I verifica 2005, 11/11/2005
A
1) a)Scrivere il nome delle seguenti specie CuS, (NH4)2CO3, SO32-.
solfuro di rame(II), carbonato d’ammonio, ione solfito
b) Scrivere la formula delle seguenti specie: ossido di cromo(III), fosfato di rame(II), ione clorato.
Cr2O3, Cu3(PO4)2, ClO32) Indicare quali delle seguenti specie sono ioniche: CaO, NO2, Na2S, PF3.
CaO e Na2S (composti fra metallo e non metallo)
3) a) Scrivere le configurazioni elettroniche di valenza di Si e Cr3+, indicando le eventuali specie
paramagnetiche; Si: [Ne] 3s2, 3p2; Cr3+: [Ar], 3d3, entrambi paramagnetici
b) Identificate l’elemento che ha configurazione elettronica [Kr] 4d10, 5s2, 5p: In
e lo ione di carica +3 che ha configurazione [Xe] 4f14, 5d10, 6s2: Bi3+
4) Calcolate il numero di moli presenti in un pezzo di Fe del volume di 5.00 mL (densità Fe 7.87 g/mL, massa
atomica 55.85).
massa Fe (g) = volume(ml)xdensità(g/ml)= 39.35; moli Fe = massa(g)/massa atomica = 0.705
5) Indicate il numero di protoni, neutroni ed elettroni delle seguenti specie: 13C, 4He2+, 17O2- (per prima cosa
individuate la posizione sulla tavola periodica...)
13
C: Z=6, quindi 6 protoni, 7 neutroni (n°massa-Z), 6 elettroni (atomo neutro, n°elettroni=n°protoni)
4
He2+: Z=2, quindi 2 protoni, 2 neutroni (n°massa-Z), 0 elettroni (catione, n°elettroni=n°protoni-carica)
17 2O : Z=8, quindi 8 protoni, 9 neutroni (n°massa-Z), 10 elettroni (anione, n°elettroni=n°protoni+carica)
6) Indicate i numeri di ossidazione massimi e minimi per un elemento del gruppo 15. Scrivete la formula di una
specie con quei n.ri di ossidazione.
Max: +5, esempio HNO3; min -3, esempio PH3
7) a) Spiegate brevemente come e perché variano i potenziali di ionizzazione lungo un periodo e lungo un
gruppo. b) Su questa base disponete i seguenti atomi in ordine di energia di prima ionizzazione crescente (dal
più basso al più alto): As, Sn, Br, Sr. c) Qual è l’ordine di raggio atomico crescente degli stessi atomi?
(a) L’energia di ionizz. diminuisce al crescere del numero del periodo, scendendo in un gruppo (elettroni
progressivamente più lontani dal nucleo) e cresce al crescere del numero del gruppo, lungo un periodo (cresce
Z*). (b) Sr (gruppo 2, 5°periodo) < Sn (gruppo 14, 5°periodo) < As (gruppo 15, 4°periodo) < Br (gruppo 17, 4°
periodo); (c) I raggi atomici variano in senso opposto all’energia di ionizzazione, quindi Br < As < Sn < Sr.
8) Indicare quale delle seguenti affermazioni è vera o falsa giustificando la risposta:
a) perché una molecola sia polare è necessario che almeno un legame sia polare; b) una molecola che contiene
legami polari sarà polare; c) un legame doppio è più forte di un legame singolo; d) un legame π è più forte di un
legame σ.
a) vera, dato che la polarità della molecola è la somma vettoriale dei dipoli dei singoli legami; b) falsa, perchè i
dipoli dei singoli legami possono annullarsi per simmetria; c) vero, perchè un doppio legame è stabilizzato dalla
energia liberata dalla formazione sia del legame sigma che pigreco; d) falso, la sovrapposizione degli orbitali
nel legame pigreco è minore che nel sigma, quindi l’energia è minore.
9) Per ciascuna delle seguenti specie CS2, HSO3-, SO2Cl2 (a) Calcolare il n.ro di elettroni di valenza;
(b)
scrivere la struttura di Lewis con le eventuali formule di risonanza; indicare (c) quanti legami e di che tipo
forma l’atomo centrale; (d) le cariche formali; (e) quante coppie stericamente rilevanti (σ e di non legame)
sono attorno all’atomo centrale; (f) la geometria delle coppie di elettroni attorno all’atomo centrale; (g) la
forma della molecola; (h) l’ibridazione dell’atomo centrale e (i) l’eventuale polarità delle specie neutre.
CS2: a) 16 edv, b) c) 2 legami σ e 2 π, d) 0 su ogni atomo; e) 2 (σ); f) lineare (a 180°), g) lineare; h) sp; i)
apolare.
HSO3-: a) 26 edv, b) c) 3 legami σ e 1 π, d) 0 su tutti gli atomi tranne -1 sull’O con tre coppie solitarie; e) 4 (3σ e
1 di non legame); f) tetraedrica, g) piramidale; h) sp3
SO2Cl2: a)32 edv; b) c) 4 σ e 2 π; d) 0 su ogni atomo; e) 4 (σ) ; f) tetraedrica; g) tetraedrica; h) sp3; i)
polare.
H
H
S
Cl
S
O
O
O
O
Cl
C
S
S
O
S
O
O
O
10) Un composto è formato da 21.96 g di Mn e 8.52 g di O. Calcolare la formula minima. (Mn 54.94, O 16.00)
Moli di Mn = 21.96/54.94 = 0.3997, moli di O = 8.52/16.0 = 0.5325
moli O/moli Mn = 1.332. Quindi moli O = 1.332x(moli Mn). Il numero intero più piccolo che consente di
rendere intero il numero di moli di O è 3 (1.332x3 = 4). Quindi moli Mn = 3 e moli O = 4, ovvero la formula è
Mn3O4.
11) Bilanciare la seguente reazione con il metodo delle semireazioni, indicando ossidante e riducente:
SO32-(aq) + MnO4-(aq) --> SO42-(aq) + Mn2+(aq) (acido)
ossidazione: SO32-(aq) + H2O --> SO42-(aq) + 2 e- + 2H+
riduzione: MnO4-(aq) + 5e- + 8H+ --> Mn2+(aq) + 4 H2O
Moltiplicando x5 la prima equaz e x2 la seconda, e sommando si ottiene:
5SO32-(aq) + 2MnO4-(aq) + 6H+ --> 5SO42-(aq) + 2Mn2+(aq) + 3 H2O
Ossidante: MnO4- Riducente: SO32-.
12) Calcolare i grammi di idrogeno molecolare necessari per reagire completamente con 280.2 g di azoto
molecolare e quanti grammi di ammoniaca si formerebbero se la reazione fosse quantitativa (N.B: Scrivere la
reazione) (H 1.008; N 14.01).
N2 + 3H2 Æ 2NH3
Moli date di N2 = 280.2/28.02 = 10.00.
Quantità stechiometrica di H2 = moli di N2 x 3/1 = 30.00. Massa di H2 = 30.00x2.016 = 60.48 g
Moli di prodotto (NH3) = moli di N2 x 2/1 = 20.00; Massa di NH3 = 20.00 x 17.034 = 340.68 g
Notare il bilancio di massa: reagenti: 280.2+60.48 = 340.68 g = massa NH3 formata
13) Calcolare (a) quanto Fe si dovrebbe ottenere dalla reazione quantitativa di 120.0 g di Fe2O3 con 28.0 g di
CO, secondo l’equazione (che va bilanciata, è una redox): Fe2O3 + CO → Fe + CO2
(b) Calcolare inoltre la quantità di Fe2O3 necessaria per preparare 50 g di Fe se la resa fosse del 75%.
(Fe 55.8, C 12.0, O 16.0)
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
a) Moli Fe2O3 = 120.0/159.6 = 0.7519; Moli CO = 28.0/28.0 = 1.00
Moli CO/moli Fe2O3 = 1.00/0.7519 = 1.33. Questo rapporto è minore del rapporto dei coefficienti stechiometrici
(3/1), quindi CO è il reagente limitante. Moli Fe = moli CO x 2/3 = 0.667. Massa Fe = 0.667x55.8 = 37.2 g.
b) Moli Fe da preparare = 50/55.8 = 0.896. Queste moli rappresentano la quantità effettivamente ottenuta, che è
il 75% di quella che avrei ottenuto se la resa fosse stata quantitativa, ovvero (quantità effettiva)/(quantità teorica)
= 0.75, quindi quantità teorica = 0.896/0.75 = 1.19. Le moli di Fe2O3 necessarie sono :
moli di Fe x 1/2 = 0.597, che corrispondono a 95 g.
I verifica 2005, 11/11/2005
B
1) a)Scrivere il nome delle seguenti specie BaO, Co(NO3)2, SCl2; ossido di bario, nitrato di cobalto(II), dicloruro
di zolfo
b) scrivere la formula delle seguenti specie: idrogenocarbonato di magnesio, fosfato di rame(II), triioduro di
arsenico: Mg(HCO3)2, Cu3(PO4)2, AsI3
2) Indicare quali delle seguenti specie sono ioniche: KBr, OF2, SiH4, FeCl3.
KBr e FeCl3, composti fra un metallo e un non metallo.
3) a) Scrivere le configurazioni elettroniche di valenza di P e Mn2+, indicando le eventuali specie
paramagnetiche: P: [Ne] 3s2, 3p3; Mn2+ : [Ar] 3d5, entrambi paramagnetici
b) Identificate l’elemento che ha configurazione elettronica di valenza [Ar] 4s2, 3d2: Ti
e lo ione di carica +2 che ha configurazione [Xe] 4f14, 5d10, 6s2: Pb2+
4) Calcolate il numero di moli presenti in un pezzo di Al del volume di 5.00 mL (densità Al 2.70 g/mL, massa
atomica 26.98).
Vedi compito A per il procedimento
5) Indicate il numero di protoni, neutroni ed elettroni delle seguenti specie: 14N, 9Be2+, 18O- (per prima cosa
individuate la posizione sulla tavola periodica...).
14
N: Z=7, quindi 7 protoni, 7 neutroni (n°massa-Z), 7 elettroni (atomo neutro, n°elettroni=n°protoni)
9
Be2+: Z=4, quindi 4 protoni, 5 neutroni (n°massa-Z), 2 elettroni (catione, n°elettroni=n°protoni-carica)
18 O : Z=8, quindi 8 protoni, 10 neutroni (n°massa-Z), 9 elettroni (anione, n°elettroni=n°protoni+carica)
6) Indicate a che gruppo appartiene un elemento i cui numeri di ossidazione max e min sono rispettivamente +6
e -2 e scrivete la formula di una specie con quei n.ri di ossidazione.
Gruppo 16, SO42-, S27) a) Spiegate come variano i potenziali di ionizzazione lungo un periodo e lungo un gruppo. b) Su questa base
disponete i seguenti atomi in ordine di energia di prima ionizzazione crescente(dal più basso al più alto): N, F,
Mg, Si. c) Quale è l’ordine di raggio atomico crescente degli stessi atomi?
(a) L’energia di ionizz. diminuisce al crescere del numero del periodo, scendendo in un gruppo (elettroni
progressivamente più lontani dal nucleo) e cresce al crescere del numero del gruppo, lungo un periodo (cresce
Z*). (b) Mg (gruppo 2, 3°periodo) < Si (gruppo 14, 3°periodo) < N (gruppo 15, 2°periodo) < F (gruppo 17, 2°
periodo); (c) I raggi atomici variano in senso opposto all’energia di ionizzazione, quindi F < N < S1 < Mg.
8) Indicare quale delle seguenti affermazioni è vera o falsa giustificando la risposta:
a) un legame doppio è più forte di un legame singolo; b) un legame π è più forte di un legame σ; c) perché
una molecola sia polare è necessario che almeno un legame sia polare; d) una molecola che contiene legami
polari sarà polare.
Vedi compito A.
9) Per ciascuna delle seguenti specie HCO3-, I3-, CHCl3 (a) Calcolare il n.ro di elettroni di valenza; (b)
scrivere la struttura di Lewis con le eventuali formule di risonanza; indicare (c) quanti legami e di che tipo
forma l’atomo centrale; (d) le cariche formali; (e) quante coppie stericamente rilevanti (σ e di non legame)
sono attorno all’atomo centrale; (f) la geometria delle coppie di elettroni attorno all’atomo centrale; (g) la
forma della molecola; (h) l’ibridazione dell’atomo centrale e (i) l’eventuale polarità delle specie neutre.
HCO3-: a) 24 edv, b) c) 3 legami σ e 1 π, d) 0 su tutti gli atomi tranne -1 sull’O con tre coppie solitarie; e) 3 (3σ);
f) trigonale planare, g) triangolare; h) sp2
I3-: a) 22 edv; b) c) 2 σ; d) 0 su atomi periferici, -1 su centrale; e) 5 (2σ + 3 non legame); f) bipiramide
trigonale; g) lineare; h) sp3d;.
CHCl3: a) 26 edv, b) c) 4 legami σ, d) 0 su tutti gli atomi; e) 4 (4σ); f) tetraedrica, g) tetraedrica; h) sp3; i)
polare
H
H
O
O
O
C
C
O
O
H
Cl
I
I
C
I
Cl
Cl
O
10) Un composto è formato da 16.47 g di Mn e 6.39 g di O. Calcolare la formula minima. (Mn 54.94, O 16.00)
Moli di Mn = 16.47/54.94 = 0.2998, moli di O = 6.39/16.0 = 0.3999
moli O/moli Mn = 1.332. Quindi moli O = 1.332x(moli Mn). Il numero intero più piccolo che consente di
rendere intero il numero di moli di O è 3 (1.332x3 = 4). Quindi moli Mn = 3 e moli O = 4, ovvero la formula è
Mn3O4.
11) Bilanciare la seguente reazione con il metodo delle semireazioni, indicando l’agente ossidante e quello
riducente:
SO32-(aq) + MnO4-(aq) --> SO42-(aq) + MnO2(s) (basico)
ossidazione: SO32- + 2OH- --> SO42- + 2e- + H2O
riduzione: MnO4- + 3e- + 2H2O --> MnO2(s) + 4OHMoltiplicando x3 la prima equaz e x2 la seconda, e sommando si ottiene:
3SO32- + 2MnO4- + H2O --> 3SO42- + 2MnO2(s) + 2OHOssidante: MnO4- Riducente: SO32-.
12) Calcolare i grammi di azoto molecolare necessari per reagire completamente con 20.16 g di idrogeno
molecolare e quanti grammi di ammoniaca si formerebbero se la reazione fosse quantitativa (N.B: Scrivere la
reazione) (H 1.008; N 14.01).
N2 + 3H2 Æ 2NH3
Moli date di H2 = 20.16/2.016 = 10.00.
Quantità stechiometrica di N2 = moli di H2 x 1/3 = 3.333. Massa di N2 = 3.333x28.02 = 93.40 g
Moli di prodotto (NH3) = moli di H2 x 2/3 = 6.667; Massa di NH3 = 6.667 x 17.034 = 113.6 g
Notare il bilancio di massa: reagenti: 20.16+93.40 = 113.56 g = massa NH3 formata
13) Calcolare (a) quanto Fe si dovrebbe ottenere dalla reazione quantitativa di 6.0 g di Fe2O3 con 1.4 g di
CO, secondo l’equazione (che va bilanciata, è una redox): Fe2O3 + CO → Fe + CO2
(b) Calcolare inoltre la quantità di Fe2O3 necessaria per preparare 2.5 g di Fe se la resa fosse del 75%.
(Fe 55.8, C 12.0, O 16.0)
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
a) Moli Fe2O3 = 6.0/159.6 = 0.0376; Moli CO = 1.4/28 = 0.050
Moli CO/moli Fe2O3 = 0.050/0.376 = 1.33 Questo rapporto è minore del rapporto dei coefficienti stechiometrici
(3/1), quindi CO è il reagente limitante.
Moli di Fe = moli di CO x 2/3 = 0.0333. Massa Fe = 0.0333x55.8 = 1.86 g, che si deve arrotondare a 1.9 g
b) Moli Fe da preparare = 2.5/55.8 = 0.0448. Queste moli rappresentano la quantità effettivamente ottenuta, che
è il 75% di quella che avrei ottenuto se la resa fosse stata quantitativa, ovvero
(quantità effettiva)/(quantità teorica) = 0.75, quindi quantità teorica = 0.0448/0.75 = 0.0597.
Le moli di Fe2O3 necessarie sono: moli di Fe x 1/2 = 0.0299, che corrispondono a 4.8 g.
I verifica 2005, 11/11/2005
C
1) a) Scrivere il nome delle seguenti specie Mn(HPO4)2, PCl3 , ClO4-; monoidrogenofostato di manganese(IV);
tricloruro di fosforo, ione perclorato
b) scrivere la formula delle seguenti specie: nitrato di ammonio, solfuro di sodio, ossido di diazoto: NH4NO3,
Na2S, N2O.
2) Indicare quali delle seguenti specie sono ioniche: NCl3, BaO, CO, KI.
BaO e KI (composti fra un metallo e un non metallo)
3) a) Scrivere le configurazioni elettroniche di valenza di S e Ni2+, indicando le eventuali specie
paramagnetiche; S [Ne] 3s2, 3p4; Ni2+ [Ar] 3d8 entrambi paramagnetici
b) Identificate l’elemento che ha configurazione elettronica [Xe] 4f14, 5d10, 6s2, 6p3 : Bi
e lo ione di carica +3 che ha configurazione [Kr] 4d10: In3+
4) Calcolate il numero di moli presenti in un pezzo di Na del volume di 5.00 mL (densità Na 0.971 g/mL, massa
atomica 22.99)
Vedi compito A per il procedimento
5) Indicate il numero di protoni, neutroni ed elettroni delle seguenti specie: 15N, 7Li+, 18O2- (per prima cosa
individuate la posizione sulla tavola periodica...).
15
N: Z=7, quindi 7 protoni, 8 neutroni (n°massa-Z), 7 elettroni (atomo neutro, n°elettroni=n°protoni)
7 +
Li : Z=3, quindi 3 protoni, 4 neutroni (n°massa-Z), 2 elettroni (catione, n°elettroni=n°protoni-carica)
18 2O : Z=8, quindi 8 protoni, 10 neutroni (n°massa-Z), 10 elettroni (anione, n°elettroni=n°protoni+carica)
6) Indicate i numeri di ossidazione massimi e minimi per un elemento del gruppo 16, e scrivete la formula di una
specie con quei n.ri di ossidazione.
+6 e -2, SO42-, S27) a) Spiegate come variano i potenziali di ionizzazione lungo un periodo e lungo un gruppo. b) Su questa base
disponete i seguenti atomi in ordine di energia di prima ionizzazione crescente(dal più basso al più alto): N, F,
Mg, Si. c) Quale è l’ordine di raggio atomico crescente degli stessi atomi?
(a) L’energia di ionizz. diminuisce al crescere del numero del periodo, scendendo in un gruppo (elettroni
progressivamente più lontani dal nucleo) e cresce al crescere del numero del gruppo, lungo un periodo (cresce
Z*). (b) Sr (gruppo 2, 5°periodo) < Sn (gruppo 14, 5°periodo) < As (gruppo 15, 4°periodo) < Br (gruppo 17, 4°
periodo); (c) I raggi atomici variano in senso opposto all’energia di ionizzazione, quindi Br < As < Sn < Sr.
8) Indicare quale delle seguenti affermazioni è vera o falsa giustificando la risposta:
a) un legame π è più forte di un legame σ; b) un legame doppio è più forte di un legame singolo; c) una
molecola che contiene legami polari sarà polare; d) perché una molecola sia polare è necessario che almeno
un legame sia polare.
Vedi Compito A
9) Per ciascuna delle seguenti specie NOCl (azoto atomo centrale), ClO2-, SOCl2 (a) Calcolare il n.ro di
elettroni di valenza; (b) scrivere la struttura di Lewis con le eventuali formule di risonanza; indicare (c)
quanti legami e di che tipo forma l’atomo centrale; (d) le cariche formali; (e) quante coppie stericamente
rilevanti (σ e di non legame) sono attorno all’atomo centrale; (f) la geometria delle coppie di elettroni attorno
all’atomo centrale; (g) la forma della molecola; (h) l’ibridazione dell’atomo centrale e (i) l’eventuale
polarità delle specie neutre.
NOCl: a) 18 edv, b) c) 2 legami σ e 1 π, d) 0 su ogni atomo; e) 3 (2σ + 1 non legame); f) trigonale planare (a
120°), g) angolare; h) sp2; i) polare.
ClO2-: a) 20 edv, b) c) 2 legami σ e 1 π, d) 0 su tutti gli atomi tranne -1 sull’O con tre coppie solitarie; e) 4 (2σ e
2 di non legame); f) tetraedrica, g) angolare; h) sp3
SOCl2: a) 26 edv; b)
h) sp3; i) polare.
c) 3 σ e 1 π; d) 0 su ogni atomo; e) 4 (3σ + 1 non legame) ; f) tetraedrica; g) piramidale;
O
Cl
Cl
N
O
O
Cl
O
O
Cl
S
O
Cl
10) Un composto è formato da 5.49 g di Mn e 2.13 g di O. Calcolare la formula minima. (Mn 54.94, O 16.00)
Moli di Mn = 5.49/54.94 = 0.09993, moli di O = 2.13/16.0 = 0.1331
moli O/moli Mn = 1.332. Quindi moli O = 1.332x(moli Mn). Il numero intero più piccolo che consente di
rendere intero il numero di moli di O è 3 (1.332x3 = 4). Quindi moli Mn = 3 e moli O = 4, ovvero la formula è
Mn3O4.
11) Bilanciare la seguente reazione con il metodo delle semireazioni, indicando l’agente ossidante e quello
riducente:
CrO42-(aq) + S2-(aq) --> Cr(OH)3(s) + S(s) (basico)
2ossidazione: S --> S(s) + 2eriduzione: CrO42- + 3e- + 4H2O --> Cr(OH)3(s) + 5OHMoltiplicando x3 la prima equaz e x2 la seconda, e sommando si ottiene:
3S2- + 2CrO42- + 8H2O --> 3S(s) + 2Cr(OH)3(s) + 10OHOssidante: CrO42- Riducente: S2-.
12) Calcolare i grammi di idrogeno molecolare necessari per reagire completamente con 28.02 g di azoto
molecolare e quanti grammi di ammoniaca si formerebbero se la reazione fosse quantitativa (N.B: Scrivere la
reazione) (H 1.008; N 14.01).
N2 + 3H2 Æ 2NH3
Moli date di N2 = 28.02/28.02 = 1.000.
Quantità stechiometrica di H2 = moli di N2 x 3/1 = 3.000 Massa di H2 = 3.000x2.016 = 6.048 g
Moli di prodotto (NH3) = moli di N2 x 2/1 = 2.000; Massa di NH3 = 2.000 x 17.034 = 34.07 g
Notare il bilancio di massa: reagenti: 28.02+6.048 = 34.07 g = massa NH3 formata
13) Calcolare (a) quanto Fe si dovrebbe ottenere dalla reazione quantitativa di 60.0 g di Fe2O3 con 14.0 g di
CO, secondo l’equazione (che va bilanciata, è una redox): Fe2O3 + CO → Fe + CO2
(b) Calcolare inoltre la quantità di Fe2O3 necessaria per preparare 25 g di Fe se la resa fosse del 75%.
(Fe 55.8, C 12.0, O 16.0)
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
a) Moli Fe2O3 = 60.0/159.6 = 0.376; Moli CO = 14.0/28.0 = 0.500
Moli CO/moli Fe2O3 = 0.500/0.376 = 1.33 Questo rapporto è minore del rapporto dei coefficienti stechiometrici
(3/1), quindi CO è il reagente limitante.
Moli di Fe = moli di CO x 2/3 = 0.333. Massa Fe = 0.333x55.8 = 18.6 g
b) Moli Fe da preparare = 25/55.8 = 0.448. Queste moli rappresentano la quantità effettivamente ottenuta, che è
il 75% di quella che avrei ottenuto se la resa fosse stata quantitativa, ovvero
(quantità effettiva)/(quantità teorica) = 0.75, quindi quantità teorica = 0.448/0.75 = 0.597.
Le moli di Fe2O3 necessarie sono: moli di Fe x 1/2 = 0.299, che corrispondono a 48 g.
I verifica 2005, 11/11/2005
D
1) a) Scrivere il nome delle seguenti specie CaSO4, H2PO4-, AsF3; solfato di calcio, ione diidrogenofosfato,
trifluoruro di arsenico
b) scrivere la formula delle seguenti specie: permanganato di sodio, ,triossido di dicloro, ossido di argento(I):
NaMnO4, Cl2O3, Ag2O.
2) Indicare quali delle seguenti specie sono ioniche: PCl3, SO2, CrCl3, MnO.
Le ultime due, entrambe composti fra un metallo e un non-metallo.
3) a) Scrivere le configurazioni elettroniche di valenza di Mg e Cu+2 indicando le eventuali specie
paramagnetiche: Mg: [Ne] 3s2; Cu2+ [Ar]3d9 , quest’ultimo paramagnetico
b) Identificate l’elemento che ha configurazione elettronica di valenza [Ar] 3d10, 4s2, 4p4: Se
e lo ione di carica +2 che ha configurazione [Xe] 4f14, 5d8: Pt2+
4) Calcolate il numero di moli di Hg presenti in 5.00 mL (densità Hg 13.5 g/mL, massa atomica 200.6 uma).
Vedi compito A per il procedimento
5) Indicate il numero di protoni, neutroni ed elettroni delle seguenti specie: 14C, 4He+, 17O- (per prima cosa
individuate la posizione sulla tavola periodica...).
14
C: Z=6, quindi 6 protoni, 8 neutroni (n°massa-Z), 6 elettroni (atomo neutro, n°elettroni=n°protoni)
4
He+: Z=2, quindi 2 protoni, 2 neutroni (n°massa-Z), 1 elettrone (catione, n°elettroni=n°protoni-carica)
17 O : Z=8, quindi 8 protoni, 9 neutroni (n°massa-Z), 9 elettroni (anione, n°elettroni=n°protoni+carica)
6) Indicate a che gruppo appartiene un elemento i cui numeri di ossidazione max e min sono rispettivamente +7,
-1 e scrivete la formula di una specie con quei n.ri di ossidazione.
Gruppo 17, ClO4-, Cl7) a) Spiegate come variano i potenziali di ionizzazione lungo un periodo e lungo un gruppo. b) Su questa base
disponete i seguenti atomi in ordine di energia di prima ionizzazione crescente(dal più basso al più alto): P, Cl,
Ca, Ge. c) Quale è l’ordine di raggio atomico crescente degli stessi atomi?
(a) L’energia di ionizz. diminuisce al crescere del numero del periodo, scendendo in un gruppo (elettroni
progressivamente più lontani dal nucleo) e cresce al crescere del numero del gruppo, lungo un periodo (cresce
Z*). (b) Ca (gruppo 2, 4°periodo) < Ge (gruppo 14, 4°periodo) < P (gruppo 15, 3°periodo) < Cl (gruppo 17, 3°
periodo); (c) I raggi atomici variano in senso opposto all’energia di ionizzazione, quindi Cl < P < Ge < Ca.
8) Indicare quale delle seguenti affermazioni è vera o falsa giustificando la risposta:
a) una molecola che contiene legami polari sarà polare; b) perché una molecola sia polare è necessario che
almeno un legame sia polare; c) un legame π è più forte di un legame σ; d) un legame doppio è più forte di un
legame singolo.
Vedi compito A
9) Per ciascuna delle seguenti specie GeCl2, HPO4-2, NO2Cl (a) Calcolare il n.ro di elettroni di valenza; (b)
scrivere la struttura di Lewis con le eventuali formule di risonanza; indicare (c) quanti legami e di che tipo
forma l’atomo centrale; (d) le cariche formali; (e) quante coppie stericamente rilevanti (σ e di non legame)
sono attorno all’atomo centrale; (f) la geometria delle coppie di elettroni attorno all’atomo centrale; (g) la
forma della molecola; (h) l’ibridazione dell’atomo centrale e (i) l’eventuale polarità delle specie neutre.
GeCl2: a) 18 edv, b) c) 2 legami σ (è meglio evitare il legame π, anche se Ge non raggiunge ottetto, per scarsa
tendenza alogeni terminali a dare doppi legami), d) 0 su ogni atomo; e) 3 (2σ + 1 di non legame); f) trigonale
planare (a 120°), g) angolare (a 120°); h) sp2; i) polare.
HPO42-: a) 32 edv, b) c) 4 legami σ e 1 π, d) 0 su tutti gli atomi tranne -1 sui due O con tre coppie solitarie; e) 4
(4σ); f) tetraedrica, g) tetraedrica; h) sp3
NO2Cl: a) 24 edv; b) c) 3 σ e 1 π; d) -1 sull’O con tre coppie solitarie, +1 sull’N, 0 sugli altri atomi; e) 3 (σ) ;
f) trigonale planare (a 120°); g) trigonale; h) sp2; i) polare.
Cl
N
Cl
O
N
O
P
O
O
H
O
O
O
O
O
H
H
O
Cl
Cl
Ge
P
O
O
O
O
P
O
O
10) Un composto è formato da 10.98 g di Mn e 4.26 g di O. Calcolare la formula minima. (Mn 54.9, O 16.0)
Moli di Mn = 10.98/54.94 = 0.1998, moli di O = 4.26/16.0 = 0.2663
moli O/moli Mn = 1.333. Quindi moli O = 1.333x(moli Mn). Il numero intero più piccolo che consente di
rendere intero il numero di moli di O è 3 (1.333x3 = 4). Quindi moli Mn = 3 e moli O = 4, ovvero la formula è
Mn3O4.
11) Bilanciare la seguente reazione con il metodo delle semireazioni, indicando l’agente ossidante e quello
riducente:
NO2-(aq) + MnO4-(aq) --> NO3-(aq) + Mn2+(aq) (acido)
ossidazione: NO2 (aq) + H2O --> NO3-(aq) + 2 e- + 2H+
riduzione: MnO4-(aq) + 5e- + 8H+ --> Mn2+(aq) + 4 H2O
Moltiplicando x5 la prima equaz e x2 la seconda, e sommando si ottiene:
5NO22-(aq) + 2MnO4-(aq) + 6H+ --> 5NO3-(aq) + 2Mn2+(aq) + 3 H2O
Ossidante: MnO4- Riducente: NO2-.
12) Calcolare i grammi di azoto molecolare necessari per reagire completamente con 2.016 g di idrogeno
molecolare e quanti grammi di ammoniaca si formerebbero se la reazione fosse quantitativa (N.B: Scrivere la
reazione) (H 1.008; N 14.01).
N2 + 3H2 Æ 2NH3
Moli date di H2 = 2.016/2.016 = 1.000.
Quantità stechiometrica di N2 = moli di H2 x 1/3 = 0.3333 Massa di N2 = 0.3333x28.02 = 9.340 g
Moli di prodotto (NH3) = moli di H2 x 2/3 = 0.6667; Massa di NH3 = 0.6667 x 17.034 = 11.36 g
Notare il bilancio di massa: reagenti: 2.016+9.340 = 11.356 g = massa NH3 formata
13) Calcolare (a) quanto Fe si dovrebbe ottenere dalla reazione quantitativa di 12.0 g di Fe2O3 con 2.80 g di
CO, secondo l’equazione (che va bilanciata, è una redox): Fe2O3 + CO → Fe + CO2
(b) Calcolare inoltre la quantità di Fe2O3 necessaria per preparare 5 g di Fe se la resa fosse del 75%.
(Fe 55.8, C 12.0, O 16.0)
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
a) Moli Fe2O3 = 12.0/159.6 = 0.0752; Moli CO = 2.80/28.0 = 0.100
Moli CO/moli Fe2O3 = 0.100/0.0752 = 1.33 Questo rapporto è minore del rapporto dei coefficienti stechiometrici
(3/1), quindi CO è il reagente limitante.
Moli di Fe = moli di CO x 2/3 = 0.0667. Massa Fe = 0.0667x55.8 = 3.72 g
b) Moli Fe da preparare = 5/55.8 = 0.090. Queste moli rappresentano la quantità effettivamente ottenuta, che è il
75% di quella che avrei ottenuto se la resa fosse stata quantitativa, ovvero
(quantità effettiva)/(quantità teorica) = 0.75, quindi quantità teorica = 0.090/0.75 = 0.12.
Moli di Fe2O3 necessarie sono: moli di Fe x 1/2 = 0.06, che corrispondono a 9.6 che si deve arrotondare a 10 g.
