Raccolta delle prove di esame di chimica generale ed inorganica

RACCOLTA DELLE PROVE DI ESAME DI
Chimica Generale ed Inorganica
per la Laurea in
TECNICHE ERBORISTICHE
Febbraio 1999 - Settembre 2003
PROVE DI ESAME DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
LAUREA IN TECNICHE ERBORISTICE
1)
2)
3)
5)
6)
7)
8)
9)
10)
11)
12)
13)
14)
(Prova scritta del 1 febbraio 1999)
Scrivere in nome razionale dei seguenti composti:
K2Cr2O7 ……………………………………………
NaHCO3……………………..…………………….
(NH4)3PO4………………….………………………
KBrO3………………………………………………
HNO3……………………………………………….
Ag2SO4……………………..………………………
K2S………………………………………………….
AlCl3………………………..………………………
Stabilire quanti ml di una soluzione 1 M di H2SO4 sono necessari per la completa ossidazione di 27 g di alluminio
Al2(SO4)3 + 3 H2.
metallico secondo la reazione : 2Al + 3 H2SO4
Calcolare il pH di una soluzione 0,1 M di acetato di sodio. Il valore di pKa dell’acido acetico è 4,75.
Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di SO3 specificando l’ibridizzazione dell’atomo centrale, i
legami in essa presenti e gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
2NH3 è esotermica. Facendo riferimento alla legge
La reazione di formazione dell’ammoniaca secondo N2 + 3 H2
dell’equilibrio mobile di Le Chatelier, prevedere da quale parte si sposta l’equilibrio chimico nel caso di (a) un aumento di
temperatura, (b) un aumento di pressione.
Due soluzioni, A e B, contenenti la stessa sostanza vengono messe in contatto tra loro per mezzo di una membrana
semipermeabile. A seguito dell’osmosi si osserva un aumento del livello del liquido nel recipiente che contiene la soluzione A.
Quale delle due soluzioni è più concentrata? Perché?
Definire: Abbassamento crioscopico; Molarità ;Tensione di vapore
Prevedere il tipo di legame ( ionico, covalente, covalente polare ) caratteristico dei seguenti composti: NaH; KI; F2, H2O2.
L’azoto è un elemento con numero atomico = 7. Dire in quali orbitali atomici si dispongono gli elettroni di valenza dell’azoto.
In che cosa differiscono due sostanze che sono isomeri strutturali?
Una modesta quantità di acido forte viene posta in una soluzione tampone contenente NH3 e NH4Cl. Spiegare brevemente indicando la eventuale reazione – perché il pH della soluzione cambia molto poco.
Spiegare brevemente l’effetto dello ione comune sulla solubilità.
Calcolare quanti ml di una soluzione 1 M di HCl è necessario usare per preparare 0,5 l di una soluzione a pH = 2.
(Prova scritta del 22 febbraio 1999)
1) Scrivere il nome razionale dei seguenti composti:
KMnO4..............................................................
Al2(CO3)3 ....................................................
K3PO4 ...............................................................
Fe(NO3)2 ....................................................
HNO2 ...............................................................
NaHSO4 .....................................................
BaS ...................................................................
BCl3 ...........................................................
2) Stabilire quanti ml di una soluzione 1 M di NaOH sono necessari per la completa neutralizzazione di 50 g di una soluzione di
Na3PO4 + 3 H2O.
H3PO4 al 50% in peso secondo la reazione: 3 NaOH + H3PO4
3) Calcolare il pH di una soluzione 1 M di acido acetico (HAc ) sapendo che il valore della sua pKa è 4,75.
4) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CO2 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
5) La reazione di dissociazione del triossido di zolfo secondo: 2 SO3
2 SO2 + O2 è endotermica. Facendo riferimento alla
legge dell’equilibrio mobile di Le Chatelier, prevedere da quale parte si sposta l’equilibrio chimico nel caso di (a) un aumento
di temperatura; (b) una diminuzione di pressione.
6) A è una soluzione 0,1 m di zucchero ( sostanza solubile ma non dissociata). B è una soluzione 0,07 m di CaCl2 ( sostanza
solubile, ionica e completamente dissociata). Quale delle due soluzioni congela alla temperatura più bassa e perchè?
7) Definire: a) Pressione osmotica; b) Molarità; c) Orbitale atomico
9) Prevedere il tipo di legame (ionico, covalente, covalente polare) caratteristico dei seguenti composti: CH4, Cl2, CaI2, H2S.
10) Il fosforo è un elemento con numero atomico 15. Dire in quali orbitali atomici si dispongono gli elettroni di valenza del fosforo.
11) Quali sono i numeri quantici caratteristici e quali le differenze tra gli orbitali s e p.
12) Spiegare brevemente perché il pH di una soluzione di NH4Cl è leggermente acido.
13) Spiegare brevemente come varia la solubilità di Mg(OH)2 al variare del pH.
14) Calcolare quanti ml di una soluzione 1 M di NaOH è necessario usare per preparare 1 litro di soluzione a pH = 12.
1)
2)
3)
4)
5)
6)
(Prova scritta di pre-esame del 15 dicembre 1999)
Scrivere in nome razionale o la formula corrispondente dei seguenti composti:
Ipoclorito di sodio.......……….......………………………
Ca(HCO3)2……………………..…………………….
Solfuro di ferro(III)………...…….………………………
KClO4……...…………………………………………
Acido iodidrico……….........……………………………..
Cu2O….......…………………..………………………
Perossido di idrogeno……………………………………..
CS2......………………………..………………………
Calcolare quanti litri di O2, misurati a c.n., sono necessari per la completa ossidazione di una mole di propano (C3H8) secondo
la reazione: C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O.
Spiegare brevemente perché l'introduzione di modeste quantità di un acido forte o di una base forte in una soluzione tampone
non modificano sensibilmente il pH di quest'ultima.
Spiegare brevemente come e perché la tensione di vapore dei liquidi varia al variare della temperatura.
Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la probabile struttura dello ione CO3= specificando l’ibridizzazione
dell’atomo centrale, i legami in esso presenti e gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
Descrivere brevemente, eventualmente aiutandosi con esempi, l'origine delle forze di attrazione intermolecolare.
7)
8)
9)
10)
11)
Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione al 10% in massa di glucosio (C6H12O6) in acqua. Per H2O Kcr =
1,86 °C mol-1 Kg.
Definire: Mole di sostanza; Orbitale atomico; Frazione molare.
Descrivere le caratteristiche principali dei composti ionici.
Come si può stabilire se, a seguito del mescolamento di due soluzioni, si può formare un composto poco solubile di cui è noto
il prodotto di solubilità?
Qual'è la probabile ibridizzazione dell'atomo di carbonio nei seguenti composti?
H
H C C C H
H
C
C
C H
H
H
H
O
C
C
O H
H
12)
13)
14)
Stabilire il pH (acido, basico, neutro) di soluzioni acquose dei seguenti composti salini (solubili e completamente dissociati):
FeCl3, Na2CO3, KBr
Calcolare a quale volume totale è necessario diluire 100 ml di una soluzione di HCl 0,1 M per preparare una soluzione avente
pH = 2.
Calcolare la percentuale in peso di iodio in Ba(IO3)2.
Prova scritta del 17 giugno 1999)
1) Scrivere la formula bruta o il nome razionale dei seguenti composti:
Iodato di manganese(II)...............................
H2SO3 ................................................................
Cianuro di potassio......................................
AlPO4 ................................................................
Idrossido di bario........................................
HNO3 .................................................................
2) Scrivere la reazione di neutralizzazione e stabilire quanti ml di una soluzione 1M di NaOH sono necessari per la completa
neutralizzazione di 50 ml di una soluzione 0,1 M di H2SO4.
3) Calcolare il pH di una soluzione 1M di una base debole che ha pKb = 5,25.
4) Definire: Isotopi; Massa atomica; mole; orbitale atomico
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CH4 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Descrivere brevemente qual'è l'effetto dell'introduzione di un soluto non volatile sulle caratteristiche proprietà di un solvente.
7) Descrivere brevemente quali sono le caratteristiche principali dei composti ionici e covalenti.
8) Indicare brevemente, anche aiutandosi con un disegno, quali sono le differenze tra orbitali 2s e 3s e tra orbitali 3px e 3pz.
9) Indicare brevemente le caratteristiche di una soluzione tampone.
11) Dire brevemente quali sono le differenze tra un legame covalente del tipo uno del tipo .
(Prova scritta del 15 luglio 1999)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Al2(CO3)3 .. ....................................................
Ioduro di rame(II)......................................................
Ossido di magnesio....................................................
Na2S....... …...................................................
Acido solforico...........................................................
Pb(IO3)2 …....................................................
diossido di zolfo.........................................................
HNO3.............................................................
2) Calcolare quanti grammi di NaOH è necessario pesare per preparare 500 ml di una soluzione 1 M.
3) Prevedere da quale parte si sposta l'equilibrio relativo alla reazione di formazione dell'ammoniaca ( N2 + 3H2
2NH3 ) quando la
pressione del sistema viene aumentata di dieci volte.
4) Dire in quali orbitali atomici e come si dispongono gli elettroni di valenza dell'atomo di azoto che ha Z=7.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di SO2 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i legami in
essa presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Qual è il volume occupato da una mole di gas a c.n.?
7) Quale condizione si deve verificare perché a seguito del mescolamento di una soluzione di NaCl con una soluzione di AgNO3 si
possa formare AgCl solido?
8) Definire: a) Pressione osmotica; b) Acido debole.
9) Dire brevemente da quali fattori dipendono le forze intermolecolari.
10) Definire i termini: “resa teorica”, “resa reale”, “resa percentuale”.
11) Come si può variare la solubilità di un gas in un liquido?.
12) Qual' è la relazione tra la pressione parziale dei singoli aeriformi e la pressione totale di una miscela di due o più aeriformi?.
13) Fino a quale volume totale è necessario diluire 1 ml di una soluzione di NaOH 0,1 M per ottenere una soluzione avente pH = 12?
14) Che cosa si indica e quando si ha l'abbassamento crioscopico.
(Prova scritta del 27 settembre 1999)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
(NH4)3PO4 ....................................................
Solfuro di piombo(II)........................................................
Idrossido di alluminio........................................................
CuSO4 ... …...................................................
NaHCO3…....................................................
Acido bromidrico...............................................................
2) Calcolare la percentuale in peso di ciascun elemento nel composto: Ca3(PO4)2 .
4) Spiegare dettagliatamente come si possono preparare 250 g di una soluzione di KCl al 10% in massa.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di PCl3 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Spiegare brevemente qual è l'effetto dell'introduzione di un soluto non volatile su: a) temperatura di congelamento; b)
temperatura di ebollizione; c) tensione di vapore di un solvente volatile.
7) Sulla base del modello di gas ideale spiegare perché la pressione di un gas in un recipiente chiuso aumenta con la temperatura?
8) Definire: a) Pressione parziale; b) Molarità; c) Ka
9) Descrivere brevemente la differenza tra legame covalente del tipo e del tipo .
10) Descrivere, aiutandosi con l'usuale diagramma dell'energia relativa, in quali orbitali atomici si dispongono i sette elettroni
presenti nell'atomo di N.
11) Il prodotto di solubilità di AgCl é KPS=10-10. Calcolare la solubilità di AgCl espressa in mg/litro.
12) Descrivere brevemente in quali casi è utile l'impiego della tecnica di distillazione frazionata.
13) Spiegare perché NH4Cl é un sale che presenta caratteristiche acide.
(Prova scritta del 27 gennaio 2000)
1) Scrivere la formula bruta o il nome razionale dei seguenti composti:
Iodato di manganese(II)...............................
H2SO3 ................................................................
Cianuro di potassio......................................
AlPO4 ................................................................
Idrossido di bario........................................
HNO3 .................................................................
2) Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione al 5% di zucchero (C6H12O6) in acqua. Per l'acqua Kcr = 1,81 °C Kg
mol-1.
3) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: a) una soluzione 0,1 M di HNO3; b) una soluzione 0,1 M di un acido debole che
possiede pKa = 5,25.
4) Definire: Unità di Massa atomica; Massa molare; massa molecolare.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di HNO3 specificando: a) l’ibridizzazione dell’atomo centrale; b)
i legami in essa presenti; c) gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Scrivere la reazione di ionizzazione dell'acido acetico (Ka = 10-5) e la corrispondente reazione della sua base coniugata
calcolandone il valore della costante di equilibrio.
7) Descrivere brevemente quali sostanze elementari, reagendo tra loro, danno composti ionici e quali, composti covalenti.
8) Indicare i fattori dai quali dipende la solubilità di un soluto in un solvente.
9) Descrivere dettagliatamente le operazioni necessarie alla preparazione di 250 ml di una soluzione 0,1 M di NaCl.
10) Descrivere, per mezzo della notazione abbreviata, il numero ed il tipo di orbitali atomici presenti nel terzo livello energetico
dell'atomo di idrogeno.
(Prova scritta del 17 febbraio 2000)
1)
Scrivere in nome razionale dei seguenti composti:
Fosfato di ammonio…………………………………
NaHCO3……………………..…………………….
Acido nitrico..……………….………………………
KBrO3………………………………………………
Solfito di sodio.......………………………………….
Ag2SO4……………………..………………………
Perossido di idrogeno……………………………….
AlCl3………………………..………………………
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
9)
10)
CaSO4 + 2 H2O. Stabilire quanti ml di
Ca(OH)2 reagisce completamente con H2SO4 secondo la reazione: Ca(OH)2 + H2SO4
una soluzione 1 M di H2SO4 sono necessari per completare la neutralizzazione di 0.5 litri di una soluzione contenente 40 g/l di
Ca(OH)2.
Calcolare il pH di una soluzione 0,1 M di ammoniaca. Il valore di pKb dell’ammoniaca (NH3) é pKb = 4,75.
Spiegare brevemente come si può modificare la solubilità di CaCO3 sfruttando l'effetto dello ione comune.
Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di HNO3 specificando l’ibridizzazione dell’atomo centrale, i
legami in essa presenti e gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
2NH3(g) è esotermica. Facendo riferimento alla legge
La reazione di formazione dell’ammoniaca secondo N2(g) + 3 H2(g)
dell’equilibrio mobile di Le Chatelier, prevedere da quale parte si sposta l’equilibrio chimico per: (a) un abbassamento di
temperatura; (b) un aumento di pressione.
Due soluzioni, A e B, contenenti la stessa sostanza vengono messe in contatto tra loro per mezzo di una membrana
semipermeabile. A seguito dell’osmosi si osserva un aumento del livello del liquido nel recipiente che contiene la soluzione A.
Quale delle due soluzioni è più concentrata? Perché?
Spiegare brevemente la differenza tra legame covalente del tipo e del tipo ..
Fare un esempio che chiarisca la differenza tra carica ionica e numero di ossidazione.
Enunciare: Legge dell'azione di massa; Legge di Boyle per le sostanze gassose; Legge di Raoult per le soluzioni di soluti non
volatili in solventi volatili:
(Prova scritta del 4 maggio 2000)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Ioduro di rame(II)......................................................
Al2(CO3)3 .. ....................................................
Ossido di magnesio....................................................
Cu2S....... …...................................................
Acido solforico...........................................................
Pb(IO3)2 …....................................................
HNO3.............................................................
biossido di zolfo.........................................................
2) Calcolare quanti grammi di NaOH è necessario pesare per preparare 500 ml di una soluzione 1 M.
2NH3 ) quando la
3) Prevedere da quale parte si sposta l'equilibrio relativo alla reazione di formazione dell'ammoniaca ( N2 + 3H2
pressione del sistema viene aumentata. Motivare la risposta facendo riferimento alla legge dell'equilibrio mobile di Le Chatelier.
4) Dire in quali orbitali atomici e come si dispongono gli elettroni di valenza dell'atomo di azoto che ha Z=7.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la forma dello ione CO32- specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in esso presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Calcolare la pressione esercitata da 1 mole di O2 contenuta in un volume di 1,2 litri alla temperatura di 20 °.
7) Quale condizione si deve verificare perché a seguito del mescolamento di una soluzione di NaCl con una soluzione di AgNO3 si
possa formare AgCl solido ? (KPS,AgCl = 10-10)
8) Definire: a) Pressione osmotica; b) Acido debole; c) Molarità :
9) Calcolare il pH di una soluzione 0,1 M di una base debole con pKb = 5.
10) Quando una mole di Cu viene fatta reagire con un eccesso di HNO3 secondo la reazione:
3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3Cu + 8HNO3
si ottengono 168,8 g di Cu(NO3)2. Calcolare la resa % della reazione.
(Prova scritta del 20 giugno 2000)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di piombo(II)........................................................
NH4IO3 ..........................................................
Idrossido di zinco..............................................................
Fe2(SO4)3 .......................................................
NaHCO3 ........................................................
Acido nitrico......................................................................
Ossido di potassio..............................................................
H2S .................................................................
Carbonato di bario..............................................................
Cu2SO4 ...........................................................
2) Calcolare la percentuale in peso dell'azoto nel composto: (NH4)3PO4. Masse atomiche: N=14,01; O=16,00; H=1,01; P=30,97.
3) Spiegare dettagliatamente come si può preparare mezzo litro di una soluzione di NaCl 1M.
4) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di NH3 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
5) Spiegare l'effetto dell'introduzione di un soluto non volatile sulla temperatura di ebollizione del solvente.
6) La composizione dell'atmosfera è approssimativamente: 20% ossigeno, 70% azoto, 10% altri gas. Quale relazione intercorre tra
la pressione parziale dell'ossigeno nell'aria e la pressione atmosferica?
7) Definire: a) Effetto dello ione comune; b) Molarità; c) Pressione di vapore.
8) Descrivere la differenza tra legame covalente del tipo e del tipo .
9) Enunciare il principio di esclusione di Pauli e la regola di Hund. In applicazione del principio di esclusione di Pauli e della
regola di Hund, descrivere, per mezzo dell'usuale diagramma, le energie relative degli orbitali dell'atomo di ossigeno (NA = 8).
10) Descrivere le caratteristiche e la formula per il calcolo del pH di una soluzione tampone.
11) Descrivere in quali occasioni è utile l'impiego della tecnica di distillazione frazionata.
12) Spiegare perché le soluzioni di CuSO4 sono acide mentre quelle di Na2CO3 sono basiche.
1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
(Prova scritta dell'11 luglio 2000)
Scrivere in nome razionale o la corrispondente formula dei seguenti composti:
Fosfato d'ammonio...................................................................
CaCO3….....…….........………..…………………….
Fluoruro di Calcio.....................................................................
NH4Br………......……………………………………
Diossido di carbonio.................................................................
Fe2(SO4)3……………………..………………………
Idrogeno carbonato di sodio......................................................
CCl4………....………………..………………………
Acido nitroso.............................................................................
PBr3……....…………………..………………………
Stabilire quanti ml di una soluzione 1 M di NaOH sono necessari per la completa neutralizzazione di 0,5 litri di una soluzione
di H2SO4 avente pH = 1 secondo la reazione : 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O.
Descrivere, sulla base della teoria VSEPR, la struttura della molecola di CO2 indicandone l'ibridizzazione dell’atomo centrale,
il tipo di legami in essa presenti e la sua eventuale polarità.
Spiegare quali sono i fattori dai quali dipende la solubilità di un soluto (solido, liquido, gassoso) in un solvente.
Numeri quantici. Descrivere a quali caratteristiche dell'atomo essi possono essere riferiti e quali valori essi possono assumere.
Definire: Legge dell'azione di massa; Pressione parziale; Solubilità.
La formula bruta di un composto organico é BaC23H28N4O8 calcolare quanti mg di bario sono presenti in 1 g di campione.
Spiegare brevemente l’effetto dello ione comune sulla solubilità degli idrossidi.
(Prova scritta del 5 settembre 2000)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di piombo(II)........................................................
(NH4)3PO4 ....................................................
Idrossido di alluminio........................................................
CuSO4 ... …...................................................
Acido bromidrico...............................................................
NaHCO3…....................................................
Carbonato di sodio.............................................................
Fe2(SO4)3…....................................................
2) Calcolare la percentuale in peso di azoto nel fosfato d'ammonio: (NH4)3PO4.
3) Spiegare dettagliatamente come si possono preparare 1000 g di una soluzione di NaCl al 10% in massa.
4) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di PCl3 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
5) Spiegare brevemente qual è l'effetto dell'introduzione di un soluto non volatile su: a) temperatura di congelamento; b)
temperatura di ebollizione; c) tensione di vapore di un solvente volatile.
6) La Pressione di un aeriforme in un contenitore a 25°C é 2,5 atm. Qual'è la pressione dell'aeriforme nel contenitore se la
temperatura del contenitore viene portata a 200 °C?
7) Definire: a) Pressione parziale; b) Molarità; c) u.m.a.
8) Descrivere brevemente la differenza tra legame covalente del tipo e del tipo .
9) Calcolare il pH di una soluzione 0,05 M di acido acetico che possiede pKa = 4,75.
10) Spiegare in quali casi la solubilità di un sale poco solubile dipende dal pH.
(Prova scritta del 19 settembre 2000)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfito di potassio.............................................................
(NH4)3PO4 ....................................................
Idrossido di magnesio........................................................
Cu2SO4 .. …...................................................
Acido solfidrico.................................................................
KHCO3…......................................................
Carbonato di zinco.............................................................
Al2(SO4)3…....................................................
2) Calcolare la percentuale in peso di azoto nell'urea (NH2)2CO.
3) Spiegare dettagliatamente come si può preparare 1 litro di una soluzione di NaCl 0,5 M.
4) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CH4 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti; gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
5) Spiegare brevemente qual è l'effetto dell'introduzione di un soluto non volatile su: a) temperatura di congelamento; b)
temperatura di ebollizione; c) tensione di vapore di un solvente volatile.
6) Calcolare la pressione esercitata da 15 g di CO2 solida lasciati sublimare in un contenitore avente volume di 2,5 l a 25 °C.
7) Definire: a) Pressione parziale; b) Orbitale atomico; c) u.m.a.
8) Descrivere brevemente la differenza tra legame covalente del tipo e del tipo .
9) Calcolare il pH di una soluzione 0,05 M di acido acetico che possiede pKa = 4,75.
10) Spiegare in quali casi la solubilità di un sale poco solubile dipende dal pH.
(Prova scritta del 25 novembre 2000)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfato di rame(II).....................................................
Al2(SO4)3 .. ....................................................
CuS....... …...................................................
Nitrato di magnesio.…...............................................
Acido solforoso..........................................................
Pb(BrO3)2 …....................................................
Tetraioduro di carbonio..............................................
HNO3.............................................................
2) Scrivere la reazione di neutralizzazione di HCl con NaOH e calcolare quanti ml di NaOH 1 M sono necessari per la
neutralizzazione di 100 ml di HCl 0,3 M.
3) Descrivere le caratteristiche generali sia dei composti ionici che di quelli covalenti.
4) Descrivere brevemente che cosa è l'unità di massa chimica (umc) e qual è la relazione tra umc e massa atomica.
4) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la forma delle seguenti molecole: CHCl3, CO2, SO2 indicando
l'ibridizzazione dell'atomo centrale e la loro polarità.
5) La percentuale di O2 in una miscela di gas è 37%. La pressione totale della miscela è 1,03 atm. Qual è la pressione parziale
dell'ossigeno nella miscela?
6) Perché il pH di una soluzione tampone contenente acido acetico (CH3COOH) ed acetato sodico(CH3COONa) non varia molto
quando ad essa si aggiunge una moderata quantità di acido forte?
8) Definire: a) Osmosi; b) Orbitale atomico; c) Prodotto di solubilità e prodotto ionico.
9) Sulla base delle caratteristiche acido/base degli ioni che si formano a seguito della dissoluzione di: KI, Na2S, AlCl3, NH4CN in
acqua, stabilire il pH (Acido, basico, neutro) delle loro soluzioni.
10) Calcolare quanti grammi di CO2 si liberano nell'atmosfera quando 1 kg di butano (C4H10) brucia all'aria secondo la reazione
(da bilanciare): C4H10 + O2
CO2 + H2O
(Prova scritta del 26 gennaio 2001)
1) Scrivere la formula bruta o il nome razionale dei seguenti composti:
Iodato di manganese(II)...............................
H2SO3 ................................................................
Cianuro di potassio......................................
AlPO4 ................................................................
Idrossido di bario........................................
HNO3 .................................................................
2) Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione al 5% di zucchero (C6H12O6) in acqua. Per l'acqua Kcr = 1,81 °C Kg
mol-1.
3) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: a) una soluzione 0,1 M di HNO3; b) una soluzione 0,1 M di un acido debole che
possiede pKa = 5,25.
4) Definire: Massa atomica; mole.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di HNO3 specificando: a) l’ibridizzazione dell’atomo centrale;
b) i legami in essa presenti; c) gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Calcolare quanti ml di una soluzione 0,1 M di HNO3 sono necessari per preparare 1 l di una soluzione a pH = 3,0.
7) Descrivere brevemente quali sostanze elementari, reagendo tra loro, danno composti ionici e quali, composti covalenti.
8) Indicare i fattori dai quali dipende la solubilità di un soluto in un solvente.
9) Descrivere dettagliatamente le operazioni necessarie alla preparazione di 250 ml di una soluzione 0,1 M di NaCl.
10) Descrivere, per mezzo della notazione abbreviata, il numero ed il tipo di orbitali atomici presenti nel terzo livello energetico
dell'atomo di idrogeno.
(Prova scritta del 16 febbraio 2001)
1) Scrivere la formula bruta o il nome razionale dei seguenti composti:
Iodato di manganese(II)...............................
H2SO3 ................................................................
Cianuro di potassio......................................
AlPO4 ................................................................
Idrossido di bario........................................
HNO3 .................................................................
2) Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione al 10% di zucchero (C6H12O6) in acqua. Per l'acqua Keb = 0,51 °C Kg
mol-1.
3) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: a) una soluzione 0,1 M di NaOH; b) una soluzione 0,1 M di un acido debole che
possiede pKa = 3,25.
4) Definire: Massa atomica; mole
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di HNO3 specificando: a) l’ibridizzazione dell’atomo centrale; b)
i legami in essa presenti; c) gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Calcolare quanti ml di una soluzione 0,1 M di HCl sono necessari per preparare 0,5 l di una soluzione a pH = 2,0.
7) Descrivere brevemente quali sono le caratteristiche principali dei composti ionici.
8) Spiegare (utilizzando la legge dell'equilibrio mobile) qual è l'effetto della temperatura sulla solubilità di un soluto in un
solvente.
9) Descrivere dettagliatamente le operazioni necessarie alla preparazione di 1 litro di una soluzione 0,1 M di BaCl2.
10) Dopo aver enunciato il principio di Pauli e la regola di Hund, descrivere la configurazione elettronica dell'atomo che ha Z = 7.
(Prova scritta del 28 febbraio 2001)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di arsenico(III)........................................................
(NH4)2SO4 ....................................................
Idrossido di bario ….......................….................................
NiSO4 ... …...................................................
Acido bromidrico...............................…..............................
NaH2PO4…....................................................
2) Calcolare quanti mg di Al sono presenti in 100 ml di una soluzione 0.01 M di Al2(SO4)3.
3) Spiegare con le opportune reazioni perché quando 10 ml di HCl 0,1 M vengono mescolati con 1 l di una soluzione tampone
contenente acido acetico ( HAc; pKa = 5) 1M e acetato di sodio (NaAc) pure 1 M, il pH della soluzione cambia molto poco.
4) Spiegare dettagliatamente come si possono preparare 2 Kg di una soluzione di KCl al 10% in massa.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di NH3 specificando: a) l’ibridizzazione dell’atomo centrale; b) i
legami in essa presenti; c) gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) Spiegare brevemente perché l'introduzione di un soluto non volatile in un solvente volatile abbassa la tensione di vapore di
quest'ultimo. Qual è la relazione tra la pressione del vapore in equilibrio con la soluzione e la sua composizione?
7) Calcolare la quantità di ossigeno (O2) che, a 25 °C, esercita sulle pareti di una bombola che ha volume di 20 l una pressione di
120 atm.
8) Enunciare o definire: a) Legge dell'equilibrio mobile; b) mole
9) Descrivere brevemente la differenza tra legame covalente del tipo e del tipo .
10) Spiegare perché NH4NO3 é un sale che presenta caratteristiche acide.
1)
(Prova scritta del 14 giugno 2001)
Scrivere in nome razionale o la formula dei seguenti composti:
Fosfato di ammonio…………….…………..…………
Ca(HCO3)2………..………..…………………….
Acido iodidrico..……………….………………………
AgBrO3……………………………………………
Solfito di sodio.......………………..………………….
Fe2(SO4)3…………………..………………………
Perossido di idrogeno………………...……………….
PCl3………………………..………………………
Al(OH)3 reagisce completamente con H2SO4 secondo la reazione: 2Al(OH)3 + 3H2SO4
Al2(SO4)3 + 6 H2O. Stabilire quanti
ml di una soluzione 1 M di H2SO4 reagiscono completamente con 150 g di idrossido di alluminio.
3)
Calcolare il pH di una soluzione 0,1 M di un acido debole che ha pKa = 6,32.
4)
Definire: a) Numero atomico; b) Orbitale atomico; c) Legame ; d) Indicatore calorimetrico di fine titolazione; e) Massa
molare
5)
Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di H2O specificando l’ibridizzazione dell’atomo centrale, i
legami in essa presenti e gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6)
Enunciare la legge dell'equilibrio mobile di Le Chatelier e prevedere da quale parte si sposta l’equilibrio chimico:
CO2(g) + 2 H2O(l) H3O+aq + HCO3-aq per un aumento di pressione.
7)
Il gas presente in un contenitore alla temperatura di 25 °C esercita una pressione di 1,25 atm. Quale sarà la pressione nel
contenitore alla temperatura di 65 °C?
8)
Trovare il numero di ossidazione dell'elemento segnato con la X nei seguenti composti: Na2X, HXO3, K2(HXO4).
9)
Spiegare il più dettagliatamente possibile perché una soluzione di nitrato di ferro(III) è acida.
10) Tenendo conto della dissociazione ionica calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione 3 m di NaCl in acqua?
KcrH2O = 1,82 °C mol-1 kg
(Prova scritta del 20 settembre 2001)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di piombo(II)........................................................
K3PO4 ….. ....................................................
Idrossido di alluminio........................................................
CuSO4 ... …...................................................
Acido bromidrico...............................................................
NaHCO3…....................................................
Carbonato di bario …........................................................
NH4IO3 ..........................................................
Triossido di diazoto ...........................................................
Fe2(SO3)3 .......................................................
2) 1 grammo di Fe2(SO4)3 viene sciolto completamente in 1 L di acqua. Calcolare la concentrazione di Fe3+ in soluzione
esprimendone il valore in mg/L.
3) Una soluzione tampone contiene una mole di acido acetico (CH3COOH; pKa = 4,75) e 0,5 moli di acetato di sodio
(CH3COONa). Qual è il suo pH?
4) Spiegare dettagliatamente il fenomeno dell'osmosi.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di SO3 indicando: a) la formula sterica di SO3; b) l’ibridizzazione
dell’atomo centrale; c) i legami in essa presenti; d) le possibili formule di risonanza.
6) Scrivere la formula dei più usuali acidi forti e descrivere come, data la loro concentrazione molare, è possibile calcolare il pH di
una loro soluzione.
2)
7) 20 g di CO2 solida vengono chiusi in un recipiente stagno avente volume di 1 L e portati a 20 °C. Sapendo che a tale
temperatura l'anidride carbonica si trova tutta allo stato aeriforme, calcolare la pressione che essa esercita sulle pareti del
contenitore.
8) Descrivere le seguenti grandezze: a) Pressione parziale; b) pKw.; c) I quattro numeri quantici.
10) Descrivere brevemente la differenza tra composti ionici e composti covalenti.
(Prova scritta del 20 settembre 2001)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di ferro(III)............………….........................................
(NH4)3PO4 ...........……….........................................
Idrossido di magnesio...………...................................................
Cu(NO2)2 ... …...............………................................
Acido nitrico …...............………................................................
KHCO3…...........…......………..................................
Idrogenofosfato di sodio .............................................................
Al2(SO4)3…................................................................
PCl5 …...…................................................................
Perossido di idrogeno …..............................................................
2) Calcolare la percentuale in peso di azoto e fosforo nel fosfato d'ammonio: (NH4)3PO4.
3) Spiegare dettagliatamente come, diluendo una quantità (che dovrà essere calcolata) di una soluzione di HCl a pH = 1 è possibile
preparare un litro di soluzione avente pH = 3.
4) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CO2 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti; le possibili formule di risonanza.
5) Descrivere brevemente i tipi di forze intermolecolari e dire i fattori dai quali esse maggiormente dipendono.
6) La pressione parziale dell'ossigeno nell'aria a 20°C è 0,21 atm. Quante moli di O2 sono contenute in 1 m3 di aria?
7) Data la reazione: 2Al(OH)3 + 3H2SO4
Al2(SO4)3 + 6H2O, calcolare quanti mL di una soluzione 0,1 M di acido solforico
saranno necessari per la completa neutralizzazione di 10 grammi di idrossido di alluminio.
8) Spiegare in quali casi la solubilità di un sale poco solubile dipende dal pH.
(Prova scritta del 3 dicembre 2001)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Di idrogeno fosfato d'ammonio ......................................................
CCl4 ……………... ..................................................
Nitrito di cobalto(III) .…….............................................................
MgSO3 ..……….. ....................................................
Idrossido di bario ....................….……...........................................
ZnCO3 ….............……….........................................
Pentossido di diazoto …...............……..………….........................
K3P ………..……….................................................
Idruro di litio ……………………….…..........................................
AgNO2 ……….….....................................................
2) La composizione dell'aria è: O2 21%, N2 78%, altri gas 1%, calcolare la pressione parziale dell'ossigeno in una massa di aria che
si trova alla pressione di 780 Torr e alla temperatura di 37 °C.
3) Spiegare cosa avviene quando 20 ml di HCl 0,1 M vengono mescolati con 500 mL di una soluzione tampone contenente 0,1
moli di acido acetico (pKa = 4,75) e 0,2 moli di acetato di sodio.
4) Descrivere la formula sterica di CO2 indicando in particolare: l'ibridizzazione dell'atomo centrale, il tipo di legami formati e gli
orbitali atomici (puri o ibridi) che secondo la teoria VB danno origine a tali legami.
5) Descrivere cosa significano i termini: purezza percentuale e resa percentuale di reazione.
6) Spiegare brevemente come è possibile ottenere una semplice relazione che lega il pH di una soluzione di un generico acido
debole, HA, con i valori della sua pKa e della sua concentrazione in soluzione.
7) Descrivere cosa si intende con i termini distanza di legame ed energia di legame nella formazione del legame covalente.
8) Spiegare, eventualmente aiutandosi con un diagramma, per quale ragione la temperatura di ebollizione dei liquidi aumenta se in
essi si disperde un soluto non volatile.
31
P.
9) Descrivere la composizione del nucleo e la configurazione elettronica completa dell'isotopo 15
10) Spiegare cos'è e quando è possibile l'isomeria ottica.
(Prova scritta del 1 febbraio 2002)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfito di magnesio ……........................……………................….........
N2O ……………... ..................................................
Arseniuro di alluminio...…….…………............................................…
BaCrO4 ..……….. ....................................................
Ioduro di stagno(IV) .…...…..……………..….......................................
Sn(CO3)2 .............……….........................................
Bicromato di potassio …...............……..……………….......................
K3PO4 …………….................................................
KBr ……….…........................…..............................
Idruro di calcio ……………………….….....…....................................
2) Quanti grammi di idruro di calcio è necessario far reagire con un eccesso di acqua per ottenere 25 litri di idrogeno alla pressione
di 2 atm e alla temperatura di 25 °C secondo la reazione che deve essere preliminarmente bilanciata:
H2(g) + Ca(OH)2(aq)
CaH2(s) + H2O(l)
3) Spiegare perché una soluzione di solfato di rame(II) ha caratteristiche acide.
4) Descrivere la formula sterica di HNO3 indicando in particolare: le cariche formali presenti nella struttura, l'ibridizzazione
dell'atomo centrale, il tipo di legami formati e gli orbitali atomici (puri o ibridi) che danno origine a tali legami.
5) 25 kg di fosfato d'ammonio vengono mescolati con 100 kg di carbonato di calcio. Qual'è la % di P nella miscela?
6) Calcolare il pH di una soluzione tampone HAc/Ac- (pKa HAc = 4,75) formata neutralizzando parzialmente 100 ml di acido
acetico 1 M con 25 ml di NaOH 1 M.
7) Descrivere come l'equilibrio di solubilità del cloruro di piombo(II) potrebbe essere modificato se nella soluzione satura del sale
venisse introdotta una definita quantità di cloruro di sodio.
8) Spiegare perché l'acqua di mare congela ad una temperatura notevolmente inferiore a 0 °C.
9) Descrivere i vari tipi e l'origine delle forze di attrazione intermolecolari.
10) Scrivere le caratteristiche reazioni di idrolisi (acida e basica) delle specie costituenti la coppia coniugata acido base HCN/CN- e
indicare la relazione tra la forza dell'acido e quella della sua base coniugata.
(Prova scritta del 25 febbraio 2002)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di ferro(III)............………….........................................
(NH4)3PO4 ...........……….........................................
Idrossido di magnesio...………...................................................
Cu(NO2)2 ... …...............………................................
Acido nitrico …...............………................................................
KHCO3…...........…......………..................................
Idrogenofosfato di sodio .............................................................
Al2(SO4)3…................................................................
Perossido di idrogeno …..............................................................
PCl5 …...…................................................................
2) Calcolare la percentuale in peso di azoto e fosforo nel fosfato d'ammonio: (NH4)3PO4.
3) Spiegare dettagliatamente come, diluendo una quantità (che dovrà essere calcolata) di una soluzione di HCl a pH = 1 è possibile
preparare un litro di soluzione avente pH = 3.
4) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CO2 specificando: l’ibridizzazione dell’atomo centrale; i
legami in essa presenti;.le possibili formule di risonanza.
5) Descrivere brevemente i tipi di forze intermolecolari e dire i fattori dai quali esse maggiormente dipendono.
6) La composizione molare dell'aria é N2 78%, O2 21%, altri gas 1%. Calcolare quante moli di ossigeno sono contenute in 10 litri
di aria alla temperatura di 25 °C ed alla pressione di 1 atm.
Al2(SO4)3 + 6H2O, calcolare quanti mL di una soluzione 0,1 M di acido solforico
7) Data la reazione: 2Al(OH)3 + 3H2SO4
saranno necessari per la completa neutralizzazione di 10 grammi di idrossido di alluminio.
8) Spiegare in quali casi la solubilità di un sale poco solubile dipende dal pH.
(Prova scritta del 25 giugno 2002)
1) Scrivere in nome razionale o la corrispondente formula dei seguenti composti:
Ca(HCO3)2….....……………..…………………….
NH4BrO3……………………………………………
CaSO4...……………………..………………………
FeCl3………………………..………………………
KOH………………………..………………………
Bicromato di potassio..................................................................
Fosfato d'ammonio......................................................................
Acido nitrico................................................................................
Disolfuro di Carbonio..................................................................
Perossido di idrogeno..................................................................
2) Stabilire quanti ml di una soluzione 1 M di H2SO4 sono necessari per la completa neutralizzazione di 5 litri di una soluzione di
Na2SO4 + 2H2O.
NaOH a pH =12 secondo la reazione : 2NaOH + H2SO4
3) Descrivere, sulla base della teoria VSEPR, la struttura della molecola di CH3Cl indicando l'ibridizzazione dell’atomo centrale,
il tipo di legami in essa presenti e la sua eventuale polarità.
4) Spiegare quali sono i fattori dai quali dipende la solubilità di un soluto (solido, liquido, gassoso) in un solvente.
5) Numeri quantici. Descrivere a quali caratteristiche dell'atomo essi possono essere riferiti e quali valori essi possono assumere.
6) Definire
Legge dell'equilibrio mobile
Pressione osmotica
Kb
7) La formula bruta di un composto organico é C23H29N3O5 calcolare la composizione percentuale degli elementi nel composto.
8) Descrivere i requisiti per i quali una soluzione può essere identificata come "soluzione tampone". Scrivere inoltre una formula
approssimata che consenta il calcolo del suo pH qualora siano note le concentrazioni delle specie in soluzione.
(Prova scritta del 16 luglio 2002)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfito di magnesio ……........................……………….......…...........
N2O ……………... ..................................................
Arseniuro di alluminio...…….………….......................................…...
BaCrO4 ..……….. ....................................................
Ioduro di stagno(IV) .…...…..……………..….....................................
Sn(CO3)2 .............……….........................................
Bicromato di potassio …...............…………………............................
K3PO4 …………….................................................
KBr ……….…........................…..............................
Idruro di calcio ……………………….….....……................................
2) Quanti grammi di idruro di calcio è necessario far reagire con un eccesso di acqua per ottenere 2,5 litri di idrogeno alla
pressione di 1 atm e alla temperatura di 25 °C secondo la reazione che deve essere preliminarmente bilanciata:
H2(g) + Ca(OH)2(aq)
CaH2(s) + H2O(l)
3) Spiegare perché una soluzione di solfato di rame(II) ha caratteristiche acide.
4) Descrivere la formula sterica di HNO3 indicando in particolare: le cariche formali presenti nella struttura, l'ibridizzazione
dell'atomo centrale, il tipo di legami formati e gli orbitali atomici (puri o ibridi) che danno origine a tali legami.
5) 25 kg di fosfato d'ammonio vengono mescolati con 75 kg di carbonato di calcio. Qual'è la % di fosforo e di azoto nella miscela?
6) Calcolare il pH di una soluzione tampone HAc/Ac- (pKa HAc = 4,75) formata neutralizzando parzialmente 100 ml di acido
acetico 1 M con 25 ml di NaOH 1 M.
7) Descrivere come l'equilibrio di solubilità del cloruro di piombo(II) potrebbe essere modificato se nella soluzione satura del sale
venisse introdotta una definita quantità di cloruro di sodio.
8) Spiegare perché l'acqua di mare congela ad una temperatura inferiore a 0 °C.
9) L'acido fosforico, H3PO4, ha pK1a = 2. Scrivere gli equilibri di ionizzazione caratteristici dell'acido fosforico e della sua base
coniugata calcolando, di quest'ultima, la corrispondente costante di ionizzazione basica.
(Prova scritta del 3 settembre 2002)
1) Scrivere il nome razionale dei seguenti composti:
Ca(HCO3)2………..………..…………………….
AgBrO3……………………………………………
Fe2(SO4)3…………………..………………………
PCl3………………………..………………………
(NH4)3PO4 .................…………….…..................………
HI ........................................…….………………………
K2SO3 ........................………………..………………….
H2O2 .............................………………...……………….
Cr2(SO4)3 + 6H2O. Stabilire quanti
2) Cr(OH)3 reagisce completamente con H2SO4 secondo la reazione: 2Cr(OH)3 + 3H2SO4
ml di una soluzione 1 M di H2SO4 reagiscono completamente con 250 g di idrossido di cromo(III).
3) Calcolare il pH di: a) una soluzione 0,1 M di NaOH; b) una soluzione 0,1 M di ammoniaca, base debole con pKb = 4,75.
4) Dare una definizione più accurata possibile di:
a) Soluzione tampone
b) Orbitale atomico
c) Legame
d) Abbassamento criscopico
e) Massa molare
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CO2 specificando l’ibridizzazione dell’atomo centrale, i
legami in essa presenti e gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) La reazione: 2H2O(l) H3O+aq + OH-aq è endotermica. Sulla base della legge dell'equilibrio mobile di Le Chatelier prevedere
l'effetto di un aumento di temperatura sull'equilibrio chimico.
7) Il gas presente in un contenitore che ha volume totale di 20 L esercita, alla temperatura di 25 °C, una pressione di 1,25 atm.
Quante moli di aeriforme sono presenti nel contenitore?
8) Indicare il numero di ossidazione del fosforo nei seguenti composti:
Na3P________________ , H3PO3________________, K2HPO4________________, PCl3________________
9) Spiegare il più dettagliatamente possibile perché una soluzione di nitrato di ferro(III) è debolmente acida.
(Prova scritta del 30 novembre 2002 - A)
1) Attribuire il nome razionale ai seguenti composti:
Ba(H2PO4)2………..………..……………………. NH4NO2 ....................…………….…………..…………
KIO2…….....……………………………………… HCl(sol. acquosa) ................…….………………………
Cr2(SO3)3…………………..……………………… LiH .............................………………..………………….
CS2 .………………………..……………………… As2S3 .............................………………...……………….
K2Cr2O7 .....…….. .................................................... BaO ...................................................................................
2) Descrivere dettagliatamente gli stadi necessari per preparare 250 mL di una soluzione 0,75 M di acido ossalico (H2C2O2)
usando come fonte di acido un campione solido di acido ossalico avente una purezza dichiarata del 78%. Descrivere la vetreria
di cui avreste bisogno, i prodotti chimici, le quantità di ciascuno e la sequenza delle operazioni che fareste.
3) Descrivere la formula sterica di ClO2- indicando in particolare: le cariche formali presenti nella struttura, l'ibridizzazione
dell'atomo centrale, il tipo di legami formati e gli orbitali atomici (puri o ibridi) che secondo la teoria VB danno origine a tali
legami.
4) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche.
(NH4)2CO3(aq)
(NH2)2CO(aq) + H2O(l)
C3H8(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
NaOH(aq) + NaH2PO4(aq)
Na3PO4(aq) + H2O(l)
5) Descrivere la forma e le energie relative degli orbitali di valenza del dell'atomo di fosforo. Dire inoltre come si dispongono in
essi gli elettroni esterni.
6) Descrivere secondo il metodo del legame di valenza la formazione del doppio legame nella molecola dell'ossigeno.
7) 0,520 grammi di acetone riscaldati a 100 °C in un contenitore avente un volume totale di 275,5 mL esercitano una pressione di
756 mmHg. Qual'é la MM dell'acetone?
8) Spiegare perché il metanolo (CH3CH2OH) è molto solubile in acqua mentre lo iodio molecolare (I2) è pressoché insolubile.
9) La metilamina (CH3NH2) è una base debole con Kb = 3,6x10-4. a) Scrivere una equazione chimica che descrive cosa succede
quando si scioglie la metilamina in acqua. b) Calcolare il pH di una soluzione 0,1 M di metilamina.
10) Calcolare il pH di una soluzione tampone preparata sciogliendo 8 grammi di acetato di sodio (CH3COONa) in 100 mL di una
soluzione 1 M di acido acetico (CH3COOH, pKa = 4,75). Spiegare poi perché il pH della soluzione non varia
significativamente quando ad essa si aggiungono 10 mL di HCl 0,1 M.
(Prova scritta del 30 novembre 2002 - B)
1) Attribuire il nome razionale ai seguenti composti:
(NH4)3PO4 .................…………….…………..…………
Ca(HCO3)2………..………..…………………….
HI(gas) .................................…….………………………
AgBrO3……………………………………………
Fe2(SO4)3…………………..………………………
K2SO3 ........................………………..………………….
H2O2 .............................………………...……………….
PCl3………………………..………………………
BaCrO4 ..……….. ....................................................
H3PO4 (sol. acquosa) ........................................................
2) La ricetta di preparazione di un fertilizzante a base di urea ((NH2)2CO) e di fosfato di calcio prevede nella formulazione una
presenza del 75% in massa di fosfato di calcio e del 25% in massa di urea. Calcolare la quantità di fosforo e di azoto contenuti
in 1 kg del fertilizzante.
3) Bilanciare le seguenti equazioni chimiche.
(NH4)2Cr2O7(s)
N2(g) + Cr2O3(s) + H2O(g)
C2H5OH(l) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
Mg3N2(s) + H2O(l)
Mg(OH)2(aq) + NH3(aq)
4) Descrivere la formula sterica di NO3- indicando in particolare: le cariche formali presenti nella struttura, l'ibridizzazione
dell'atomo centrale, il tipo di legami formati e gli orbitali atomici (puri o ibridi) che secondo la teoria VB danno origine a tali
legami.
5) Descrivere la forma e le energie relative degli orbitali di valenza del dell'atomo di ferro. Dire inoltre come si dispongono in essi
gli elettroni esterni.
6) Descrivere quali orbitali atomici possono dare, per sovrapposizione, i legami caratteristici della molecola di CO.
7) Quando il carbonato di calcio viene sciolto in acqua acida per acido cloridrico, dall'ambiente di reazione si libera CO2 secondo
CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l). Calcolare quanto carbonato di calcio é necessario sciogliere
la equazione: CaCO3(s) + 2HCl(aq)
per ottenere 12 litri di CO2 gassosa alla temperatura di 21 °C ed alla pressione di 768 mm Hg.
8) Quale di questi composti ti aspetteresti avere il punto di ebollizione più alto: a) CH4; b) CF4; c) CCl4. Quale il punto di
ebollizione più basso? Motivare la scelta.
9) L'acido cloroacetico (CH2Cl-COOH) è un acido debole con Ka = 2,09x10-3. a) Scrivere una equazione chimica che descrive
cosa succede quando si scioglie l'acido cloroacetico in acqua. b) Calcolare il pH di una soluzione 0,5 M di acido cloroacetico.
10) Calcolare il pH di una soluzione tampone preparata per parziale neutralizzazione di 100 mL di una soluzione 0,1 M di
ammoniaca (NH3, pKb = 4,75) con 12 mL di una soluzione 0,5 M di HCl.
(Prova scritta del 4 febbraio 2003)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di piombo(II)........................................................
K3PO4 ….. ....................................................
Idrossido di alluminio........................................................
CuSO4 ... …...................................................
Acido bromidrico...............................................................
NaHCO3…....................................................
Carbonato di bario …........................................................
NH4IO3 ..........................................................
Triossido di diazoto ...........................................................
Fe2(SO3)3 .......................................................
2) 1 grammo di Fe2(SO4)3 viene sciolto completamente in 1 L di acqua. Calcolare la concentrazione di Fe3+ in soluzione
esprimendone il valore in mg/L.
3) Una soluzione tampone contiene una mole di acido acetico (CH3COOH; pKa = 4,75) e 0,5 moli di acetato di sodio
(CH3COONa). Qual è il suo pH?
4) Spiegare dettagliatamente il fenomeno dell'osmosi.
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di SO2 indicando: a) la formula sterica di SO2; b) l’ibridizzazione
dell’atomo centrale; c) i legami in essa presenti; d) le possibili formule di risonanza.
6) Scrivere la formula dei più usuali acidi forti e descrivere come, data la loro concentrazione molare, è possibile calcolare il pH di
una loro soluzione.
7) 20 g di CO2 solida vengono chiusi in un recipiente stagno avente volume di 1 L e portati a 20 °C. Sapendo che a tale
temperatura l'anidride carbonica si trova tutta allo stato aeriforme, calcolare la pressione che essa esercita sulle pareti del
contenitore.
(Prova scritta del 18 febbraio 2003)
1) Scrivere il nome o la formula razionale dei seguenti composti:
Solfuro di piombo(II)........................................................
K3PO4 ….. ....................................................
Idrossido di alluminio........................................................
CuSO4 ... …...................................................
Acido bromidrico...............................................................
NaHCO3…....................................................
Carbonato di bario …........................................................
NH4IO3 ..........................................................
Triossido di diazoto ...........................................................
Fe2(SO3)3 .......................................................
2) Proporre uno schema di ibridizzazione che tenga conto dei legami formati dall’atomo centrale nelle molecole:
(a) H2O, (b) HCN, (c) CH4, (d) SO2.
3) 1 grammo di Fe2(SO4)3 viene sciolto completamente in 1 L di acqua. Calcolare la concentrazione di Fe3+ in soluzione
esprimendone il valore in mg/L.
4) Indicare quale e spiegare perché una delle seguenti soluzioni acquose, tutte 0.1 M, è più basica?
KOH
Ba(OH)2
NH3
Na2CO3
5) Una soluzione é composta da due liquidi A ( PA° = 152 torr) e B (PB° = 324 torr). Qual'é la pressione totale dei vapori di A e B
in equilibrio con la soluzione quando la frazione molare di A é 0,75?
324 torr
238 torr
195 torr
476 torr
6) Spiegare perché l'aggiunta di 10 mL di una soluzione 0.5 M di HCl a 100 mL di una soluzione tampone contenente 0,1 moli di
NH4+ e 0,1 moli di NH3 (pKb = 4,75) provoca solamente una modesta diminuzione del pH.
7) 20 g di CO2 solida vengono chiusi in un recipiente stagno avente volume di 1 L e portati a 20 °C. Sapendo che a tale
temperatura l'anidride carbonica si trova tutta allo stato aeriforme, calcolare la pressione che essa esercita sulle pareti del
contenitore.
8) Ricavare la relazione tra la concentrazione di ioni ossonio e Ka in una soluzione 0,1 M di HF (pKa = 3,05).
(Prova scritta del 10 maggio 2003)
1) Scrivere la formula bruta o il nome razionale dei seguenti composti:
Iodato di cobalto(III)..................................................
K2SO3 .......................................................................
Cianuro di ammonio...................................................
Ca3(PO4 )2 ..................................................................
Idrossido di calcio.......................................................
HNO3 .........................................................................
2) Tenendo conto della dissociazione ionica, calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione 1 M di NaCl in acqua.
KcrH2O = 1,86 °C mol-1 kg.
3) Calcolare il pH delle seguenti soluzioni: a) una soluzione 0,01 M di HClO4; b) una soluzione 0,01 M di una base debole che
possiede pKb = 5,25.
4) Definire:
Pressione (o tensione) di vapore
purezza % di una sostanza
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di SO2 specificando: a) i legami in essa presenti; b)
l’ibridizzazione dell’atomo centrale; c) gli orbitali atomici, puri o ibridi, con i quali l'atomo di S é legato ad O.
6) Calcolare il pH di una soluzione tampone formata sciogliendo 5.8 grammi di acetato di sodio (CH3COONa) in 100 ml di acido
acetico 0.1 M. La pKa dell'acido acetico è 4,75.
7) Descrivere in dettaglio le operazioni necessarie alla preparazione di 1 l di una soluzione 1 M di NaCl in acqua.
8) Enunciare la regola di Hund ed indicare come essa possa essere applicata nella descrizione della configurazione elettronica
dell'elemento con numero atomico 7.
(Prova scritta del 24 giugno 2003)
1) Scrivere in nome razionale o la corrispondente formula dei seguenti composti:
Bicromato di potassio..................................................................
Ca(HCO3)2….....……………..…………………….
Fosfato d'ammonio......................................................................
NH4BrO3……………………………………………
Acido nitrico................................................................................
CaSO4...……………………..………………………
Disolfuro di Carbonio..................................................................
FeCl3………………………..………………………
KOH………………………..………………………
Perossido di idrogeno..................................................................
2) Stabilire quanti ml di una soluzione 1 M di Ba(OH)2 sono necessari per la completa neutralizzazione di 1 litro di una soluzione
di HCl a pH =1 secondo la reazione : Ba(OH)2 + 2 HCl BaCl2 + 2H2O.
3) Descrivere, sulla base della teoria VSEPR, la struttura della molecola di CHCl3 indicando l'ibridizzazione dell’atomo centrale,
il tipo di legami in essa presenti e la sua eventuale polarità.
4) Spiegare quali sono i fattori dai quali dipende la solubilità di un soluto (solido, liquido, gassoso) in un solvente.
5) Numeri quantici. Descrivere a quali caratteristiche dell'atomo essi possono essere riferiti e quali valori essi possono assumere.
6) Definire
Legge dell'equilibrio mobile
Pressione osmotica
Costante di ionizzazione basica Kb
7) La formula bruta di un composto organico é C23H29N3O5 calcolare la composizione percentuale degli elementi nel composto.
8) Una soluzione viene preparata sciogliendo 6,2 g di acetato di sodio in 100 mL di una soluzione 1,0 M di acido acetico (pKa =
4,75). Calcolare il pH della soluzione così preparata e descriverne le caratteristiche.
(Prova scritta del 15 luglio 2003)
1) Scrivere il nome o la formula dei seguenti composti:
Fosfato di ammonio…………….…………..…………
Ca(HCO3)2………..………..…………………….
Acido iodidrico..……………….………………………
AgBrO3……………………………………………
Solfito di sodio.......………………..………………….
Fe2(SO4)3…………………..………………………
Perossido di idrogeno………………...……………….
PCl3………………………..………………………
Cr2(SO4)3 + 6H2O. Stabilire quanti
2) Cr(OH)3 reagisce completamente con H2SO4 secondo la reazione: 2Cr(OH)3 + 3H2SO4
ml di una soluzione 1 M di H2SO4 reagiscono completamente con 250 g di idrossido di cromo(III).
3) Calcolare il pH di: a) una soluzione 0,1 M di HCl; b) una soluzione 0,1 M di acido acetico che ha pKa = 4,75.
4) Dare una definizione più accurata possibile di:
a) Soluzione acida
b) Orbitale atomico
c) Legame
d) Abbassamento criscopico
e) Massa molare
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CO2 specificando l’ibridizzazione dell’atomo centrale, i
legami in essa presenti e gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
H3O+aq + OH-aq è endotermica. Sulla base della legge dell'equilibrio mobile di Le Chatelier prevedere
6) La reazione: 2H2O(l)
l'effetto di un aumento di temperatura sull'equilibrio chimico.
7) Il gas presente in un contenitore che ha volume totale di 20 L esercita, alla temperatura di 25 °C, una pressione di 1,25 atm.
Quante moli di aeriforme sono presenti nel contenitore?
8) Indicare il numero di ossidazione del fosforo nei seguenti composti:
Na3P________________ , H3PO3________________, K2HPO4________________, PCl3________________
9) Spiegare il più dettagliatamente possibile perché una soluzione di nitrato di ferro(III) è debolmente acida.
(Prova scritta del 4 settembre 2003)
1) Scrivere il nome razionale o la formula dei seguenti composti:
Ca(HCO3)2………..………..……………………. Fosfato d'ammonio .................…………….……….……
AgBrO3…………………………………………… Acido iodidrico ....................…….………………………
Fe2(SO4)3…………………..……………………… Solfito di potassio ......………………..………………….
PCl3………………………..……………………… Perossido di idrogeno ...………………...……………….
CaBr2 ……………………..……………………… Tetracloruro di carbonio ....……...……...……………….
2) Data la reazione : 2KMnO4(aq) + 5H2O2(aq) + 3H2SO4(aq)
2MnSO4(aq) + 5O2(g) + K2SO4(aq) + 8H2O(l). Calcolare quanti mL di
una soluzione 1 M di KMnO4 e quanti grammi di una soluzione di H2O2 al 5% in massa si devono far reagire per ottenere 250
mL di ossigeno gassoso alla temperatura di 20 °C e alla pressione di 1 atm.
3) La Kcr dell'acqua é 1,81 °C mol-1 kg. Calcolare quanti grammi di dietilenglicole (C4H10O3) si devono mescolare per ogni litro
di acqua ( densità dell'acqua 1 g/mL) per ottenere una soluzione che ha una temperatura di congelamento di -10 °C.
4) a) Definisci il significato di Molarità (di una soluzione);
b) Enuncia il Principio di Avogadro
c) spiega quali caratteristiche atomiche dipendono da ciascuno dei quattro numeri quantici e porta almeno un esempio che
chiarisca come i valori dei numeri quantici dipendano tra loro;
d) Descrivi con un esempio il significato di reagente limitante;
e) Spiega con un esempio come il pH può influenzare la solubilità di un sale poco solubile.
f) Massa molare
5) Il prodotto di solubilità del carbonato di calcio é KPS = 2,8x10-9. Calcolare la quantità massima di ioni calcio presenti in una
soluzione satura di carbonato di calcio esprimendone il valore in mg/L.
6) L'acido acetico (CH3COOH) ha pKa = 4,75. Calcolare quanti grammi di acetato di sodio bisogna sciogliere in 250 mL di una
soluzione 1 M di acido acetico per ottenere una soluzione tampone avente pH = 5,1.
(Prova scritta del 23 settembre 2003)
1) Scrivere il nome o la formula dei seguenti composti:
Ca(HCO3)2………..………..…………………….
AgBrO3……………………………………………
Fe2(SO4)3…………………..………………………
PCl3………………………..………………………
HCl ………………………..………………………
Fosfato di ammonio …………….…………..…………
Acido iodidrico ..……………….………………………
Solfito di sodio .........………………..………………….
Perossido di idrogeno ..………………...……………….
ossido di ferro(III) .......………………...……………….
2) Ca(OH)2 reagisce completamente con H2SO4 secondo la reazione: Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O. Calcolare quanti ml di
una soluzione 0.51 M di H2SO4 sono necessari per la completa neutralizzazione di 1 kg di una soluzione acquosa contenente
15% in massa di Ca(OH)2.
3) L'ammoniaca (NH3) ha pKb = 4,75. Scrivere la reazione corrispondente alla reazione di idrolisi dell'ammoniaca e calcolare il
pH di una sua soluzione 1,0 M.
4) Dare una definizione più accurata possibile di:
a) Numero di massa
b) Orbitale atomico
c) Legame
d) Abbassamento criscopico
e) Massa molare
5) Facendo riferimento alla teoria VSEPR descrivere la molecola di CCl4 specificando l’ibridizzazione dell’atomo centrale, i
legami in essa presenti e gli orbitali atomici, puri o ibridi, dai quali questi ultimi traggono origine.
6) La reazione: N2O4(g) 2 NO(g) è endotermica. Sulla base della legge dell'equilibrio mobile di Le Chatelier prevedere l'effetto
di un aumento di temperatura sulla costante Kp relativa all'equilibrio di dissociazione del tetrossido di diazoto.
7) L'azoto (N2) contenuto in una bombola con volume di 40 L esercita una pressione di 200 atm. alla temperatura di 20 °C.
Calcolare quanti litri di azoto misurati a condizioni normali ( 0 °C e 1 atm.) si possono ricavare per liberaziojne del gas dalla
bombola.
8) Indicare il numero di ossidazione del fosforo nei seguenti composti:
PH3________________ , Ba3(PO4)2________________, KH2PO2________________, K4P2O7________________
9) Scrivere le reazioni di idrolisi che spiegano perché una soluzione di nitrato di ferro(III) è acida mentre una soluzione di fosfato
di sodio é basica.