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Esempio di accertamento
Esempio di svolgimento dell’accertamento con alcuni commenti
1)
L'energia di seconda ionizzazione di un elemento X e':
X L'energia richiesta per allontanare un elettrone da uno ione X+ (g);
q L'energia richiesta per allontanare due elettroni da un atomo X (g);
q L'energia liberata da un atomo X (g) quando acquista due elettroni;
q L'energia liberata da uno ione X- (g) quando acquista un elettrone;
La risposta segnata è l’unica che corrisponde alla definizione di energia di seconda
ionizzazione.
2)
Quale fra le seguenti transizioni elettroniche, provoca emissione di energia?
da 1s a 2s
X da 3p a 3s
q da 2s a 3p
q da 3p a 4p
q
La risposta segnata è l’unica che prevede una transizione elettronica da un orbitale a
energia più bassa (più lontano dal nucleo) a un orbitale a energia più elevata (più vicino al
nucleo): pertanto l’atomo deve emettere energia per poter tornare allo stato fondamentale
(livello energetico minimo possibile).
3)
Quale dei seguenti ioni e' isoelettronico dell'argon?
X S2q P3+
q Al3+
q F-
Lo zolfo (nella tavola periodica degli elementi è situato due caselle prima dell’argon e
quindi possiede due elettroni in meno dell’argon stesso) come anione con carica 2- ha due
elettroni in più rispetto allo stato atomico e pertanto risulta isoelettronico dell’argon.
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Esempio di accertamento
4)
Cosa accade quando a temperatura costante viene aumentata la pressione
nel seguente sistema in equilibrio?
N2O4 (gas incolore) <===> 2 NO2 (gas Rosso-Bruno)
Spostamento dell'equilibrio verso destra
q Aumento dell'intensita' del colore rosso-bruno della miscela
q Aumento della dissociazione di N2O4 (g)
X Aumento della concentrazione di N2O4 (g)
q
Per la legge dell’equilibrio mobile, un aumento di pressione provoca uno spostamento
dell’equilibrio nella direzione in cui la miscela di gas occupa un volume minore, e cioè
verso sinistra (notare che a sinistra vi è una mole di gas, mentre a destra ve ne sono due).
5)
Dato il sistema all'equilibrio alla temperatura T,
2 SO2 + O2 <===> 2 SO3 (reazione esotermica)
se la temperatura viene diminuita:
Aumenta la velocita' di reazione
L'equilibrio si sposta verso sinistra
X L'equilibrio si sposta verso destra
q Aumenta l'energia di attivazione
q
q
In questo caso, la legge dell’equilibrio mobile prevede che, a una diminuzione di
temperatura, il sistema reagisca spostando l’equilibrio al fine di compensare la perdita di
calore subita dal sistema con la perturbazione esterna, mediante la produzione di calore
connessa con lo spostamento dell’equilibrio verso destra.
6)
Alla temperatura T costante, la costante di equilibrio Kp dell'equilibrio:
2 NH3 (g) <===> N2 (g) + 3 H2 (g)
X Rimane costante
q Aumenta all'aumentare della pressione
q Diminuisce all'aumentare della pressione
q Aumenta all'aumentare della concentrazione
A temperatura costante la costante rimane costante, indipendentemente dalla variazione
di altri parametri quali pressione o concentrazione.
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Esempio di accertamento
7)
22.4 l e' il volume occupato da:
1 mole di qualsiasi gas ideale in qualsiasi condizione;
X 1 mole di qualsiasi gas ideale a 0°C ed 1 atm;
q 1 mole di qualsiasi gas ideale a 100°C ed 1 atm;
q 1 mole di qualsiasi gas a 25°C ed 1 atm;
q
Risolvendo l’equazione di stato dei gas perfetti PV=nRT da cui V=nRT/P e mettendo
n=1moli, P=1atm., T=273°K e R=0.082 litriatm/°Kmole si ottiene V=22.4 litri.
8)
Quale delle seguenti sostanze da' una soluzione acquosa 0.1 molale con
la piu' bassa temperatura di congelamento, ammettendo la dissociazione
completa?
NaCl
q CuSO4
q HNO3
X BaCl2
q
Il BaCl2 è l’unica sostanza tra quelle indicate, che, in acqua si dissocia producendo tre
ioni. Essendo l’abbassamento crioscopico proporzionale al numero di particelle estranee
introdotte nella soluzione, il BaCl2 sarà la sostanza che, a parità di concentrazione,
produrrà la più bassa temperatura di congelamento.
9)
Se si miscelano una soluzione contenente 1 g di HNO3 (P.M.=63) ed una
contenente 1 g di NaOH (P.M.=40), la soluzione risultante e':
poco acida
X basica
q neutra
q molto acida
q
In termini di moli, 1 g di NaOH è una quantità di sostanza maggiore ripetto a 1 g di HNO3:
pertanto la soluzione conterrà un eccesso di NaOH e quindi risulterà basica.
10)
L'equazione di Nernst E = Eo + RT/nF log([Ox]/[Red]) esprime il valore del:
Potenziale di una pila;
q Potenziale di ionizzazione;
X Potenziale di un elettrodo per una qualunque concentrazione delle specie Ox e
Red;
q Potenziale standard di un elettrodo;
q
E0 rappresenta il potenziale standard di un elettrodo, che viene corretto con il secondo
termine dell’espressione che tiene conto delle concentrazioni delle specie Ox e Red.
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Esempio di accertamento
Calcolare i coefficienti delle seguenti reazioni di ossidoriduzione e, se del caso,
completarle:
SnS + HNO3
à H2SnO3 + H2SO4 + NO
Lo Stagno nel composto SnS ha numero di ossidazione +2, mentre lo zolfo ha numero di
ossidazione –2. Questi due elementi si ritrovano nei prodotti di reazione nel composto
H2SnO3, dove lo stagno ha numero di ossidazione +4, e nel composto H2SO4 dove lo zolfo
ha numero di ossidazione +6. In totale la molecola SnS perde quindi 10 elettroni.
L’azoto nel composto HNO3 ha numero di ossidazione +5, mentre nel composto NO ha
numero di ossidazione +2: l’azoto acquista quindi 3 elettroni.
Per poter pareggiare il numero degli elettroni fra le sostanze che si ossidano e quelle che
si riducono, bisogna considerare quindi 3 molecole di SnS e 10 molecole di HNO3.
La reazione bilanciata risulta quindi (l’aggiunta di una molecola di acqua fra i reagenti è
necessaria per bilanciare idrogeno e ossigeno):
3SnS + 10HNO 3 + H2O --> 3H2SnO3 + 3H2SO4 + 10NO
Fe3+ + N2H4
à
N2 + Fe2+ + H+
Lo ione Fe3+ ha per definizione numero di ossidazione +3 e acquista un elettrone nel
diventare Fe2+.
L’azoto nella molecola N2H4 ha numero di ossidazione –2, mentre nella molecola N2 ha
numero di ossidazione zero. In totale, nel passare da N2H4 a N2, vengono scambiati 4
elettroni. Pertanto la reazione bilanciata risulta:
4Fe3+ + N2H4 --> N2 + 4Fe2+ + 4H+
Si noti che in questo modo risultano anche bilanciate le somme delle cariche degli ioni.
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Esempio di accertamento
La solubilità del KClO3 è del 4,8% a 10°C e del 30% a 50°C.
Calcolare quanto clorato cristallizza da 750 g di soluzione satura a 50°C per
raffreddamento a 10°C.
Inizialmente 750 g di soluzione a 50°C contengono:
750 (g) x 0.30 = 225 g di KClO3
e, quindi:
750 (g) – 225 (g) = 525 g di H2O
Durante il raffreddamento la quantità totale di H2O rimane costante. Poiché a 10°C 4,8 g di
KClO3 rimangono disciolti in:
100 (g) – 4,8 (g) = 95,2 g di H2O
525 g di H2O contengono, a questa temperatura:
Perciò si cristallizzano:
4,8 (g) x 525 (g) / 95,2 (g) = 26,5 g di KClO3
225 (g) – 26,5 (g) = 198,5 g di KClO3
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Esempio di accertamento
Sapendo che a 900°C la K p della reazione:
CaCO3 ß à CaO + CO2
è di 1,30 atm, calcolare quanti grammi di CaO si formano riscaldando a 900°C
del CaCO3 in un recipiente da 5 litri contenente 2 g di CO2.
Dai dati del problema si ha, tenendo conto che il CaCO3 e il CaO sono solidi alla
temperatura indicata, che:
Kp = pCO2 = 1,30 atm.
Ossia la pressione parziale di CO2 all’equilibrio è di 1,30 atm.
Dalla:
PV = nRT
Risolvendo per n si ottiene:
nCO2 = 1,30 (atm) 5 (l) / 0,082 (l atm/ °K mole) 1173 (°K)
da cui si ottiene che nCO2 = 0,0676 moli totali di CO2 presenti nel recipiente
all’equilibrio.
Le moli di CO2 inizialmente presenti sono:
2 (g) / 44(g/mole) = 0,0455 moli
Pertanto, quelle provenienti dalla dissociazione del CaCO3 sono:
0,0676 – 0,0455 = 0,0221 moli
Poiché per ogni mole di CO2 prodotta, si forma anche una mole di CaO, la quantità di CaO
proveniente dalla dissociazione sarà data da:
0,0221 (moli) x 56 (g/mole) = 1,236 g.
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Esempio di accertamento
Calcolare quanti grammi di magnesio rimangono in soluzione dopo aver
aggiunto, a 50 ml di una soluzione 0,2M di solfato di magnesio ( MgSO4 ), 60
ml di una soluzione 0,2M di ossalato sodico ( Na2C2O4 ), sapendo che il
prodotto di solubilità dell'ossalato di magnesio ( MgC 2O4 ) è di 8,6.10-5.
I dati del problema, in pratica ci dicono che:
MgSO4 + Na2C2O4 --> Mg C 2O4 + Na2SO4
e che siamo in presenza di un eccesso di ossalato sodico poiché sono stati mescolati
volumi diversi di soluzioni con la stessa concentrazione.
La concentrazione dello ione ossalato presente in eccesso nella soluzione finale (di
volume pari alla somma dei volumi delle due soluzioni), oltre alla quantità stechiometrica,
è data da:
60 (ml) x 0,2 (meq/ml) – 50 (ml) x 0,2 (meq/ml) / (60 + 50) (ml) = 1,82 10-2 meq/ml
Se indichiamo con x la concentrazione dello ione Mg++ nella soluzione finale, la
concentrazione dello ione C 2O42- proveniente unicamente dalla dissociazione dell’ossalato
di magnesio sarà pure uguale a x. La concentrazione totale finale dello ione C 2O42- è
quindi:
e poiché:
si ha:
da cui:
[C 2O42-] = x + 1,82 10-2
[Mg++][C 2O42-] = K ps MgC2O4 = 8,6 10-5
x( x + 1,82 10-2) = 8,6 10-5
[Mg2+] = x 3,9 10-3 g.ioni/l = 3,9 10-3 mg.ioni/ml.
Quindi in soluzione rimangono:
3,9 10-3 (mg.ioni/ml) x 110 ml x 24,32 (mg/mg.ione) = 10,4 mg di Mg
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