1 - LDI

1. Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione
As2O3 (s) + NO3- (aq) → NO (g) + H3AsO4 (aq)
2. Il magnesio ha tre isotopi stabili con le seguenti masse e abbondanze:
Isotopo
24
Mg
Mg
26
Mg
Massa
23.9850
24.9858
25.9826
25
Abbondanza
78.99%
10.00%
11.01%
Da questi dati, calcolare la massa atomica media del magnesio.
3. Un composto, costituito solo da carbonio, idrogeno e ossigeno, contiene 48.38% di carbonio
e 8.12% di idrogeno in massa. La sua massa molecolare è 148.2. Calcolare la formula
empirica (minima) e la formula molecolare.
4. L’alluminio reagisce con il bromo secondo la reazione (da bilanciare):
Al(s) + Br2(l) → AlBr3(s)
5. Calcolare la massa di bromuro di alluminio che si forma quando nello stesso recipiente sono
introdotti 23.47 grammi di alluminio e 192.4 grammi di bromo. Indicare anche quale dei due
reagenti è in eccesso e quale massa di questo non reagisce.
6. Un campione di ossigeno gassoso che occupa un volume di 2.80 L (misurato a 25 °C e
1.65 atm) reagisce completamente con metano, secondo la reazione (da bilanciare):
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)
7. Calcolare il volume di biossido di carbonio che si forma, misurato alla pressione di 2.50 atm
e alla temperatura di 125 °C.
8. Una soluzione acquosa di acido citrico (H3C6H5O7) la cui molarità è 1.37 mol L-1 ha densità
pari a 1.10 g/cm3. Calcolare la molalità e la frazione molare dell’acido citrico.
9. Si deve preparare una soluzione fisiologica di glucosio (C6H12O6) in acqua che abbia la
stessa pressione osmotica del sangue a 37 °C, cioè 7.50 atm. Calcolare la massa di glucosio
che occorre sciogliere per ogni litro di soluzione.
10. In un recipiente chiuso, inizialmente vuoto, del volume di 5.0 L, ad una certa temperatura,
sono introdotte 3,54 moli di NH3 e 5,83 moli di HCl. Quando nel recipiente si raggiunge
l’equilibrio sono presenti 15,72 grammi di NH4Cl. Calcolare la costante Kc della reazione:
NH4Cl(s)  HCl(g) + NH3 (g)
1. Per le molecole seguenti scrivere le formule di Lewis, indicare la geometria molecolare e
dire se la molecola è polare o apolare.
a) NF3
b) SF2
c) SO2
2. Calcolare il pH di una soluzione acquosa di cianuro di potassio (KCN) 0.540 molare e il
grado di idrolisi del sale.
Ka = 4.0 × 10-10.
3. 13 mL di una soluzione acquosa di NaOH 0.103 molare sono aggiunti a 32 mL di una
soluzione acquosa di HClO4 0.0124 molare. Calcolare il pH della soluzione risultante.
4. Determinare in quale senso procede spontaneamente la reazione:
Cr2O72- + 6 Br - + 14 H+  2 Cr3+ + 3 Br2 + 7 H2O
quando tutte le specie sono nelle condizioni standard. Calcolare, inoltre, la costante
d’equilibrio per la reazione spontanea.
E° Br2/Br- = 1.09 V
E° Cr2O72-/Cr3+ = 1.23 V
5. Calcolare la concentrazione dello ione Pb2+ in una soluzione satura di Pb(IO3)2 e in una
soluzione satura di iodato di piombo che contiene anche 6.2 × 10-2 mol L-1 di KIO3.
Kps di Pb(IO3)2 = 3.68 × 10-13
6. Calcolare la concentrazione di tutte le specie in soluzione e il pH di una soluzione acquosa
preparata sciogliendo 0.014 moli di NH3 e 0.018 moli di NH4Cl in 0.500 L di soluzione.
Kb di NH3 = 1.85 × 10-5
7. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta dal mescolamento di 40 cm3 di una soluzione
acquosa di NaOH 0.100 molare e di 60 cm3 di una soluzione acquosa di
HNO2 0.200 molare.
Per HNO2
Ka = 4.5 × 10-4
8. Del monossido di azoto (3.00 dm3 misurati a 30 °C e 1.05 atm) sono messi a reagire con
30.0 g di nitrato di potassio. Calcolare la massa di nitrato di potassio che si ottiene al
termine della reazione:
NO + KMnO4 → KNO3 + MnO2
9. Calcolare il potenziale della pila in cui un elemento è costituito da ferro immerso in una
soluzione di ioni ferro (II) a concentrazione 4.00 × 10-2 mol dm-3 e l’altro da piombo
immerso in una soluzione di ioni piombo (II) a concentrazione 5.00 × 10-3 mol dm-3.
E° Fe2+/Fe = -0.447 V
E° Pb2+/Pb = -0.126 V
10. Scrivere le formule di Lewis e indicare la geometria molecolare per i seguenti ioni
molecolari o molecole. Per le molecole dire se è polare o apolare.
a) NH4+
b) H3PO4
c) CO32-
d) C2H4
11. Un composto organico è costituito dal 93.71% di carbonio e dal 6.29% di idrogeno.
La temperatura di congelamento dell’acido acetico è 16.60 °C. Quando 0.400 g del
composto organico sono sciolti in 25.0 g di acido acetico, la temperatura della soluzione
diventa 16.11 °C.
Determinare la formula minima e molecolare del composto organico.
Kcrioscopica dell’acido acetico = 3.90 K mol-1 kg
12. Le candeggine commerciali sono soluzioni acquose diluite di ipoclorito di sodio.Qual è il
pH di una di queste candeggine se la soluzione di ipoclorito di sodio ha una concentrazione
di 50.0 g/L?
Ka = 3.1 × 10-8
Per HClO
13. Quando la nitroglicerina, C3H5(NO3)3, esplode si forma una miscela di gas secondo la
reazione (da bilanciare):
C3H5(NO3)3 → CO2(g) + N2(g) + O2(g) + H2O(g)
Calcolare la pressione esercitata dai gas, se 486 g di nitroglicerina sono fatti esplodere in un
recipiente con pareti rigide, di forma cubica, con lato 32.0 cm, alla temperatura di 35.2 °C.
14. Calcolare il potenziale standard e la costante di equilibrio (a 25 °C) per la reazione (da
bilanciare):
S4O62- (aq) + Cr2+ (aq)  Cr3+ (aq) + S2O32- (aq)
ε° S O
4
2-/S
6
2-
2O3
ε° Ce
= 0.17 V
3+/Ce2+
= -0.50 V
15. Si mescolano 750,0 mL di Ce(NO3)3, la cui concentrazione è 4.0 × 10-3 mol dm-3 con
300,0 mL di KIO3 a concentrazione 2.0 × 10-2 mol dm-3. Dire se si formerà un precipitato di
Ce(IO3)3. Giustificare la risposta.
Kps di Ce(IO3)3 = 1.9 × 10-10
16. Calcolare il punto di fusione e quello di ebollizione di una soluzione antigelo che contiene il
40% in massa di glicole etilenico (HOCH2CH2OH).
Kcrioscopica dell’acqua = 1.86 °C mol-1 kg
Kebullioscopica dell’acqua = 0.51 °C mol-1 kg
17. Lo ioduro di idrogeno si decompone secondo la reazione
2 HI (g)  H2 (g) + I2 (g)
Un recipiente sigillato di 1.50 L contiene 6.23 × 10-3 mol di H2, 4.14 × 10-3 mol di I2 e
2.44 × 10-2 mol di HI a 703 K. Quando è raggiunto l’equilibrio la concentrazione di H2 è
4.67 × 10-3 mol L-1. Quanto valgono le concentrazioni di equilibrio di I2 e HI?
18. Scrivere le formule di Lewis e indicare la geometria molecolare per le seguenti molecole.
Dire se la molecola è polare o apolare.
a) NF3
b) SO3
c) SCl4
d) SiF4
19. KHF2 allo stato fuso è elettrolizzato con una corrente di 10.0 A per 25 minuti. Calcolare il
volume (a condizioni standard) di fluoro che si forma.
20. La solubilità del dicromato d’argento (Ag2Cr2O7) a 15 °C è 8.3 × 10-3 g/100 mL. Calcolare il
Kps del dicromato d’argento.
21. Calcolare il pH di una soluzione acquosa che contiene 0.320 mol L-1 di NH3 e 0.210 mol L-1
di NH4Cl.
Kb = 1.85 × 10-5
22. Le candeggine commerciali sono soluzioni acquose diluite di ipoclorito di sodio.Qual è il
pH di una di queste candeggine se la soluzione di ipoclorito di sodio ha una concentrazione
di 50.0 g/L?
Per HClO
Ka = 3.1 × 10-8
23. Si mescolano 750,0 mL di Ce(NO3)3, la cui concentrazione è 4.0 × 10-3 mol dm-3 con
300,0 mL di KIO3 a concentrazione 2.0 × 10-2 mol dm-3. Dire se si formerà un precipitato di
Ce(IO3)3. Giustificare la risposta.
Kps di Ce(IO3)3 = 1.9 × 10-10
24. Calcolare il punto di fusione e quello di ebollizione di una soluzione antigelo che contiene il
40% in massa di glicole etilenico (HOCH2CH2OH).
Kcrioscopica dell’acqua = 1.86 °C mol-1 kg
Kebullioscopica dell’acqua = 0.51 °C mol-1 kg
25. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta dal mescolamento di 45 cm3 di una soluzione
acquosa di NaOH 0.165 molare e di 68 cm3 di una soluzione acquosa di
HNO3 0.238 molare.
26. 258.5 g di PbS sono messi a reagire con 30.5 g di H2O2. Calcolare la massa di solfato di
piombo che si ottiene al termine della reazione (da bilanciare):
PbS + H2O2 → H2O2 + PbSO4
27. Un composto organico ha formula minima C5H4. La temperatura di congelamento dell’acido
acetico è 16.60 °C. Quando 0.400 g del composto organico sono sciolti in 25.0 g di acido
acetico, la temperatura della soluzione diventa 16.11 °C.
Determinare la formula molecolare del composto organico.
Kcrioscopica dell’acido acetico = 3.90 K mol-1 kg
1. Un composto organico ha massa molare pari a 164.2 g/mol ed è costituito per il 73.14% da
carbonio, il 7.37% da idrogeno e il resto da ossigeno. Determinare la formula empirica e
molecolare del composto.
2. Il solfuro di sodio si prepara secondo la reazione (non bilanciata):
Na2SO4 (s) + C (s)  Na2S (s) + CO (g)
Se si immettono in un recipiente di reazione 30.0 g di Na2SO4 e 7.50 g di C, quale massa di
Na2S si forma? Indicare, se c’è, il reagente in difetto.
3. Il ferro reagisce con acido cloridrico per produrre cloruro di ferro(III) e idrogeno gassoso,
secondo la reazione (non bilanciata).
Fe (s) + HCl (aq)  FeCl2 (aq) + H2 (g)
Il gas prodotto dalla reazione di 52.0 g di HCl con il ferro necessario è raccolto in un
recipiente sigillato di 10.0 L a 25 °C. Qual è la pressione nel recipiente? (Esprimere la
pressione in atmosfere)
4. Bilanciare le seguenti reazioni di ossido riduzione in ambiente acquoso:
MnO4- + H2O2  Mn2+ + O2
Cr2O72- + C2H5OH  Cr3+ + CO2
5. Per le seguenti specie disegnare le formule di Lewis, indicare la geometria delle coppie di
elettroni e quella molecolare e, per le molecole, dire se è polare o apolare.
a) ClO3-
b) NO3-
c) CO2
d) BrF5
6. Calcolare la differenza di pressione osmotica esistente tra una soluzione di glucosio
0.165 mol dm-3 e una di ioduro di potassio 0.098 mol dm-3 a 298 K.
7. Una certa quantità di ammoniaca è introdotta in un recipiente chiuso che è poi riscaldato
fino a una certa temperatura. A questa temperatura la pressione totale è 2,45 atm e la
pressione parziale dell’idrogeno è 0,580 atm. Calcolare Kp della reazione:
3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g)
8. Calcolare la solubilità dell’idrossido di ferro e la massima concentrazione dello ione Fe3+
che può trovarsi in una soluzione acquosa a pH 4.40.
Kps di Fe(OH)3 = 2.60 × 10-39
9. Una soluzione acquosa contiene 0.038 mol L-1 di HNO3 e 0.052 mol L-1 di CH3COOH.
Calcolare le concentrazioni di tutte le specie in soluzione, il pH e il grado di dissociazione
dell’acido acetico.
Ka di CH3COOH = 1.80 × 10-5
10. Calcolare il potenziale della pila costituita dai semielementi Ni2+/Ni e Co2+/Co quando
[Ni2+] = 1.0 × 10-2 mol L-1 e [Co2+] = 1.5 × 10-1 mol L-1. Scrivere la reazione spontanea e
calcolare la costante di equilibrio.
E° Ni2+/Ni- = -0.257 V
E° Co2+/Co = -0.280 V
1
0.35 g di un composto organico di massa molecolare 191 sciolti in 10 g di diclorobenzene
fanno innalzare la temperatura di ebollizione della soluzione di 0.92 °C rispetto al solvente
puro. Calcolare la costante ebullioscopica del diclorobenzene.
2
In un recipiente del volume di 1.50 dm3 sono introdotti 1.50 g di ammoniaca. Il recipiente
viene chiuso e la temperatura portata a 448 K. Nel recipiente avviene la reazione:
2 NH3 (g)  3 H2 (g) + N2 (g)
Quando si è stabilito l’equilibrio, l’ammoniaca è dissociata al 15%. Calcolare Kp della
reazione alla temperatura di 448 K.
3
Scrivere le formule di Lewis e indicare la geometria molecolare per i seguenti ioni
molecolari o molecole. Per le molecole dire se è polare o apolare.
a) NH4+
c) CO32-
b) SCl4
d) SF2
4
A 25 cm3 di una soluzione 0.0105 mol L-1 di HClO4 sono aggiunti 15 cm3 di una soluzione
0.110 mol L-1 di NaOH. Calcolare le concentrazioni di tutte le specie nella soluzione
risultante e il suo pH.
5
Calcolare il potenziale di un elettrodo costituito da una lamina di Ag immersa in una
soluzione 0.100 mol L-1 di KI e che contenga AgI come corpo di fondo.
E° Ag+/Ag = 0.800 V
Kps di AgI = 8.51 × 10-17
28. Per titolare 24.0 mL di Ba(OH)2 occorrono 13.8 mL di HClO4 4.0 × 10-2 molare. Calcolare
la molarità dell’idrossido di bario. Indicare il pH della soluzione al punto di equivalenza,
giustificando la risposta.
29. Se si aggiungono 250 mg di SrF2 a 1.00 L di acqua, il sale si scioglie solo in piccola
quantità, secondo la reazione:
SrF2 (s)  Sr2+ (aq) + 2 F- (aq)
All’equilibrio, si trova una concentrazione di F- pari a 2.06 × 10-3 mol dm-3. Qual è il valore
di Kps per SrF2?
30. I potenziali standard delle coppie Cr2O72-/Cr3+ e Br2/Br sono indicati di seguito. Scrivere la
reazione spontanea bilanciata e calcolarne la costante di equilibrio.
ε° Cr O
2
2-/Cr3+
7
= 1.33 V
ε° Br /Br = 1.09 V
2
31. Scrivere le formule di Lewis, indicare la geometria delle coppie di elettroni e la geometria
molecolare per i seguenti ioni molecolari o molecole. Per le molecole dire se è polare o
apolare.
a) NF3
b) BF3
c) ICl4-
d) XeOF4
32. Il silano, SiH4, reagisce con O2 per produrre biossido di silicio e acqua, secondo la reazione
(da bilanciare):
SiH4 (g) + O2 (g)  SiO2 (s) + H2O (l)
Un campione di SiH4 gassoso di 5.20 L ad una pressione di 356 mmHg e a 25° C è fatto
reagire con ossigeno gassoso. Quanti litri di O2 sono richiesti per completare la reazione, se
l’ossigeno ha una pressione di 425 mmHg a 25° C
33. Una corrente di 0.0125 A passa, in una cella elettrolitica, attraverso una soluzione di CuCl2
per 2 h. Quale massa di rame si deposita al catodo e quale massa di cloro gassoso si deposita
all’anodo?
34. Il cloruro di alluminio si prepara facendo reagire l’alluminio con il cloro, secondo la
reazione (da bilanciare):
Al (s) + Cl2 (g)  AlCl3 (s)
In un recipiente di reazione sono introdotti 5.42 g di Al e 8.10 g di Cl2. Individuare qual è il
reagente in difetto, calcolare quanti grammi di AlCl3 si formano e quanti grammi del
reagente in eccesso rimangono a reazione completata.
35. Calcolare il pH di una soluzione tampone, sapendo che 100.0 mL di tale soluzione
contengono acido acetico in concentrazione 0.15 mol/L e 1.56 g di acetato di sodio.
Ka di CH3COOH = 1.80 × 10-5
36. Calcolare la pressione osmotica del sangue umano a 25° C. Il sangue è isotonico con una
soluzione 0.16 molare di NaCl. Assumere per il fattore di vant’Hoff, i, di NaCl il valore 1.9.
37. Il cumene è un idrocarburo composto da carbonio e idrogeno; contiene 89.94% di carbonio
e la sua massa molare è 120.2 g/mol. Quali sono le formule empirica e molecolare del
cumene?
38. Il composto SF6 si ottiene dalla combustione dello zolfo in atmosfera di fluoro, secondo la
reazione (da bilanciare):
S8 (s) + F2 (g)  SF6 (l)
In un recipiente di reazione sono introdotti 1.6 moli di zolfo, S8, e 1330 g di F2. Individuare
qual è il reagente in difetto e calcolare quanti grammi di SF6 si formano.
39. Il cianuro di sodio è il sale dell’acido debole HCN. Calcolare la concentrazione di H 3O+,
OH-, HCN e Na+ in una soluzione preparata sciogliendo 10.8 g di NaCN in acqua sufficiente
ad ottenere 5.00×102 mL di soluzione a 25 °C.
Ka di HCN = 4. 0 × 10-10
40. Scrivere le strutture di Lewis, indicare la geometria delle coppie di elettroni e la geometria
molecolare per i seguenti ioni molecolari o molecole. Per le molecole dire se è polare o
apolare.
a) ClF2-
b) ClF3
c) ClF4-
d) ClF5
41. 3.00 moli di SO3 puro sono poste in un matraccio del volume di 8.00 L a 1150 K.
All’equilibrio, si sono formate 0.58 moli di O2. Calcolare Kc per la reazione (da bilanciare),
a 1150 K:
SO3 (g)  SO2 (g) + O2 (g)
1. Il clorato di potassio si decompone, per riscaldamento, in cloruro di potassio e ossigeno
secondo la reazione (non bilanciata).
KClO3 (s)  KCl (s) + O2 (g)
Il gas prodotto dalla decomposizione di 152.0 g di KClO3 è raccolto in un recipiente sigillato
di 25.0 L a 25 °C. Qual è la pressione nel recipiente? (Esprimere la pressione in atmosfere)
2. L’elettrolisi di una soluzione di Zn(NO3)2 (aq), per dare Zn metallico, è effettuata applicando
una corrente di 2.12 A. Quanto tempo è necessario per preparare 2.5 grammi di zinco?
3. 18.6 mL di una soluzione acquosa di NaOH 0.103 molare sono aggiunti a 48.3 mL di una
soluzione acquosa di HClO4 0.0124 molare. Calcolare il pH della soluzione risultante
4. Scrivere le strutture di Lewis, indicare la geometria delle coppie di elettroni e la geometria
molecolare per i seguenti ioni molecolari o molecole. Per le molecole dire se è polare o
apolare.
a) NO3-
b) IO3-
c) SO2
d) CS2
5. Il calcare si decompone ad alte temperature secondo la reazione
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
per la quale, a 1000 °C, Kp = 3.87. Se CaCO3 puro è posto in un matraccio sigillato del
volume di 5.00 L e scaldato a 1000 °C, quale massa di CaCO3 si deve decomporre per
raggiungere la pressione di equilibrio del CO2?