
[115,46 kJ].
[169,2 J; 2086 J].
[240 kJ].
[2 880 kJ; 1 230 bar].
[4,2 ·104 J; 1,61 ·105 J].
[45,4 L · bar].
[300 J].
[81 kJ / mol; endotermica].
[Esotermica; 7,6 kJ].
[12 388 kJ].
[– 42 kJ / mol].
[445 kJ].
[–285,8 kJ].
[– 280 kJ].
[965,8 kJ].
[–106 kJ].
[–3 268 kJ].
[– 281,5 kJ; esotermica].
0,003
0,002
0,001
0
0
10
Tempo (min)
20
30
La velocità di reazione prima aumenta, raggiunge un valore massimo, poi diminuisce.
111 [6,4 L · mol–1 · min–1].
112 [4,17 · 10–8 mol/(L·s)].
113 [1/16; 3,125 g].
114 [53,3 s].
115 [9,34 mol/(L·s); 5,88 mol/(L·s); 8,4 mol/(L·s)].
116
[Primo ordine rispetto ad A;
primo ordine rispetto a B;
secondo ordine globale;
2,5 · 103 L/(mol·s); 20 mol/(L·s)].
117 [60 · 106 anni].
118 [Secondo ordine; k = 6,7 · 10–7 L/(mol·s)].
119 [Al tempo 0 la concentrazione dei reagenti].
120 [1,5 · 10–2 mol/(L·s)].
121 C
122 [78,8 kJ].
123 [30,9 kg].
124 [1,68 · 1013 L/(mol·s)].
125 [1,52 · 10–1 L/(mol·s)].
101 [–269,7 J/K].
102 [Spontanea, ΔG = –9,5 kJ; 506 K].
103 [Non spontanea; ΔG < 0 se T > 1 115 K].
104 [–62 J/mol; 444 J/mol].
105 [ΔG = 0 kJ].
106 [–50,8 kJ/mol].
107 [–80,5 J/K].
134
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Capitolo 10
L’equilibrio chimico
PROVA DA SOLO
1 (a) K = [NO] 2 [Cl2] / [NOCl] 2 ;
(b) K = [NO2] 2 / [N2O4];
(c) K = [SO2] 2 [O2] / [SO3] 2.
2 [1,0 · 10–3].
Il quoziente di reazione Q ha un valore
(1,0 · 10–3) notevolmente inferiore rispetto
alla costante di equilibrio Keq. Poiché Q < Keq
il sistema non è all’equilibrio ed è prevedibile un aumento della concentrazione dell’ammoniaca, cui corrisponde una diminuzione
delle concentrazioni di idrogeno e di azoto.
Questa tendenza prosegue fino a che Q = Keq.
3 L’aggiunta di biossido di zolfo sposta il sistema verso i prodotti, in accordo con il principio di Le Châtelier, mentre l’aggiunta di
triossido di zolfo sposta la reazione verso la
formazione dei reagenti iniziali.
4 L’aumento di pressione fa spostare il sistema nella direzione che comporta una diminuzione di volume, quindi verso un minor
numero di moli. In questo caso l’equilibrio si
sposta da destra verso sinistra, cioè si forma
più triossido di zolfo.
5 Per produrre una quantità maggiore di acqua dobbiamo diminuire la temperatura, in
quanto la reazione è esotermica e tende a liberare calore.
6 [7,7 g/L].
7 [3,97 · 10–11].
8 [2,0 · 10–12 g/L].
9 Il quoziente di reazione Q vale 8,3 · 10–10, mentre il valore di Kps è 8,5 · 10–17. Poiché Q > Kps,
cioè il quoziente di reazione ha un valore più
alto del prodotto di solubilità, il precipitato si
forma.
QUESITI
1 Perché la risposta abbia una valutazione positiva è necessario fare un chiaro riferimento al fatto che l’equilibrio chimico è una con-
dizione che si realizza se il sistema è chiuso,
vale a dire se non si verifica perdita di materia. Il raggiungimento dell’equilibrio conferma la reversibilità della trasformazione
chimica in atto. Inoltre, deve essere fornita
una definizione di reazione a completamento, evidenziando come in questo caso non sia
possibile il raggiungimento dell’equilibrio a
causa della completa trasformazione dei reagenti nei prodotti: il fenomeno risulta irreversibile. È importante che si faccia presente
come spesso le reazioni a completamento
riguardino i sistemi aperti, con fuoruscita
continua dei prodotti che si allontanano dal
sistema via via che si formano. La risposta
è da considerarsi molto positiva se corredata da esempi di reazioni a completamento,
come la combustione.
2 La risposta può essere valutata positivamente, se si fa chiaro riferimento all’equilibrio
chimico come a una condizione originata
dal raggiungimento di una uguale velocità
delle reazioni diretta e inversa e dalla costanza nel tempo di questa condizione. Deve
inoltre emergere che questo fatto è rilevabile macroscopicamente dalla costanza delle
concentrazioni delle sostanze in gioco. La
dinamicità dell’equilibrio chimico deve invece essere ricondotta al fatto che all’equilibrio le due reazioni continuano comunque
ad avvenire. È importante quindi che emerga la differenza tra ciò che appare a livello
macroscopico e quanto accade a livello microscopico.
3 La domanda richiede che si discuta sulle possibili modificazioni indotte sull’equilibrio
chimico. In particolare si chiede di ragionare
sul fatto che l’equilibrio è caratterizzato dalla costanza della velocità delle reazioni diretta e inversa, e la velocità dipende da molteplici parametri. Una risposta positiva deve
contenere quindi riferimenti ai parametri
che, se variati, sono in grado di alterare l’equilibrio, come temperatura e concentrazione. La risposta è completa se si indica come
si modifica un sistema all’equilibrio a seguito dell’intervento sui vari parametri. Molto
positivo il riferimento a esempi mutuati da
altri ambiti, come un sistema di vasi comunicanti.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 10 - L’equilibrio chimico
4 Si richiede l’enunciazione della legge di azione di massa. La risposta è completa se comprende anche la formulazione matematica
135
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 10 - L’equilibrio chimico
della legge, con specificazione dei parametri
coinvolti. È da considerarsi molto positiva la
proposizione dei passaggi matematici che
portano alla formulazione della legge. Una
risposta pienamente positiva mette in evidenza la dipendenza della costante Keq dalla
temperatura, considerata l’influenza di questo parametro sui valori cinetici del sistema.
5 La risposta deve illustrare, a partire dai valori che la costante di equilibrio può assumere,
il significato espresso in termini cinetici e di
equilibrio del sistema. È sufficiente la presentazione di tre casi generali:
Keq > 1, Keq < 1, Keq = 1.
6 La domanda richiede che si mettano a confronto, commentando le differenze, il significato e l’espressione matematica della costante di equilibrio nel caso di sistemi acquosi, di
sistemi allo stato gassoso e di sistemi eterogenei. È necessario in particolare che si faccia riferimento all’uso di grandezze diverse,
concentrazione nel caso di sistemi acquosi e
pressione nel caso di sistemi gassosi, e alla
eliminazione dall’espressione matematica
dei valori relativi ai composti puri e ai precipitati nel caso dei sistemi eterogenei, fornendo le opportune motivazioni. Una risposta pienamente positiva riporta la relazione
quantitativa tra la costante Kc, espressa in
termini di concentrazioni molari, e la costante Kp, espressa in funzione delle pressioni parziali. Per spiegare la determinazione
quantitativa della costante nel caso dell’equilibrio nei sistemi gassosi occorre, inoltre,
che si faccia riferimento alla legge di Dalton
sulle pressioni parziali.
7 La risposta deve evidenziare come il quoziente di reazione si ricavi dalla stessa
espressione usata per calcolare la costante di
equilibrio, con i valori, però, che non necessariamente si riferiscono alle condizioni di
equilibrio. La risposta è pienamente positiva
se si illustrano il significato del quoziente di
reazione e il suo potere predittivo circa l’evoluzione del sistema, ipotizzando i diversi
casi in cui il quoziente sia maggiore, minore
o uguale alla costante di equilibrio.
8 Si richiede la definizione del principio di Le
Châtelier con la spiegazione del concetto di
equilibrio mobile, avvalendosi di esempi di
interventi perturbativi. Perché la risposta
sia completa è necessario che si forniscano
esempi di applicazione del principio a seguito della variazione della concentrazione, della temperatura e della pressione.
9 La risposta deve illustrare la condizione di
equilibrio chimico in termini termodinamici. È necessario che si discuta il valore assunto da ∆G, possibilmente illustrando con
grafici il profilo energetico di un sistema chimico all’equilibrio.
⓾ Si richiede una discussione del concetto di
stabilità dell’equilibrio, motivata dai valori
assunti dal ∆G. Dalla risposta deve emergere, anche con l’aiuto di grafici, come la stabilità dell’equilibrio dipenda dal fatto che ogni
spostamento determinerebbe una variazione di energia libera positiva. Una risposta
pienamente positiva discute della possibilità termodinamica di raggiungere la condizione di equilibrio partendo sia dai reagenti
sia dai prodotti.
⓫ La risposta deve contenere una definizione quantitativa del prodotto di solubilità e
la specificazione del tipo di soluzione in cui
questa relazione si utilizza. È inoltre necessario che venga chiarito, possibilmente attraverso un esempio, il significato della costante del prodotto di solubilità e che si definisca
la solubilità di una sostanza. Una risposta
pienamente positiva evidenzia l’importanza
di alcuni parametri fisici, come la temperatura, e illustra la relazione tra solubilità e
precipitazione che prende come riferimento
il valore del quoziente di reazione.
⓬ La domanda chiede che si spieghi l’effetto dello ione in comune, definendolo e illustrandolo con un esempio appropriato.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ A
⓮ C
㉑ A
㉒ B
⓱ A
㉕ A
㉙ A
㉝ C
㊲ A
㊶ D
⓯ B
⓰ C
㉓ C
㉔ A
⓲ C
⓳ D
㉖ A
㉗ A
㉚ C
㉞ D
㊳ C
㊷ D
㉛ C
㉟ B
㊴ B
㊸ C
⓴ C
㉘ D
㉜ D
㊱ A
㊵ C
㊹ C
136
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
㊺ B
㊻ D
㊼ D
㊽ B
B
A
C
A
㊾ D
㊿ A
B
C
D
B
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
[12,0; 1,38 · 10 –2].
2NH3 + 4O2 ↔ N2O5 + 3H2O;
2
[5,9 · 10 –2 mol/L].
4
vd = kd · [NH3] · [O2] ;
[25; 25].
v i = ki · [N2O5] · [H2O] 3.
Keq = [NO] 2 · [Br2] / [NOBr] 2. [1,65 · 10 –1].
A 2SO2 + O2 ↔ 2SO3.
B Nel diagramma velocità-tempo devono
comparire le due curve, quella della velocità
della reazione diretta, che ha inizialmente
un valore > 0, e quella della reazione inversa,
che ha inizialmente valore 0. La prima curva ha andamento discendente, la seconda
curva andamento ascendente. A partire dal
tempo corrispondente al loro punto di intersezione, l’andamento delle due curve rimane
costante ed è rappresentato da una semiretta parallela all’asse delle ascisse.
Condizione di equilibrio: vd = v i
kd · [N2] · [H2] 3 = ki · [NH3] 2
ponendo Keq = kd / ki si ha:
2
kd / ki = [NH3] / [N2] · [H2]
[N2O4]
1,75 · 10–1
3,4 · 10–1
4,60 · 10–3
3,40
8 · 10–2
1,02 · 10–2
1,91
[0,1 824; 5,053 · 10 –5].
[0,27].
[0,156; 6,31 · 10 –3].
[3,0 · 10 –4].
[2,1 · 10 –2].
[2,64 · 10 –2 mol].
[1,1 · 1023].
La camera di scoppio del cilindro non è un
sistema chiuso, perché il ciclo di funzionamento del motore a scoppio prevede l’allontanamento dei prodotti della combustione e
la nuova immissione dei reagenti. Pertanto il
sistema non raggiunge l’equilibrio.
4 · 10–2
[8,4 · 10 –3].
[0,321 mol/L].
Reazione: N2 + 3H2 ↔ 2NH3.
[O2]
[6,3 · 10 –3 mol/(L·s); 4,4 · 10 –3 mol/(L·s)].
[2,0 · 10 –3 mol/L; 0,259].
3
Keq = [NH3] 2 / [N2] · [H2] 3.
[N2O]
Cl2 consumate. Questa considerazione porta
a escludere i grafici B e D. Il fatto che la costante di equilibrio abbia valore 2 lascia intendere che le concentrazioni all’equilibrio
di prodotti e reagenti non siano troppo diverse. Questa seconda considerazione porta
a escludere il grafico A, nel quale la concentrazione di Cl2 è prossima a 0.
1,4 · 10–2
Il grafico corretto è C.
Poiché la quantità iniziale di prodotto è 0,
tutto il prodotto che si forma deriva dalla
diminuzione dei due reagenti. Più precisamente, le molecole di BrCl prodotte sono nello stesso numero di quelle totali di Br2 e di
[PCl5]
–2
3,00·10
2,65·10
35,0·10
–2
–2
[PCl3]
4,78·10
2,55·10
3,01·10
–2
–2
–2
[Cl2]
4,78·10
–2
5,56·10
–2
1,12·10
–2
Q
7,62·10
–2
1,08·10
4,78·10
Verso
←
–2
→
–3
→
[ B ].
[11; 7,5 · 10 –6].
Il rapporto stechiometrico tra CO, Cl2 e COCl2
è 1 : 1 : 1. Pertanto il numero di moli di prodotto formate quando il numero di moli di CO è
passato da 1,8 mol a 1,3 mol è 0,5 mol, mentre il numero di moli di Cl2 è diminuito da 2,1
mol a 1,6 mol.
Il quoziente di reazione Q a questo punto
risulta 7,2, valore inferiore a quello della costante di equilibrio (Kc = 8,3): il sistema non
ha raggiunto l’equilibrio.
Per raggiungere l’equilibrio sarà favorita la
reazione diretta.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 10 - L’equilibrio chimico
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 10 - L’equilibrio chimico
[8,9; 3,7].
Il quoziente di reazione Q (3,7) è inferiore alla
costante di equilibrio Kp (8,9). Poiché Q < Kp il
sistema non è all’equilibrio ed è prevedibile
un aumento della pressione parziale del prodotto N2O4 cui corrisponde una diminuzione
della pressione parziale del reagente NO2.
Questa tendenza proseguirà fino a che Q = Kp.
[0,282; 0,282; 0,218; 0,218].
[29,3].
L’aggiunta del reagente idrogeno, a parità
delle condizioni di temperatura e pressione,
sposta l’equilibrio verso la formazione del
prodotto, la formaldeide.
L’aumento di pressione sul sistema all’equilibrio provoca lo spostamento dell’equilibrio
verso la formazione dei reagenti, che nella
reazione compaiono con un numero di moli
minore rispetto ai prodotti (7 contro 8). Prevale pertanto la reazione inversa, fino al
raggiungimento di una nuova condizione di
equilibrio.
A prevale la reazione inversa fino a quando
il valore della costante di equilibrio ritorna al valore iniziale;
B prevale la reazione diretta fino a quando
il valore della costante di equilibrio ritorna al valore iniziale;
C prevale la reazione diretta, endotermica;
D non si ha alcuna alterazione dell’equilibrio,
perché il numero delle moli allo stato gassoso è lo stesso nei reagenti e nei prodotti;
E prevale la reazione inversa, esotermica;
F prevale la reazione inversa fino a quando
il valore della costante di equilibrio ritorna al valore iniziale.
A prevale la reazione inversa, perché il numero delle moli dei reagenti allo stato
gassoso è minore del numero delle moli
dei prodotti allo stato gassoso;
B prevale la reazione diretta, perché il numero delle moli dei prodotti allo stato
gassoso è maggiore del numero delle moli
dei reagenti allo stato gassoso;
C prevale la reazione inversa, endotermica;
D prevale la reazione diretta, esotermica;
E prevale la reazione diretta fino a quando
il valore della costante di equilibrio ritorna al valore iniziale.
Nel terzo schema, che rappresenta il nuovo
equilibrio, figurano complessivamente più
atomi di iodio di quelli presenti negli schemi precedenti e lo iodio non è stato aggiunto
al sistema. Questo fatto determina, inoltre,
una variazione del valore della costante di
equilibrio, che nelle nuove condizioni dovrebbe tornare al valore originario.
[6,82; 3,62].
Poiché la reazione considerata è esotermica,
la temperatura più bassa favorisce la reazione diretta, con formazione di maggiori quantità di prodotti e pertanto valore più elevato
della costante di equilibrio. L’esperimento
1 con Keq = 6,82 > 3,62 è quello condotto alla
temperatura di 500 °C.
A L’aumento di pressione non provoca alcuna alterazione dell’equilibrio, perché
nella reazione il numero delle moli allo
stato gassoso è lo stesso nei reagenti e nei
prodotti;
B la diminuzione di pressione non provoca
alcuna alterazione dell’equilibrio, perché
nella reazione il numero delle moli allo
stato gassoso è lo stesso nei reagenti e nei
prodotti;
C prevale la reazione diretta fino a quando
il valore della costante di equilibrio ritorna al valore iniziale;
D prevale la reazione diretta fino a quando
il valore della costante di equilibrio ritorna al valore iniziale.
La reazione è esotermica, pertanto basse
temperature favoriscono lo spostamento
dell’equilibrio verso la formazione dei prodotti. La formazione dei prodotti è favorita
anche da basse pressioni, perché il numero
delle moli dei prodotti allo stato gassoso è
maggiore del numero delle moli dei reagenti
allo stato gassoso (10 contro 9). L’elevata concentrazione dei reagenti è un ulteriore fattore che favorisce la formazione dei prodotti,
ma occorre tenere conto che tutte le sostanze
si trovano allo stato gassoso e che un aumento delle concentrazioni determina anche un
aumento della pressione. A questo fatto si
potrebbe ovviare con l’allontanamento dei
prodotti appena si formano.
[9,2 · 10 –23 mol/L; 8,8 · 10 –21 g/L].
[8 · 10 –3 g/L; 2 · 10 –4 mol/L; 7,6 · 10 –3 g/L;
4 · 10 –4 mol/L].
138
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A Kps = [Ca2+] 3 · [PO43–] 2.
B Kps = [Mg2+] · [NH4+] · [PO43–].
C Kps = [Ag+] 2 · [CrO42–].
D Kps = [Ca2+] · [OH–] 2.
[7,5 · 10 –5 mol/L; 2,5 · 10 –2 g/L].
[2,8 · 10 –18; diminuisce].
[3,42 · 10 –5 mol/L].
[2,6 · 10 –6 M; 3,5 · 10 –10 M; 4,7 · 10 –11 M].
[4,3 · 10 –5 g; 5,72 · 10 –11 g].
101 [6,91 · 10 –3 mol/L; 0,512 g/L].
102 La situazione C. Infatti, nelle situazioni A
e B le particelle in soluzione, indipendentemente dalla quantità, non sono separate in
ioni, mentre un sale va in soluzione sempre
sotto forma di ioni separati.
Capitolo 11 - Acidi e basi
Capitolo 11
Acidi e basi
PROVA DA SOLO
1 a) H2O è l’acido e OH– è la sua base coniugata;
HCO3– è la base e H2CO3 il suo acido coniugato.
b) HCN è l’acido e CN– è la sua base coniugata;
H2O è la base e H3O + il suo acido coniugato.
c) HCl è l’acido e Cl– è la sua base coniugata;
NH3 è la base e NH4+ il suo acido coniugato.
2 H3PO4 + H2O ↔ H2PO4– + H3O +
H3PO4 è l’acido e H2PO4– è la sua base coniugata;
H2O è la base e H3O + è il suo acido coniugato.
3 [1,0].
4 [1,0 · 10–3 M].
5 [2,17].
6 [10,63].
7 (a)pH neutro, poiché entrambi gli ioni del
sale derivano da elettroliti forti;
(b)pH acido, poiché il sale deriva da HF e NH3
e la costante di dissociazione dell’acido
HF è più grande della costante di dissociazione della base NH3 ;
(c) pH basico, poiché il sale deriva dalla base
forte KOH e dall’acido H3PO4 relativamente debole;
(d)pH basico, poiché il sale deriva dalla base
forte NaOH e dall’acido debole CH3COOH.
8 Il pH è basico, poiché il sale, che si è prodotto
dalla reazione tra un uguale numero di moli
dell’acido e della base, deriva da una base
forte e da un acido debole.
9 [9,38].
⓾ [12,95].
⓫ [9,09 N].
⓬ [112,5 mL; 8,55].
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 10 - L’equilibrio chimico
⓭ [0,83 N].
QUESITI
1 La risposta deve necessariamente fornire una
definizione di acido e base secondo la teoria
di Arrhenius e una definizione secondo la te139
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nell’attività didattica degli alunni delle classi che hanno adottato il testo
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 11 - Acidi e basi
oria di Brønsted e Lowry. Una risposta completa e positiva discute gli ambiti di applicazione e i limiti delle due teorie e le eventuali
somiglianze e differenze tra di esse, facendo
ricorso anche a opportuni esempi.
2 La risposta deve necessariamente fornire
una definizione di acido e base secondo la teoria di Lewis. Si deve inoltre dimostrare con
opportuni esempi come la teoria di Lewis di
fatto comprenda le teorie precedenti, allargandone gli ambiti di applicabilità.
3 La domanda richiede che si formuli in termini matematici la capacità di acidi e basi
di interagire con l’acqua in soluzione. Una
risposta pienamente positiva illustra, anche
attraverso esempi, il significato del valore
della costante di dissociazione in termini di
forza degli acidi e delle basi.
4 Perché la risposta sia positiva deve essere illustrato in modo chiaro il fenomeno di
autoionizzazione dell’acqua e quindi il suo
comportamento anfotero. Si devono definire
correttamente i prodotti della dissociazione
e devono essere espressi in termini quantitativi i valori delle rispettive concentrazioni e
della costante di equilibrio. Si richiede infine
che si discuta di come il variare delle concentrazioni dei prodotti della autoionizzazione
dell’acqua determini la neutralità, acidità o
basicità delle soluzioni, accompagnando la
discussione con esempi.
5 La risposta deve illustrare l’importanza che
hanno la forza dell’acido e della base e la possibilità per questi composti di essere mono o
poliprotici per la determinazione delle caratteristiche della soluzione finale prodotta. La
risposta deve essere opportunamente corredata da esempi esplicativi.
6 Perché la risposta abbia una valutazione positiva deve riportare una corretta definizione del pH, motivando l’intervallo di valori
che la scala di pH può assumere in base al
prodotto ionico dell’acqua. Si deve quindi illustrare il caso di un acido e di una base forte
e ricavare la relazione matematica che permette di determinare la concentrazione dello ione ossonio e dello ione idrossido. La risposta è pienamente positiva se si riportano
esempi di calcolo del pH relativi a soluzioni
di acidi o basi forti e si spiega perché non si
ricorre all’utilizzo della costante di dissociazione dell’acido o della base presa in esame.
7 Perché la risposta abbia una valutazione positiva deve riportare la procedura per determinare il valore del pH nel caso di un acido
debole o di una base debole. È necessario che
si faccia riferimento al ruolo della costante
di dissociazione dell’acido o della base e che
si ricavi la relativa espressione matematica.
8 La risposta deve fornire una definizione del
processo di idrolisi salina, specificando che
cosa accade in soluzione a seconda dell’origine del sale in uso. È necessario che si forniscano esempi di sali a diversa origine e si
discuta sulla acidità o basicità della soluzione risultante. Una risposta pienamente positiva riporta anche la relazione matematica
per la determinazione del pH.
9 La domanda chiede che siano indicate in dettaglio quali sostanze devono essere usate per
dare origine a soluzioni tampone, discutendo nello specifico che cosa accade quando si
interviene sul sistema alterando le concentrazioni. È necessario che sia riportata la relazione matematica per il calcolo del pH nel
caso di una soluzione tampone e che siano
segnalati esempi di sistemi tampone in ambito biologico.
⓾ La risposta deve fornire una definizione
di acido poliprotico e deve proporre alcuni
esempi significativi. Si deve inoltre discutere sulle differenze nella dissociazione degli
acidi monoprotici e di quelli poliprotici e sui
possibili effetti sul pH della soluzione finale
determinati dalla liberazione di un numero
diverso di ioni ossonio a partire dallo stesso
numero di moli di acido. Occorre comunque
fare presente che, quando si ha una soluzione di un acido poliprotico, è solo la prima
dissociazione a determinare in realtà il pH.
Le successive dissociazioni riguardano acidi
deboli o debolissimi (unica parziale eccezione lo ione idrogenosolfato), che influenzano
il valore del pH solo se si fa ricorso a un numero di cifre significative elevato.
⓫ Si richiede una spiegazione dettagliata del
processo di titolazione, applicato al caso di
reazioni tra acidi e basi. In particolare è importante che si discuta sul ruolo dell’indicatore per una valutazione colorimetrica del
pH della soluzione. È anche importante che
nella risposta emerga la specificità di ogni
indicatore e la necessità di scegliere in modo
appropriato l’indicatore da usare nella titola-
140
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 11 - Acidi e basi
⓬ La domanda richiede la spiegazione del concetto di equivalente chimico e la esplicitazione della corrispondenza tra equivalente e
mole, con esempi relativi ad acidi e basi mono
e poliprotici. Si deve inoltre definire la normalità e confrontare questa grandezza con la
molarità. È necessario, perché la risposta sia
valutata in modo pienamente positivo, che
si riportino e mettano a confronto esempi
di calcolo della normalità e della molarità di
acidi e basi monoprotici e poliprotici.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ B
⓮ C
⓯ B
⓰ B
㉑ A
㉒ D
㉓ A
㉔ D
⓱ D
㉕ C
㉙ D
㉝ B
㊲ B
㊶ C
㊺ D
㊾ B
C
B
A
B
C
C
D
C
C
B
C
B
101 C
105 C
⓲ C
㉖ C
㉚ A
㉞ B
㊳ B
㊷ B
㊻ D
㊿ C
D
D
A
D
B
B
B
D
B
D
B
C
102 B
⓳ D
㉗ B
㉛ C
㉟ C
㊴ C
㊸ B
㊼ A
A
D
A
B
A
B
B
C
B
A
B
C
B
103 A
⓴ D
㉘ B
㉜ A
㊱ D
㊵ C
㊹ B
㊽ B
B
A
D
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
106 A Na + + H2O + NH3 + Br – ;
NH4+/NH3 ; H2O/OH–.
B HSO4– + H2PO4– ;
H2SO4 /HSO4– ; H2PO4–/HPO42–.
C HSO4– + NH4+;
H2SO4 /HSO4– ; NH4+/NH3.
D I– + H 3O + ;
HI/I– ; H3O +/H2O.
107 A HNO3 /NO3– ; N2H5+/N2H4 .
B CH3COOH2+/CH3COOH; HClO4 /ClO4–.
C H2Se/HSe– ; H3O +/H2O.
D H2PO4–/HPO42– ; HCO3–/CO32–.
108 A FeBr3 acido, Br – base;
B Cu2+ acido, NH3 base;
C H+ acido, PH3 base;
D CO2 acido, OH– base.
109 Basi di Arrhenius: A, C, F.
Basi di Brønsted e Lowry: B, D, E, F.
110 Acidi di Lewis: A, B, E. Basi di Lewis: C, D, F.
111 L’ammoniaca non può comportarsi da acido
di Lewis in quanto l’azoto non può accettare doppietti elettronici. Anche lo ione ossido
non può comportarsi da acido di Lewis, poiché per l’ossigeno è impossibile accettare altri doppietti elettronici.
112 A HF.
B H2CrO4 .
C HIO3.
D HCO3–.
113
D
Acido coniugato
Base coniugata
A
NH 4+
NH3
HCO 3–
CO 32–
HS–
S2–
C
D
D
C
C
C
HCl
HNO3
HI
H3PO4
Cl–
NO 3–
I–
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
zione in base al differente punto di viraggio.
Nella illustrazione del processo di titolazione
è da considerarsi pienamente positivo l’uso
della corretta terminologia, con la spiegazione del concetto di punto equivalente e la proposizione di una curva di titolazione esemplificativa.
H2PO 4–
A
C
104 C
141
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Capitolo 11 - Acidi e basi
114
Acido
coniugato
Sostanza
NH 4+
NH3
PH 4+
PH3
H 3O +
H 2S
H2SO4
H3PO3
H 2O
HS
–
HCN
HSO 4–
H2PO 3–
Base
coniugata
OH–
2–
S
CN–
SO 42–
HPO 32–
115 H2O < HIO < HCN < HClO < H2S < H2CO3 <
HF < H3PO4 < HClO2 < HIO3.
116 KOH > NaOH > Ca(OH) 2 > Mn(OH) 2 >
Mg(OH) 2 > AgOH > NH3.
117 C < B < A < D.
118 C > A > B > D.
127 [5,1].
128 [1,30].
129 [1,70].
130 [0,001 M].
131 [1,76 · 10 –5].
132 [10; 4].
133 [12,3].
134 [3,4].
135 [2,7 · 10 –6 M; 5,6].
136 [13,7].
137 [11,5].
138 [4,6; 8,2].
139 [12,2].
140 [2,4].
119 A H3PO4 → H2PO4– + H +
H2PO4– → HPO42– + H+
HPO42– → PO43– + H+;
B H2CO3 → HCO3– + H+
HCO3– → CO32– + H+;
C H2SiO3 → HSiO3– + H+
HSiO3– → SiO32– + H+;
D H3PO3 → H2PO3– + H+
H2PO3– → HPO32– + H+
HPO32– → PO33– + H+;
E H4SiO4 → H3SiO4– + H+
H3SiO4– → H2SiO42– + H+
H2SiO42– → HSiO43– + H+
HSiO43– → SiO44– + H+;
F H2SO3 → HSO3– + H+
HSO3– → SO32– + H+.
141 [13,4].
120 C < D < A < B.
153 [99 L].
121 C < A < D < B.
154 [13].
122 A H2S.
B HCl.
C PH3 (≈ AsH3).
D HClO.
123 A 1,12 · 10 –12 .
B 6,10 · 10–13.
C 2,38 · 10–2.
D 1,79 · 10–6.
124 [1].
125 [5,26].
126 [2,6].
142 [9,9 · 10 –3 M; 10].
143 [11,4; 11,1; 10,8].
144 [3,52].
145 [0,08 g].
146 [10 –6 M; 4,0 · 10 –6 M].
147 [110 mL].
148 [19 mg].
149 [2,14 · 10 –3 M; 3,52 · 10 –4 ].
150 [50 mL; 50 mL].
151 [(1ª) 12,1; (2ª) 11,7; (3ª) 7,3; (1ª + 2ª + 3ª) 11,8].
152 [10 –5].
155 [4,7].
156 [9,1].
157 [8,97].
158 [4,5].
159 [1,1 · 10 –5 M; 4,98].
160 [3,0 · 10–12 M; 3,3 · 10–3 M; 4,4 · 10–1 M; 3,3 · 10–3 M].
161 [7].
Il cloruro di potassio KCl è un sale, che può
essere considerato come derivato dalla reazione tra un acido forte, l’acido cloridrico
142
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HCl, con una base forte, l’idrossido di potassio KOH. Pertanto le soluzioni di questo sale,
qualunque sia il valore della concentrazione,
non danno luogo a idrolisi salina e il pH si
mantiene neutro.
162 [4,7].
163 [9,14].
164 [9,1; 9,0].
165 A CH3COO – + H2O ↔ CH3COOH + OH –.
pH >7 perché CH3COOH è un acido debole e
rimangono ioni idrossido in eccesso.
Capitolo 12
Elettrochimica
PROVA DA SOLO
1 Sono reazioni di ossidoriduzione la (a) e la
(b). In (a) Al2O3 è la specie ossidante e CO è la
specie riducente. In (b) Hg2+ è la specie ossidante e Al è la specie riducente.
B NH 4+ + H2O ↔ NH3 + H3O +.
pH <7 perché NH3 è una base debole e rimangono ioni ossonio in eccesso.
2 2Al + 3Hg2+ → 2Al3+ + 3Hg.
Lo ione mercurico Hg2+ è l’agente ossidante,
l’alluminio metallico Al è l’agente riducente.
Lo ione alluminio Al3+ è la specie ossidata, il
mercurio elementare Hg è la sostanza ridotta.
D Fe 3+ + 6H2O ↔ Fe(OH) 3 + 3H3O +.
pH <7 perché Fe(OH) 3 è una base debole e rimangono ioni ossonio in eccesso.
4 2CrO 22– + 4H2O2 + OH– + H+ →
2CrO 42– + 5H2O.
[5,03 g].
C nessuna reazione di idrolisi.
pH = 7 perché il pH rimane quello neutro
dell’acqua.
166 [6,49].
167
Capitolo 12 - Elettrochimica
A Non si tratta di un sistema tampone, perché il sale è formato da un acido debole e da
una base anch’essa debole.
B Non si tratta di un sistema tampone, perché il sale è formato da un acido forte e da
una base anch’essa forte.
C Si tratta di un sistema tampone, nel quale
sono presenti una base debole e un suo sale
formato con un acido forte.
D Si tratta di un sistema tampone, nel quale
sono presenti un acido debole e un suo sale
formato con una base forte.
3 5K2S + 2KMnO4 + 8H2SO4 →
5S + 6K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O.
[14,54 g].
5 3SO2 + 2KMnO4 + 2H2O →
2MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4 .
[176,2 g].
6 Lo ione ferrico Fe3+ ha maggiore potere ossidante dello ione rameico Cu2+.
7 Lo ione calcio Ca2+ ha maggiore potere riducente dello ione sodio Na+.
8 Avviene la reazione inversa.
[+2,77 V].
9 [0,91 V; –0,02 V].
⓾ [5,21 g].
168 [0,56 M; 27,9 g].
169 [7,1].
170 [20,0 g].
171 [0,75 M].
172 [0,34 N; 0,82 g].
173 [A 10,86; B 10,70; C 100 mL; D 4,63; E b].
174 L’indicatore da usare è la fenolftaleina
(pKa = 9,4), perché il punto equivalente, nella titolazione tra un acido debole e una base
forte, si trova in campo basico e la fenolftaleina è l’unico tra gli indicatori elencati con
punto di viraggio in campo basico.
175 [4,0 · 10 –2 M; 12,6; 1,6 · 10 –1 M; 13,2].
QUESITI
1 La risposta è valutabile positivamente se si
risponde in modo affermativo e si forniscono esempi di reazioni non redox, come le reazioni di doppio scambio o le reazioni di neutralizzazione.
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
La nuova chimica di Rippa
Capitolo 11 - Acidi e basi
2 Deve essere fornita una definizione del processo di ossidoriduzione, da cui risulti che al
variare del numero di ossidazione dei due
elementi in gioco corrisponde un passaggio
di elettroni dall’elemento che li cede a quello
che li acquisisce. Nella risposta deve essere
chiarito come l’aumento, o la diminuzione,
143
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 12 - Elettrochimica
del n.o. individua l’elemento che cede, o quello che riceve, gli elettroni e permette di stabilire la direzione del flusso elettronico. Molto positivo un parallelo con la definizione di
acido e base di Brønsted e Lowry, in cui sia
evidenziato come una specie chimica possa
comportarsi da riducente o da ossidante in
funzione del comportamento dell’altra specie con la quale è messa a reagire.
3 La risposta è completa se contiene tutte le
informazioni necessarie a individuare le due
celle e i due elettrodi, se si descrive che cosa
accade in ciascuna cella e a ciascun elettrodo, se si indicano le caratteristiche del circuito esterno e se si specifica il ruolo del setto
poroso o del ponte salino come chiusura del
circuito interno. Una risposta pienamente
positiva prevede anche l’illustrazione dei
concetti esposti attraverso una riproposizione grafica della pila Daniell.
4 Si richiede una definizione del concetto di
potenziale di riduzione. La risposta deve far
emergere come si tratti di una grandezza in
grado di fornire una misura della tendenza
naturale di un elemento a ridursi o a ossidarsi. Una risposta pienamente positiva discute
sul significato del potenziale di riduzione,
trovando collegamenti con la posizione nel
Sistema periodico dei vari elementi e quindi con la loro elettronegatività. Una risposta completa discute dell’assegnazione del
potenziale di riduzione standard di un elemento e illustra la semicella a idrogeno, di
cui specifica l’importanza nella costruzione
della scala dei potenziali di riduzione.
5 La risposta deve riportare una definizione di
d.d.p. o di f.e.m. in cui sia indicato il metodo
per la determinazione della grandezza. Una
risposta pienamente positiva discute anche
del significato della d.d.p. in termini di spontaneità della reazione. Da valutare molto
positivamente il paragone con il concetto di
energia potenziale e la proposizione di esempi che illustrino la proporzionalità tra divario energetico e spontaneità del processo.
6 La risposta deve contenere una descrizione
dettagliata del flusso di elettroni che, attraverso il circuito esterno, si muovono dall’anodo verso al catodo. Deve inoltre chiarire come
sia possibile, date due semireazioni di riduzione e noti i valori di potenziale standard,
ricostruire la trasformazione chimica com-
plessiva e quindi il flusso spontaneo degli
elettroni. Molto positiva la presentazione di
esempi che utilizzino i dati tabellati nel testo.
7 Si chiede una descrizione della cella elettrolitica in tutte le sue parti e una spiegazione
di quanto avviene ai due elettrodi. Per essere
completa la risposta deve presentare a corredo una illustrazione grafica del sistema elettrolitico.
8 Perché la risposta abbia una valutazione
positiva, dal confronto deve emergere chiaramente la differenza per quanto riguarda
il segno dei due elettrodi e come le due celle
presentino processi opposti, spontaneo nel
caso della pila, non spontaneo nel caso della
cella elettrolitica. La risposta deve evidenziare che nel primo caso si produce energia
elettrica da un processo chimico, mentre
nel caso della cella elettrolitica si fornisce
energia elettrica per convertirla in energia
chimica. Una risposta pienamente positiva
individua gli aspetti in comune ai due processi, come il fatto che il catodo sia la sede
della riduzione, dove si accumulano gli elettroni, mentre l’anodo sia la sede della ossidazione, dove si accumulano i cationi.
9 Discutendo delle pile, si chiede di chiarire
che cosa si intende col termine «scarico».
Nella risposta vanno indicati l’azzeramento
della f.e.m., la completa conversione dell’energia chimica in energia elettrica e l’azzeramento della variazione di energia libera. La
risposta è valutata pienamente positiva se
vengono riproposti i riferimenti ai concetti
di equilibrio chimico e di lavoro utile.
⓾ La risposta deve contenere una discussione
sull’equazione di Nernst e sul suo ambito di
applicazione alle condizioni non standard
e durante il funzionamento di una pila. È
necessario che l’espressione dell’equazione
venga correttamente riportata e discussa nei
suoi termini matematici.
⓫ Si chiede una definizione di equivalente elettrochimico come massa di sostanza in grado
di scambiare una mole di elettroni. Una risposta completa riporta la relazione matematica che lega massa equivalente, massa
molare e moli di elettroni scambiati. È importante che si faccia riferimento all’uso del concetto di equivalente anche a proposito delle
reazioni acido-base e che si evidenzi come nei
sistemi elettrochimici possa risultare utile la
144
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 12 - Elettrochimica
⓬ Si chiede che vengano correttamente riportate e discusse le due leggi di Faraday. Nel
caso della seconda legge è da valutarsi positivamente la segnalazione della sua utilità
per la determinazione della massa di una sostanza che in un certo tempo si deposita a un
elettrodo durante un processo elettrolitico.
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
⓭ B
⓮ A
⓯ C
⓰ A
⓱ D
⓲ B
⓳ B
⓴ B
㉑ A
㉒ B
㉓ A
㉔ B
㉕ B
㉖ D
㉗ B
㉘ A
㉙ D
㉚ A
㉛ B
㉜ B
㉝ A
㉞ D
㉟ B
㊱ A
㊲ A
㊳ B
㊴ C
㊵ A
㊶ A
㊷ B
㊸ C
㊹ D
㊺ A
㊻ A
㊼ C
㊽ B
㊾ D
㊿ A
D
B
A
D
B
D
B
B
C
B
A
B
D
A
B
A
C
VERIFICA LE ABILITÀ - ESERCIZI E PROBLEMI
A Ossidante H2SO4 ; riducente Zn;
B Ossidante H2O; riducente Na;
C Ossidante HNO3; riducente H3AsO3;
D Ossidante Fe2O3 ; riducente Al;
E Ossidante HNO2 ; riducente H2S.
A H2S + 2HNO3 → H2SO3 + 2NO + H2O;
B Al + 3AgNO3 → Al(NO3) 3 + 3Ag;
C MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O;
D 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3) 2 + 2NO + 4H2O;
E 3PbCl2 + HIO3 + 6HCl → 3PbCl4 + HI + 3H2O.
A 20H2O + 8Cr3+ + 3IO4– → 8CrO42– + 3I– + 40H+;
B 4MnO4– + 5C + 12H+ → 5CO2 + 4Mn2+ + 6H2O;
C Mn2+ + 2BiO43– + 8H+ → MnO42– + 2Bi3+ + 4H2O;
D Cr2O72– + 3S2– + 14H+ → 3S + 2Cr3+ + 7H2O;
E SO42– + Zn + 4H+ → Zn2+ + SO2 + 2H2O.
[524 g].
[27,93 g; 18,62 g].
La massa equivalente del ferro nel composto
FeS, in cui Fe ha n.o. = +2, corrisponde alla
metà della massa molare (55,85/2 g), mentre nel composto FeCl3, in cui Fe ha n.o. = +3,
corrisponde a un terzo della massa molare
(55,85/3 g).
A Specie ossidante: Ni2+;
specie riducente: Al.
B Semireazione all’anodo:
2Al → 2Al3+ + 6e– ;
semireazione al catodo:
3Ni2+ + 6e– → 3Ni.
B Semireazione di riduzione:
Cd2+ + 2e– → Cd;
semireazione di ossidazione:
Fe → Fe2+ + 2e– ;
reazione complessiva:
Cd2+ + Fe → Cd + Fe2+.
D Semireazione di riduzione:
Cu2+ + 2e– → Cu;
semireazione di ossidazione:
Cr → Cr3+ + 3e– ;
reazione complessiva:
3Cu2+ + 2Cr → 3Cu + 2Cr3+.
A Semireazione di riduzione:
Au3+ + 3e– → Au;
semireazione di ossidazione:
Cd → Cd2+ + 2e– ;
reazione complessiva:
2Au3+ + 3Cd → 2Au + 3Cd2+.
C Semireazione di riduzione:
Au3+ + 3e– → Au;
semireazione di ossidazione:
Ag → Ag+ + e– ;
reazione complessiva:
Au3+ + 3Ag → Au + 3Ag+.
A Br2 / Br– // Cl2 / Cl– ;
B Pb2+ / Pb // Pb4+ / Pb2+.
Il funzionamento della pila provoca il consumo dell’anodo, dove lo zinco passa in soluzione come ione Zn2+. L’aumento della
concentrazione degli ioni zinco in soluzione
ostacola il passaggio in soluzione di altri
ioni, pertanto la cessione di elettroni attraverso il circuito esterno avviene con maggiore difficoltà e la differenza di potenziale
elettrico della pila diminuisce. La cessazione
del funzionamento può avvenire per totale
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
definizione di normalità di una soluzione.
145
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 12 - Elettrochimica
consumo dell’anodo di zinco o per la totale
deposizione al catodo degli ioni rame Cu2+ in
soluzione.
[0,972 g].
A Specie ossidante: Sn2+;
specie riducente: Mg.
B Semireazione di ossidazione:
Mg → Mg2+ + 2e– ;
semireazione di riduzione:
Sn2+ + 2e– → Sn.
D Mg + Sn → Mg + Sn.
C Mg2+ / Mg // Sn2+ / Sn.
2+
2+
Al semielemento a oro Au3+ / Au.
[0,70 V].
[1,30 V].
Da destra verso sinistra.
D. Il catione Ag+, che ha il potenziale di riduzione standard più alto e pertanto accetta
elettroni con maggiore facilità.
f.e.m. = 0,62 V. Il processo spontaneo è:
Zn + Sn2+ → Zn2+ + Sn.
[411 F].
[1,2 F; 44 g].
[193 000 C].
[386 000 C].
[279 000 C; 15 h 30 min].
[0,091 g].
[38 000 s].
[224 g].
101 [16 g].
102 [12 h 58 min].
103 [531 000 C].
104 A Il verso del flusso degli elettroni è sbagliato;
gli ioni solfato devono avere due cariche negative e non positive; le due soluzioni sono
separate da un setto poroso e non da una
membrana semipermeabile.
B Manca il setto poroso.
C Nell’equazione di ossidazione dello ione
cloruro Cl– manca il coefficiente 2 ad e–.
Si riducono per primi gli ioni rameici Cu2+
e successivamente gli ioni idrogeno H+. Gli
ioni sodio Na+ non possono ridursi a spese
degli atomi di zinco Zn. Queste previsioni
possono essere effettuate in base ai potenziali di riduzione standard degli elementi,
dai quali risulta che le semireazioni di riduzione degli ioni Cu2+ e H+ hanno entrambe
potenziale di riduzione standard superiore
a quello della semireazione di riduzione dello zinco, mentre la semireazione di riduzione dello ione Na+ ha potenziale di riduzione
standard inferiore a quello della semireazione di riduzione dello zinco.
[0,404 V].
[1,04 V].
[0,2 M].
[1,58 V].
[0,31 V].
2MnO4– + 10I– + 16H+ → 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O.
[0,99 V].
[202 g].
[31,47 F; 9,271 F < 31,47 F].
[0,14 F].
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La nuova chimica di Rippa
Capitolo 13 - Le proprietà dei composti organici
Capitolo 13
VERIFICA LE ABILITÀ - DOMANDE APERTE
Le proprietà
dei composti organici
㉒ Avero;
Bvero;
Cfalso;
Dfalso.
PROVA DA SOLO
1 a) isomeria di posizione;
b) isomeria geometrica.
2
㉓ A14;
B5;
C4;
D19.
H H
H
H
| 1° | 2° | 2° | 1°
H—C—C—C—C—H
|
|
|
|
1°
H H H—C—H H
|
H
iso-Pentano
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
1 B
2 C
3 D
4 C
9 C
⓾ A
⓫ B
⓬ D
5 B
⓭ D
⓱ A
6 C
⓮ B
⓲ B
7 D
⓯ B
⓳ A
8 A
⓰ B
⓴ C
㉔ Asaturo, sp3 ;
Binsaturo, sp3 e sp2 ;
Cinsaturo, sp2 ;
Dinsaturo, sp3, sp.
㉕ Acomposti differenti che non sono isomeri
di catena;
Bcomposti differenti che sono isomeri di
catena;
Cdifferenti conformazioni della stessa
molecola.
㉖ Ano;
Bno.
VERIFICA LE ABILITÀ - EXERCISE
Alkene
Alkyne
Carbanion
Carbocation
Geometric isomer
Addition
Substitution
The series of carbon atoms chains
Elimination
Saturated compounds
㉗
CH3CHO + CH3OH  CH3CHOH — OCH3
R3C — CR3
CH3CH2Br  H2C === CH2 + HBr
RC ≡≡≡ CR
CH3(CH2 )nCH3 (n = 1,2,3 …)
R 2C === CR2
CH3CH3 + Br2  CH3CH2Br + HBr
cis-FHC === CHF and trans-FHC === CHF
CH3 — CO — CH2–
CH3 — C + H — CH3
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
㉑ Apunta da trapano;
Bmano, piede, orecchio;
CANNA, OTTO, INNI.
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Capitolo 14 - Gli idrocarburi
㉔ A sì; B sì; C no; D no.
Capitolo 14
㉕ A 3-metilpentano;
B 2-metilesano;
C 2-metilesano;
D 2,4-dimetilesano.
Gli idrocarburi
PROVA DA SOLO
1
2
CH3 CH3
|
|
H3C — CH — CH — CH3
CH3 CH2CH3
|
|
H3C — CH — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3
3 Esacloroetano.
4 H3C — CH2 — CH = CH — CH2 — CH3
5 H3C — CH = CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
1 B
5 A
9 C
⓭ B
⓱ C
2 C
6 B
⓾ B
⓮ C
⓲ C
3 B
7 A
⓫ B
⓯ B
⓳ B
4 B
8 C
㉖ Anon è basato sulla catena più lunga:
2,2-dimetilbutano;
Bla catena carboniosa è numerata dalla
estremità sbagliata: 2,2,3-trimetilbutano;
Cla catena carboniosa è numerata dalla
estremità sbagliata e i gruppi alchilici
non sono elencati alfabeticamente:
3-etil-4metilesano;
Dgli stessi gruppi alchilici sono elencati
separatamente: 2,4-dimetilesano.
㉗ A 16; B 6; C 5; D 15.
㉘ A C6H12 ; B C6H12 ; C C4H8 ; D C7H14.
㉙ A 6; B 2; C 2; D 3.
㉚ A no; B no; C no; D sì.
㉛ A m-diclorobenzene B o-dinitrobenzene
Cl
⓰ B
⓴ C
Cl
C o-bromostirene D p-bromofenolo
HC=CH2
Br
㉑ A CH3 — CH2 — CH2 — CH3
B CH3 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3
㉒ A CH3 — (CH2) 2 — CH3
B CH3 — (CH2) 5 — CH3
H H H H H
|
|
|
|
|
A H — C — C — C — C — C — H
|
|
|
|
|
H H H H H
H H H H H H H H
|
|
|
|
|
|
|
|
B H — C — C — C — C — C —C — C — C — H
|
|
|
|
|
|
|
|
H H H H H H H H
C CH3 — (CH2) 8 — CH3
NO2
⓬ C
VERIFICA LE ABILITÀ - DOMANDE APERTE
㉓
NO2
D C6H14
OH
Br
VERIFICA LE ABILITÀ - EXERCISES
㉜ A 18; B 4; C 13; D 22.
㉝ A octane;
B cyclopentane;
C pentane;
D cyclopentane.
㉞ C C — C — C — C (1-pentyne);
C — C C — C — C (2-pentyne);
C C — C — C
(3-methyl-1-butyne).
|
C
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Capitolo 15 - Gruppi funzionali e polimeri di sintesi
Gruppi funzionali
e polimeri di sintesi
PROVA DA SOLO
1 CH3CH2CH2CH2CH2CH2OH
2 3-pentanolo.
H2SO4
3 2CH3 — CH2 — CH2 — CHO + O2 ⎯⎯⎯→
H
|
B CH3CH2CH2 — N — CH2CH2CH3
CH2CH2CH2CH3
|
C CH3CH2 CH2CH2 — N — CH2CH2CH2CH3
H
|
D CH3CH2 CH2CH2 — N — CH3
CH3
|
㉕ A CH3CH2CH2CHCOOH
2CH3 — CH2 — CH2 — COOH
O
VERIFICA LE CONOSCENZE - DOMANDE A SCELTA MULTIPLA
B CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2C — OCH2CH3
O
1 C
2 C
3 B
4 C
C CH3CH2CH2CH2C — OCH2CH2CH2CH3
9 C
⓾ B
⓫ A
⓬ B
D ⓴ B
㉖ A CH3CH2CH2CH2COOH
B CH3COOCH2CH3
C CH3CH2CH2CH2OH
D CH3CH2CHOHCH3
E CH3CH2CH2COOH
F C6H5Br
5 C
⓭ B
⓱ A
㉑ C
6 B
⓮ C
⓲ C
7 B
⓯ C
⓳ B
8 A
⓰ D
VERIFICA LE ABILITÀ - DOMANDE APERTE
㉒ A CH3CH2CH2CHO + H2 ⎯→ CH3CH2CH2CH2OH
B CH3CH2COOH + CH3OH ⎯→ CH3CH2COOCH3 + H2O
㉗ A
㉓ A CH3 — CH2 — CH2 — CH2 — OH primario
OH
|
B CH3 — CH2 — CH — CH3 terziario
CH3
|
D CH3 — C — CH2 — CH2OH |
CH3
primario
CH3 OH
|
|
E CH3 — C — CH — CH3 |
CH3
secondario
acido pentanoico
etiletanoato (etilacetato)
butanolo
2-butanolo
acido butanoico
bromobenzene
2-metil-1-butanolo
CH2 — CH — CH3 |
|
OH
CH2
|
CH3
B CH3 — CH — CH2 — CH2 1,3-butandiolo
C CH3 — CH — CH — CH3 3-metil-2-butanolo
|
OH
secondario
OH
|
C CH3 — C — CH3 |
CH3
OH
|
F CH3 — CH — CH3 COOH
|
OH
|
CH3
|
OH
OH
D 1,3-ciclopentadiolo
HO
secondario
SOLUZIONI DEGLI ESERCIZI DEL TESTO
㉔ A CH3CH2 — NH2
Capitolo 15
㉘ A 4; B 3; C 1; D 0.
㉙ A 1-eptanolo;
B 1-propanolo;
C 1,2-etandiolo;
㉚ A 3; B 3; C 3; D 3.
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Capitolo 15 - Gruppi funzionali e polimeri di sintesi
㉛ A sì; B sì; C no; D sì.
㉜ A C4H10O ; B C4H8O ; C C4H8O ; D C4H6O2.
㉝ A CH3CH2CHCH2CH3
|
OH
B C CH3CH2OH
CH2CH3
|
D CH3CH2CH2CHCH2CH2OH
— CH2CHCH3
|
OH
E CH3OH
VERIFICA LE ABILITÀ - EXERCISES
OH
|
㉞ A CH3 — CH — CH2 — CH3
butan-2-ol
OH CH2 — CH3
|
|
B H3C — CH — CH — CH2 — CH3
C OH
3-ethylpentan-2-ol
cyclopentanol
㉟ A 2; B 2.
㊱ A CH3 — CH2 — C
O
O — CH3
O
B CH3 — C
C CH3 — CH2 — CH2 — C
O — (CH2) 7CH3
O
O — CH2CH3
㊲ Because the butylamine forms hydrogen
bonds between the molecules.
The pentane may not form hydrogen bonds.
150
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