Facolta' di Ingegneria
Prova di Chimica
Martedi’ 2 Febbraio 2009
Compito 1
Studente:
1. Bilanciare la seguente reazione redox con il metodo ionico-elettronico:
KMnO4 + K2S + HClO4 Mn(ClO4)2 + SO2 + KClO4 + H2O
Calcolare la quantità in grammi di KMnO4 necessaria per ottenere 2,3 g di KClO4 se la resa
della reazione è dell’87%.
2. Trovare il valore della f.e.m. della seguente pila a 25 °C, precisando le polarità degli
elettrodi e scrivendo la reazione globale spontanea:
Pt Cr2O72Cr3+
H+
2M
-5
10 M
1M
II2(s)
1M
Pt
sapendo che E° (Cr2O72-/ Cr3+) = 1,33 V ed E° (I2/ I-) = 0,54 V.
3. Una soluzione contenente 0,72 g di HCN e 1,42 g di KCN ha un pH = 9,05. Calcolare la Ka
dell’acido.
4. La costante di equilibrio Kc della seguente reazione
COCl2 (g)
CO(g) + Cl2 (g)
è di 1,52 x 10-2 mol/L a 800 °C. Sapendo che all’inizio sono presenti 0,25 moli di CO e 0,75
moli di Cl2, in un reattore di 10 litri, calcolare le pressioni parziali delle specie presenti
all’equilibrio e la kp.
5. La pressione osmotica a 25 °C di una soluzione satura di CaCO3 è 0,0179 atm. Calcolare il
prodotto di solubilità del sale.
Facolta' di Ingegneria
Prova di Chimica
Martedi’ 2 Febbraio 2009
Compito 2
Studente:
1. Bilanciare la seguente reazione redox con il metodo ionico-elettronico:
Cr2O3 + NaNO3 + NaOH Na2CrO4 + NO + H2O
Calcolare la quantità in grammi di Na2CrO4 che si ottiene quando 110 g di Cr2O3 reagiscono
con 120 g di NaNO3.
2. Sapendo che il valore della f.e.m. della seguente pila è 0,92 V:
Pt MnO4MnO2(s)
pH = 12
10-2 M
HCl
Pt, (H2, P = 1 atm)
sapendo che E° (MnO4-/ MnO2) = 0,6 V, calcolare la concentrazione di HCl, precisare le
polarità degli elettrodi e scrivere la reazione globale spontanea.
3. Trovare la quantità in grami di NH4Cl che si deve aggiungere ad 1 litro di NH3 0,1 M per
avere un pH di 9. Trascurare eventuali variazioni di volume. (KNH3 = 1.8 x 10-5)
4. Volumi uguali di CO e di H2O a 986 °C in un reattore di 10 litri e alla pressione di 10 atm
reagiscono secondo la seguente reazione:
CO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2 (g)
Ad equilibrio raggiunto rimangono ancora 4,86 g di H2O. Trovare la costante di equilibrio
della reazione.
5. 2000 mL di una soluzione contengono 15 g di un acido forte HA ed hanno una pressione
osmotica di 5.1 atm a 20 °C. Calcolare il peso molecolare dell’acido ed il pH della
soluzione.
Facolta' di Ingegneria
Prova di Chimica
Martedi’ 2 Febbraio 2009
Compito 3
Studente:
1. Bilanciare la seguente reazione redox con il metodo ionico-elettronico:
H3PO3 + AuCl3 + H2O Au + H3PO4 + HCl
Calcolare la quantità in grammi di Au che si ottiene quando 100 g di H3PO3 reagiscono con
280 g di AuCl3.
2.
Trovare il valore della f.e.m. della seguente pila a 25 °C, precisando le polarità degli
elettrodi e scrivendo la reazione globale spontanea:
Pt FeCl2
FeCl3
0,2M
0,1M
IO3- 0,15M Pt
I2(s)
pH = 3
e che E° (Fe3+/ Fe2+) = 0,77 V e E° (IO3-/ I2) = 1,19 V.
3. Una soluzione 0,1 M di NH4Cl viene trattata con NH3 fino a pH 8. Trovare la
concentrazione di NH3 all’equilibrio. (KNH3 = 1,8 x 10-5)
4. Una miscela costituita da 32.8 moli di SO2 e 15.8 moli di O2 viene posta in un reattore di 15
L alla temperatura di 1000 K, dove avviene la seguente reazione reversibile:
2SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)
Ad equilibrio raggiunto la pressione parziale di SO3 è di 153,25 atm. Calcolare la Kc e Kp
della reazione.
5. Sapendo che il prodotto di solubilità dell’ Ag2CO3 è Kps = 8.13×10–12 mol3 L–3, calcolare la
pressione osmotica di una soluzione satura di Ag2CO3 a 25 °C.
