Series riepilogo

Nome e Cognome, Classe
Riepilogo della prima. Da consegnare il 9 settembre.
1) Facendo reagire del bicarbonato di sodio (NaHCO3) con dell'acido solforico (H2SO4) si ottengono solfato
di sodio (Na2SO4), acqua ed anidride carbonica.
a) Formula l'equazione chimica bilanciata corrispondente alla reazione.
b) 300.0 mL di una soluzione 0.50 M di bicarbonato di sodio con quanti mL di una soluzione 2.0 M di
acido solforico reagiscono esattamente?
a) 2 … NaHCO3 + … H2SO4 → … Na2SO4 + 2 … H2O + 2 … CO2
b) I rapporti sono stechiometrici, quindi nota la quantità chimica di NaHCO3 che reagisce possiamo
determinare anche quella del H2SO4.
n NaHCO3 = c NaHCO3 ∙ V NaHCO3 = 0.5 mol/L ∙ 300 ∙ 10-3 L = 0.15 mol
Si noti che quando si lavora con la molarità, che è espressa in mol/L, occorre sempre controllare e
uniformare le unità di misura.
Dal rapporto molare sappiamo che n H2SO4 = n NaHCO3/2
Per non fare confusione conviene esplicitare la proporzionalità:
2 / 1 = n NaHCO3/ n H2SO4 = n NaHCO3/ x
e risolvere nell’incognita richiesta, in questo caso n (H2SO4).
x = n H2SO4 = n NaHCO3/2 = 0.15 mol/2 = 0.075 mol
Nota la quantità chimica di acido solforico coinvolta nella reazione, possiamo calcolarne il volume:
c H2SO4 = n H2SO4/V H2SO4 da cui
V H2SO4 = n H2SO4/ c H2SO4 = 0.075 mol/2 mol L-1 = 0.038 L ≈ 38 mL
2) Sul bancone del laboratorio è presente dell’acqua pura ed una bottiglia da 1.0 L contenente una soluzione
di HCl (c = 34.18 % m/m, ρ = 1.17 g/mL).
Spiega quali operazioni effettueresti per preparare:
a) 100 g di una soluzione contenente HCl ad una concentrazione del 17.09 % (m/m).
b) 500 mL di HCl alla concentrazione di 9.11 g/L
c) 200 mL di HCl alla concentrazione di 1.0 mol/L
In ogni caso, quando si effettua una diluizione, la quantità di soluto, comunque misurata (massa, quantità
chimica, numero di molecole, etc.), sarà la stessa, nella soluzione diluita, di quella contenuta nel prelievo
effettuato dalla soluzione concentrata.
a) In questo caso si vogliono prelevare 17.09 g di soluto e portarli a 100 g di soluzione con acqua.
Pertanto è necessario calcolare in che quantità di soluzione originaria concentrata (detta soluzione madre)
sono contenuti 17.09 g di soluto.
In questo caso è sufficiente effettuare una proporzione:
34.18 g (massa di soluto in 100 g di soluzione madre) / 17.09 g (massa di soluto desiderata nella soluzione
diluita) = 100 g (massa di soluzione madre che contiene 34.18 g di soluto) / x (massa di soluzione madre che
contiene 17.09 g di soluto, che è quella da prelevare)
Risolvendo:
x = massa del prelievo dalla soluzione concentrata = (17.09 g ∙ 100 g)/ 34.18 g = 50 g.
In pratica si pesano 50 g di soluzione madre e si diluiscono con acqua fino a raggiungere i 100 g di soluzione
diluita.
b) Per scoprire quanta soluzione madre devo prelevare in questo secondo caso, devo innanzitutto calcolare
quanti g di soluto sono contenuti in 500 mL della soluzione che desidero. Lo faccio con una proporzione:
9.11 g (massa di soluto) / 1000 mL (volume di soluzione) = x (massa di soluto contenuta in 500 mL) / 500
mL (volume di soluzione desiderato avente la concentrazione richiesta)
x = massa di soluto da prelevare = (500 mL ∙ 9.11 g/L)/ 1000 mL = 4.56 g
Per sapere in che volume è contenuta la massa che desidero prelevare posso fare un’altra proporzione,
tenendo però presente che devo calcolare la concentrazione della soluzione madre in m/V, usando la densità:
V = m/ρ
V (100 g di soluzione madre) = 100 g / 1.17 g mL -1 = 85.5 mL (questo è il volume che contiene 34.18 g di
soluto)
Adesso posso impostare la proporzione:
34.18 g (massa di soluto contenuta in 85.5 mL di soluzione madre) / 4.56 g (massa di soluto che voglio
prelevare) = 85.5 mL / x (volume che contiene il soluto che voglio prelevare)
Risolvo:
x = volume contenente la massa di soluto richiesta = (85.5 mL ∙ 4.56 g)/ 34.18 g = 11.4 mL
Prelevo quindi 11.4 mL con una pipetta graduata, verso in un matraccio da 500 mL, e aggiungo tanta acqua
fino ad arrivare a 500 mL.
N.B. : Il volume NON è una grandezza additiva, quindi è errato ragionare per differenza (es. ‘posso
aggiungere 500 – 11.4 mL di acqua’)
c) Calcolo la molarità della soluzione madre: mi serve sapere

Quantità chimica di soluto contenuta nel VOLUME di soluzione corrispondente a 100 g (che è il mio
dato) di soluzione

Volume di soluzione corrispondente a 100 g di soluzione (ma lo posso ricavare perché conosco la
densità della soluzione)
Quindi:
Mr HCl = 1 g/mol + 35.457 g/mol = 36 g/mol
n
HCl
= m HCl / Mr
HCl
= 34.18 g / 36 g/mol = 0.94 mol (quantità chimica di soluto contenuta in 100 g di
soluzione)
V (soluzione HCl) = m (soluzione HCl)/ ρ (soluzione HCl) = 100 g/ 1.17 g L-1 = 85.5 mL
Posso adesso calcolare la molarità della soluzione madre:
c HCl = n HCl/ V HCl = 0.94 mol/85.5 ∙ 10-3 L = 11 mol/L
Adesso calcolo la quantità chimica che devo prelevare per avere la molarità finale desiderata:
n (HCl desiderate alla fine) = c (finale) ∙ V (finale) = 1 mol/L ∙ 200 ∙ 10-3 L = 200 ∙ 10-3 mol
Devo ora trovare in quale volume di soluzione madre sono contenute le mie 200 ∙ 10-3 mol.
Lo posso trovare dai dati di molarità e quantità chimica:
V (HCl conc.) = n HCl / c (HCl conc.) = 200 ∙ 10-3 mol/11 mol L-1 = 1.82 ∙ 10-2 L = 18.2 mL
N.B. n (HCl soluzione finale) = n (HCl contenute in 18.2 mL di soluzione madre)
Praticamente: prelevo con una pipetta graduata 18.2 mL di soluzione concentrata e diluisco con acqua in un
matraccio da 200 mL fino ad arrivare a 200 mL.
3) Considera un quantitativo di alcol etilico (C2H6O) pari a 20 g e trova:
a) La percentuale in massa dell’elemento carbonio presente nell’alcol.
Mr C2H6O = 2 ∙ 12 g/mol + 6 ∙ 1.008 g/mol + 16 g/mol = 46.048 g/mol
% c = 2 ∙ Mr C/ Mr C2H6O ∙ 100 = 2 ∙ 12 g/mol / 46.048 g/mol = 0.52 cioè 52 %
b) La percentuale in massa dell’elemento ossigeno presente nell’alcol.
% O = ∙ Mr O/ Mr C2H6O ∙ 100 = 16 g/mol / 46.048 g/mol = 0.35 cioè 35 %
c) La massa di carbonio contenuta nei 20 g di alcol.
n C2H6O = m C2H6O / Mr C2H6O = 20 g / 46.048 g/mol = 0.43 mol
Dal rapporto stechiometrico risulta che ogni mole di alcol può produrre due moli di C:
2/1 = n C / n C2H6O = x/ 0.43 mol
n C = x = 2 ∙ 0.43 mol = 0.87 mol
m C = n C ∙ Mr C = 0.87 mol ∙ 12 g/mol = 10.4 g
d) La massima quantità di acqua che si può ottenere dai 20 g di alcol.
Conviene scrivere una reazione di decomposizione fittizia dell’alcol in H2O:
C2H6O → H2O + 2 C + 4 H
L’elemento limitante è l’ossigeno, quindi si produrranno tante moli di H2O quante sono quelle di O presenti
nel reagente: 0.43 mol
Mr H2O = 2 ∙ 1.008 g/mol + 16 g/mol = 18.016 g/mol
m H2O = n H2O ∙ Mr H2O = 0.43 mol ∙ 18.016 g/mol = 7.8 g
4) Una miscela contenente 0.417 g di H2 e 3.309 g di O2 in un recipiente di 3.4 L a 350 °C viene fatta reagire.
a) Scrivere lo schema di reazione bilanciato e i suoi prodotti, indicandone anche lo stato fisico:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
b) Trovare la pressione prima e dopo la reazione.
Mr H2 = 2 ∙ 1.008 g/mol = 2.016 g/mol
n H2 = 0.417 g / 2.016 g/mol = 0.207 g/mol
Mr O2 = 2 ∙ 16 g/mol = 32 g/mol
n O2 = 3.309 g / 32 g/mol = 0.103 g/mol
2/1 = n H2/ n O2 = x mol / 0.103 mol
n H2 = x = 2 ∙ 0.103 mol = 0.207 mol, che sono esattamente disponibili: non c’è reagente limitante
2/2 = n H2/ n H2O = 0.207 mol / x
x = n H2O = 0.207 mol
Inizialmente sono presenti solo i reagenti. La pressione totale si ricava applicando la legge di Dalton delle
pressioni parziali: p TOT = p H2 + p O2
La pressione parziale di ciascun gas è ricavabile dall’equazione dei gas perfetti: pV = nRT
p H2 = n H2RT/V = [0.207 g/mol ∙ 0.0821 atm L/K mol ∙ (350 + 273) K] / 3.4 L = 3.11 atm
p O2 = n O2RT/V = [0.103 g/mol ∙ 0.0821 atm L/K mol ∙ (350 + 273) K] / 3.4 L = 1.55 atm
p TOT = p H2 + p O2 = 3.11 atm + 1.55 atm = 4.66 atm (pressione iniziale)
Alla fine della reazione è presente solo H2O.
p
H2O
=n
H2ORT/V
= [0.207 g/mol ∙ 0.0821 atm L/K mol ∙ (350 + 273) K] / 3.4 L = 3.11 atm (pressione
finale)
5) Una soluzione di iodato di sodio (NaIO3) viene trattata con un eccesso di ioduro di sodio (NaI) in
ambiente acido. Lo iodio che si sviluppa viene fatto reagire con tiosolfato di sodio penta idrato (Na2S2O3 ∙
5H2O).
5 … NaI + … NaIO3 + 3 … H2SO4 → 3 … I2 + 3 … H2O + 3 … Na2SO4
… I2 + 2 … Na2S2O3 → 2 … NaI + … Na2S4O6
Attenzione. L’errore di stampa nella vostra serie è stato corretto (formula evidenziata in giallo).
Trovare quanto NaIO3 era presente nella soluzione iniziale se sono stati utilizzati 0.375 g di Na 2S2O3 ∙ 5H2O
per far reagire tutto lo iodio formatosi nella prima reazione.
La Mr dei Sali idrati va calcolata sommando alla massa del sale anidro la Mr dell’acqua di coordinazione ( in
questo caso 5 ∙ Mr
H2O).
Solitamente nelle equazioni stechiometriche le molecole di acqua di coordinazione
non vengono indicate, dal momento che non partecipano alla reazione.
Mr Na2S2O3 ∙ 5H2O = 2 ∙ 23 g/mol + 2 ∙ 32 g/mol + 3 ∙ 16 g/mol + 5 ∙ (2 ∙ 1.008 g/mol + 16 g/mol) = 248.08 g/mol
n Na2S2O3 ∙ 5H2O = m Na2S2O3 ∙ 5H2O / Mr Na2S2O3 ∙ 5H2O = 0.375 g / 248.08 g/mol = 1.51 ∙10-3 mol
1 / 2 = n I2 / n Na2S2O3 = x / Na2S2O3 ∙ 5H2O = x / 1.51 ∙ 10-3 mol
Si tenga presente che il rapporto stechiometrico n Na2S2O3 / Na2S2O3 ∙ 5H2O = 1/1.
n I2 = x = 1.73 ∙ 10-3 mol / 2 = 7.56 ∙ 10-4 mol
Considerando la prima reazione i rapporti stechiometrici sono
3 / 1 = n I2 / n NaIO3 = n I2 / x = 7.56 ∙ 10-4 mol / x
n NaIO3 = x = 7.56 ∙ 10-4 mol / 3 = 2.51 ∙ 10-4 mol
Mr NaIO3 = 23 g/mol + 126.904 g/mol + 3 ∙ 16 g/mol = 197.904 g/mol
m NaIO3 = n NaIO3 ∙ Mr NaIO3 = 2.51 ∙ 10-4 mol ∙ 197.904 g/mol = 49.85 mg
6) Trovare quanto diazoto (N2) è contenuto in una bombola di 20.7 L a 25 °C e 220 atm e b) la pressione
residua, alla stessa temperatura, quando ne sono stati tolti 3.6 kg.
n N2 = pV/RT = [220 atm ∙ 20.7 L] / [0.0821 atmL/Kmol ∙ (25+273) K] = 186 mol
Mr N2 = 2 ∙ 14 g/mol = 28 g/mol
m N2 = n N2 ∙ Mr N2 = 186 mol ∙ 28 g/mol = 5.21 kg
b) n N2 residua = n N2 iniziali - n N2 tolte
n N2 tolte = 3.6 ∙ 103 g / 28 g/mol = 128.5 mol
n N2 residua = n N2 iniziali - n N2 tolte = 186 mol - 128.5 mol = 57.4 mol
p = n N2 rimanenti RT/V = [57.4 mol ∙ 0.0821 atm L/K mol ∙ (25+273)] / 20.7 L = 67.8 atm
METODO B:
m residua = m iniziale – m tolta = 5.21 kg – 3.6 kg = 1.61 kg
n residua = m residua / Mr N2 = 1.61 ∙ 103 / 28 g/mol = 57.5 mol
p = n N2 residua RT/V = [57.5 mol ∙ 0.0821 atm L/K mol ∙ (25+273)] / 20.7 L = 67.9 atm
7) Per ognuna delle seguenti coppie di elementi indica la formula ed il nome di un possibile composto.
a) I) Na, P: ….
II) As, H:…
III) Ca, Si:….
IV) Ga, O: …
b) Considera le formule delle sostanze riportate di seguito ed indica per ogni sostanza la valenza utilizzata da
ciascun elemento (indicala con i numeri romani sopra il simbolo elemento, come indicato sotto per S8).
I) S8
II) Na2O
III) PCl3
IV) C2H5O2N
V) AlCl3
c) Precisa per ciascuna delle nove sostanze riportate sopra quelle che sono formate da
molecole
H
e quelle che sono formate da ioni. Commenta brevemente la scelta!
Indica inoltre una possibile formula di struttura per le sostanze molecolari; (es. CH4 
H C
H
H
)
a) I) Na3P ( fosfuro di trisodio); II) AsH3 (triidruro di arsenico); III) Ca2Si (siliciuro di dicalcio); IV)
Ga2O3 (triossido di digallio)
b,c)
(II)
I, II
I) S8
III I
II) Na2O
formata da: molecole ioni (Na+,O2-)
IV I II III
III) PCl3
molecole
IV) C2H5O2N
molecole
III I
V) AlCl3
ioni (Al3+, Cl-)
Struttura
Molecolare:
Commento
I composti formati da elementi metalli legati ad elementi non-metallici sono di regola composti ionici.
I composti non-metallici si legano tra loro formando spesso sostanze molecolari.
II e V sono dei composti binari formati da ioni: Na2O è un ossido metallico e AlCl3 un sale binario.