Prova scritta di Chimica del 17/9/2004
(corso Prof. V. Di Castro)
1) In un recipiente chiuso e alla temperatura T, vengono messi a reagire CO2 alla pressione di
0,60 atm ed una quantità in eccesso di C. Si stabilisce l’ equilibrio:
C(s) + CO2 (g) ↔ 2CO (g)
e la pressione totale della fase gassosa diviene 0,84 atm. Calcolare il Kp di questa reazione.
C(s)
+ CO2 (g)
2CO(g)
0,60 – x
2x
0,84 = 0,60 + x
x = 0,24
Kp=
(2x)2
(0,48)2
------------- = ------------- = 0,64
0,60 – x
0,36
2) Si introducono la stessa quantità in moli di A e B in un recipiente del volume di 0,50 litri a
1000°K. Si stabilisce l'equilibrio gassoso:
A +B C + D
All'equilibrio si sono formate 0,89 moli di D e le moli totali sono 3,00.
Quante moli di A bisogna aggiungere perché all'equilibrio si formi 1,00 moli di D?
ini
eq
eq
K=
A
+
B
x
x
x – 0,89
x – 0,89
0,61
0,61
C
+
0,89
0,89
D
0,89
0,89
x = 1,5
(0,89)2
0,79
------------- = ------------- = 2,13
(0,61)2
0,37
eq
2,13 = K =
A
x
+
B
0,5
(1,0)2
-------------x 0,5
C
1,0
+
D
1,0
1,0
x = --------------- = 0,94
2,13 0,5
aggiunta = 0,94 – 0,5 = 0,44 moli
3) Scrivere le formule minime dei seguenti composti: ortosilicato di calcio, solfito di potassio,
carbonato di sodio, idrossido di alluminio, nitrato di magnesio, perclorato di calcio, idrogeno
solfuro di zinco, cloruro di calcio
Ca2SiO4, K2SO3, Na2CO3, Al(OH)3, Mg(NO3)2, Ca(ClO4)2, Zn(HS)2, CaCl2
4) Scrivere le formule di struttura, indicando ibridizzazione ed eventuali risonanze, dei
seguenti composti: CCl4, NF3, CH3CHO, HNO3, HSO3- , H4B2O5
1
5) Calcolare il pH di una soluzione 0,020 M di acido nitroso (Ka= 4,6 * 10-4), prima e dopo
l'aggiunta di 120 milligrammi di nitrito di calcio. Il volume della soluzione è di 50 ml e non
cambia con l'aggiunta del sale.
H3O+2
Ka = -----------------Ca – H3O+
pH = 2,52
0,120
Ca (NO2)2 = --------- = 9,08 10-4
132,1
aggiunta moli
Cs = 0,018 C(NO3) = 0,036
H3O+ 0,036
Ka = ------------------0,020
H3O+= 2,56 10-4
pH = 3,59
6) Calcolare il pH di una soluzione 0,12 M di NH4Cl (Kb (NH3)= 1,8 x 10-5 ).
NH4+
+
H2O
NH3
+
H3O+
1 10-14
Ki = -------------- = 5,5 10-10
1,8 10-5
H3O+ = 5,5 10-10 0,12 = 8,1 10-6
pH = 5,09
2
Secondo Esonero di CHIMICA per Fisici,
20/03/2006
Compito A
esercizio 1: 8 punti (3+5)
a) Calcolare il Kp a 25°C per la reazione
Si(s) + 2H2(g)
utilizzando i seguenti dati termodinamici riferiti a condizione
L atm mol-1 K-1; R = 8,314 J mol-1 K-1):
H2(g)
Si(s)
SiH4(g)
S°f(H2) = 31.2 cal/K mol
S°f(Si) = 4.47 cal/K mol
S°f(SiH4) = 48.7 cal/K mol ;
SiH4(g)
standard (R = 0,0821
H°f(SiH4) = -14.8 x 103 cal/ mol
Per il calcolo della costante di equilibrio: G° =H° -TS° = -RT lnKeq
Per calcolare il G° si parte dai dati termodinamici, tenendo conto che H°f per H2 e Si(s) è
pari a 0.
H° = H°f(SiH4)-2H°f(H2) –H°f(Si) = - 14.8 x 103 cal/ mol
S° = S°f(SiH4)-2S°f(H2) –S°f(Si) = -18.2 cal/mol
G° =H° -TS° = - 9.38 Kcal/mol poichè G° = -RT lnKeq si ricava Keq = 8.15 x 106
b) se la pressione parziale iniziale dell’H2 era 0.10 Atm, calcolare la pressione parziale
all’equilibrio per SiH4.
P stato iniziale
P all’equilibrio
Si(s)
+
2H2(g)
0.1
0.1 – 2x
SiH4(g)
0
x
Kp = PSiH4/P2H2 = x/(0.1-2x)2
da cui x = PSiH4 all’equilibrio = 0.125 Atm
esercizio 2: 8 punti (6+2)
Dato l’equilibrio in fase gassosa a T=25°C,
2NOBr(g)
2NO(g) + Br2(g)
a) calcolare il valore della costante Kp per l’equilibrio (Temperatura e Volume costanti),
conoscendo il valore della pressione totale all’equilibrio Ptot = 1.2 Atm ed il valore della
pressione parziale iniziale del NOBr, PNOBr = 1.0 Atm.
P stato iniziale
P all’equilibrio
P2NOPBr2
Kp
P2NOBr
2NOBr(g)
0
0
2x
x
1
1 -2x
(2x)2(x)
(1 – 2x)2
2NO(g) + Br2(g)
Ptot = 1.2 Atm all’equilibrio
PNOBr = 1.0 Atm pressione iniziale
All’equilibrio, Ptot = 1-2x + 2x +x = 1 + x = 1.2 Atm
0.089
da cui
x = 0.2 Atm e K p =
b) conoscendo il valore di H°= 16 KJ valutare qualitativamente l’influenza sull’equilibrio di:
un aumento della concentrazione del Br2 (sposta l’equilibrio verso i reagenti)
una diminuzione della concentrazione del NOBr (sposta l’equilibrio verso i reagenti)
una diminuzione della Temperatura (sposta l’equilibrio verso i prodotti)
3
un aumento del Volume del recipiente di reazione (sposta l’equilibrio verso i prodotti)
esercizio 3: 5 punti
Calcolare il pH di una soluzione 2.0x10-4M di un acido debole HA (Ka = 1.28 x 10-5) prima e
dopo l’aggiunta a 20 ml di soluzione dell’acido, di 10 ml di una soluzione 1.0 x10-3M del suo
sale sodico NaA.
Ka = [H3O+][A-]/[HA] = [H3O+]2/(c- [H3O+])
=0
[H3O+] = 4.46 x 10-5 M pH = -log [H3O+] = 4.35
da cui [H3O+]2 + Ka [H3O+] - cKa
V dopo il mescolamento Vtot =20+10= 30 ml
concentrazione dell’acido dopo il mescolamento ca= 2x10-4 x 20/30 = 1.33 x 10-4 M
concentrazione del sale dopo mescolamento cs = 0.001 x 10/30 = 3.33 x 10-4 M
dopo l’aggiunta del sale si forma una soluzione tampone pH = pK + log cs/ca = 5.29
esercizio 4: 5 punti
Determinare se si può avere formazione di precipitato mescolando 50 ml di una soluzione 103
M di AgNO3 e 150 ml di una soluzione 0.25 M di KCl sapendo che il prodotto di solubilità a
25°C per AgCl è 1.8 x10-10.
Volume totale =150 +50 =200 ml dopo il mescolamento
[Ag+] = 10-3 x 50/200 = 2.5 x 10-4M
[Cl-] = 0.25 x 150/200 = 0.19 M
[Ag+] [Cl-] = 2.5 x 10-4M x 0.19 = 4.7 x 10-5M, valore superiore al prodotto di solubilità per
cui si ha formazione di precipitato.
esercizio 5: 4 punti
Definire l’energia di attivazione e spiegare l’influenza della variazione di temperatura sulla
velocità di una reazione chimica
4
Secondo Esonero di CHIMICA per Fisici, 20/03/2006
Compito B
esercizio 2: 8 punti (6+2)
Dato l’equilibrio eterogeneo di decomposizione:
NH4Cl(s)
NH3(g) + HCl(g)
a) calcolare Kp e le moli di HCl prodotte a T=300°C introducendo in un recipiente di V=10 L
NH4Cl(s) in eccesso ed una pressione iniziale di ammoniaca è PNH3 = 0.18 Atm sapendo
che la Ptot all’equilibrio è di 10 Atm.
NH4Cl(s)
P stato iniziale
P all’equilibrio
Kp = PNH3PHCl = (0.18 +x)(x)
NH3(g) + HCl(g)
0.18
0.18 +x x
0
Ptot = 10 Atm all’equilibrio
PNH3 = 0.18 Atm pressione iniziale
All’equilibrio, Ptot = 0.18 + x + x = 0.18 + 2x = 10 Atm
= 24.99
PHCl = 4.91 Atm assumendo un comportamento ideale
da cui
x = 4.91 Atm e K p
PV=nRT da cui n = 0.958 moli
b) sapendo che la reazione è endotermica, valutare qualitativamente l’influenza sull’equilibrio
di:
un aumento del volume (sposta l’equilibrio verso i prodotti)
un aumento del quantitativo di NH4Cl solido (non interviene)
un aumento della Temperatura (sposta l’equilibrio verso i reagenti)
un aumento della quantità di NH3
esercizio 2: 8 punti (5+3)
Per l’equilibrio in fase gassosa
il G° = -1.15 x 103 cal.
N2(g) + O2(g)
2NO(g)
a) Calcolare il valore della Kp alla temperatura di 2700K (R = 0,0821 L atm mol-1 K-1; R =
8,314 J mol-1 K-1).
Per il calcolo della costante di equilibrio: G° = -RT lnKeq
da cui
Keq = 179
b) calcolare la composizione all’equilibrio (frazioni molari) partendo da 4 moli di O2 e 6 moli
di N2
composizione iniziale
composizione all’equilibrio
N2(g) + O2(g)
6
6- x
4-
2NO(g)
4
2x
0
moli totali all’equilibrio Ntot = 6 – x + 4 – x + 2x = 10 moli
frazioni molari all’equilibrio
5
XNO = moliNO /Ntot = 2x/10
XO2 = moliO2 /Ntot = 4-x/10 XN2 = moliN2 /Ntot = 6-x/10
K= 4x2/(4-x)(6-x) da cui ricavo x =
Le moli all’equilibrio saranno quindi
moli O2 = 4-0.14= 3.86; moli N2 = 6-0.14= 5.86; moli NO = 2 0.14= 0.28
le frazioni molari = moli/moli totali
XO2 = 0.386 ; XN2 = 0.586 ; XNO = 0.028
esercizio 3: 5 punti
Calcolare il pH di una soluzione 1.5x10-2 M di acido periodico (Ka = 2.3 x 10-2) e valutare
l’effetto sul pH di un’aggiunta di 20 ml di una soluzione 0.1M di NaIO4 a 100 ml di HIO4.
Ka = [H3O+][A-]/[HA] = [H3O+]2/(c- [H3O+])
=0
da cui [H3O+]2 + Ka [H3O+] - cKa
[H3O+] = 1.03 x 10-2 M e pH = -log [H3O+] = 1.98
V dopo il mescolamento Vtot =100+20= 120 ml
concentrazione dell’acido dopo il mescolamento ca= 1.5x10-2 x 100/120 = 0.0125 M
concentrazione del sale dopo mescolamento cs = 0.1 x 20/120 = 0.0167 M
dopo l’aggiunta del sale si forma una soluzione tampone pH = pK + log cs/ca = 1.76
esercizio 4: 5 punti
Calcolare la concentrazione dello ione [Ag+] in una soluzione di AgCl in acqua pura ed in
presenza di una soluzione 0.01M di AgNO3 sapendo che il prodotto di solubilità dell’AgCl a
25°C è Kps = 1.77 x10-10.
a) In acqua pura ha luogo l’equilibrio di dissociazione del sale
[Ag+] = [Cl-] = Kps 1/2 = 1.33 x 10-5 M
b) aggiungendo il sale
che influenzerà il primo
= c= 0.01M
quindi [Ag+] = s + c
AgCl
Ag+
+ Cl-
AgNO3 con lo ione a comune si avrà la sua dissociazione
equilibrio: AgNO3 Ag+ NO3 [Ag+] = [NO3-]
e
[Cl-] = s
da cui Kps = [Ag+][Cl-] = (s +c)s da cui s = 1.78 x 10-8 M
esercizio 5: 4 punti
Definire i criteri di spontaneità di una reazione e spiegare l’influenza della temperatura
considerando il parametro entalpico ed entropico.
6
Esame scritto di Chimica 27/03/2006
Corso di Laurea in Fisica e Tecnologie Fisiche e dell’Informazione
Prof. Valeria Di Castro, Ilaria Fratoddi
Esercizio 1: 5 punti
Data la reazione:
Na2SO3 + Na2Cr2O7 + HCl Na2 SO4 + CrCl3 + H2O
a) Bilanciare con il metodo delle semireazioni in forma ionica e molecolare
14H+
+
Cr2O72- +
6 e-
2Cr3+ +
7 H2O
SO42-
8H+ + Cr2O72- + 3 SO32-
2Cr3+ + 4H2O + 3 SO42-
8HCl + Na2Cr2O7 + 3 Na2SO3
2NaCl
SO32-
+
H2O
+
2CrCl3
2H+
+
+ 4H2O
2e-
x3
+ 3 Na2SO4
+
Calcolare la quantità in grammi di CrCl3 che si forma a partire da 12,0 g di Na2SO3 e da
20,0 g di Na2Cr2O7
peso molecolare Na2Cr2O7 = 261.87 u.m.a.; in 20 g 0.076 moli
peso molecolare Na2SO3 = 126.02 u.m.a.; in 12 g 0.095 moli
il rapporto stechiometrico Na2Cr2O7 / Na2SO3 = 1/3
per cui il Na2SO3 è il reagente
limitante che si consuma tutto, mentre rimangono 0.076- 0.095/3 moli di Na2Cr2O7.
si formano 2 x 0.095/3 = 0.063 moli di CrCl3 = 10.03 grammi (p.m. CrCl3 = 158.35 u.m.a.
)
b)
Esercizio 2: 5 punti
Scrivere il diagramma energetico degli orbitali molecolari di O2, O2-, O22-. Determinare
l’ordine di legame, dire se sono paramagnetiche o diamagnetiche e metterle in ordine di
distanza di legame crescente.
2px
E
2pxyz
2pz 2py
2pz 2py
2pxyz
2px
2s
2s
2s
2s
2
2
2
O2 2s) *2s) 2px) 2py)2 2pz)2 2py )1 2pz)1 *2px); ordine di legame
2
2
2
2
O2- : 2s) *2s) 2px) 2py)2 2pz)2 2py )2 2pz)1 *2px); ordine di legame
1,5
2
2
2
O22- : 2s) *2s) 2px) 2py)2 2pz)2 2py )2 2pz)2 *2px); ordine di legame
1
Distanza di legame crescente : O2 (paramagnetico) < O2- (paramagnetico) < O22(diamagnetico)
Esercizio 3: 5 punti
7
Scrivere le formule di struttura, indicando geometria, ibridizzazione ed eventuali risonanze
dei seguenti composti:
BF3
CO2
C2H2
NO2PCl6Esercizio 4: 6 punti
A 900K la reazione
C2H6(g) C2H4(g) + H2(g)
presenta un G°= 22.2 KJ
-1
mol .
a) Calcolare la percentuale di H2 e la pressione parziale dell’idrogeno all’equilibrio,
partendo da 1.2 moli di etano e sapendo che all’equilibrio Ptot = 1.3 Atm.
Per il calcolo della costante di equilibrio:
G° =H° - TS° = -RT lnKeq (R = 8,314 J mol-1 K-1)
Keq = e –(G°/RT) = 2.9667
per la reazione
moli inizio
moli equilibrio
+x
C2H6(g) C2H4(g)
1.2
0
1.2 – x
x
+
H2(g)
0
x
moli totali: 1.2 – x + x + x = 1.2
Kp = Ptotx/(1.2 + x) Ptotx/(1.2 + x) =
Ptot x2
da cui si ricava x = 1.00065
Ptot1.2 -x
(1.2 – x) (1.2 + x) % H2 = 45%
1.2 +x
PH2 all’eq = 0.59 Atm
b) Conoscendo il valore del H = 24.4 Kcal/mol, descrivere la dipendenza della costante di
equilibrio K dalla temperatura.
Reazione endotermica, per l’equazione di van’t Hoff un aumento della T favorisce la
formazione dei prodotti, ovvero K aumenta.
Esercizio 5: 5 punti
Calcolare il pH di una soluzione 0,1 M di CH3COOH (Ka = 1,8 • 10-5) ed il pH della
soluzione ottenuta mescolando 400 mL di soluzione di acido acetico con 100 ml di una
soluzione 0,2 M di NaOH.
a) pH di una soluzione di acido debole: HA + H2O A- + H3O+
Ka = [H3O+][A-]/[HA] = [H3O+]2/(c-[H3O+]) ≈ [H3O+]2/c da cui [H3O+] = √ Ka c =
0.0013; pH = -log[H3O+] = 2.87
b) parte dell’acido viene consumato dalla base, formando il sale NaA: HA + NaOH NaA
+ H2O
moli base NaOH = moli sale prodotte = 0.2 • 0.1 = 0.02
moli acido debole rimaste = (0.1 • 0.4 ) –(0.2 • 0.1) = 0.02
si forma una soluzione tampone, per la quale si può scrivere Ka = (cs + x) x / (ca - x) in cui si
può trascurare x e scrivere Ka = (cs ) x / (ca) da cui
pH = pK + log cs/ca = pK = 4.74
Esercizio 6: 4 punti
Descrivere il legame nei solidi ionici e definire l’energia reticolare
Energia Reticolare di un cristallo è l’energia che si libera quando un grammo molecola del
cristallo si forma dai suoi ioni gassosi. Non è misurabile direttamente ma i valori possono
essere ottenuti da dati termodinamici utilizzando il ciclo di Born Haber. I valori teorici si
possono calcolare considerando l’interazione elettrostatica tra i due ioni:
Interazione
elettrostatica E = - NaAZ+Z- e2/r costante di Madelung, equazione di Born Landè, U= NaAZ+Z- e2/r + - NaB/rn
8
Esame scritto di Chimica 14/07/2006
Corso di Laurea in Fisica, Astrofisica, Tecnologie Fisiche e dell’Informazione
Prof. Valeria Di Castro, Ilaria Fratoddi, Stefano Stranges
Esercizio 1: 5 punti
Data la reazione:
As2O3 + Zn + HCl AsH3 + ZnCl2 + H2O
c) Bilanciare con il metodo ionico-elettronico in forma ionica e molecolare
Zn
As2O3
+
+
12H3O+
As2O3 + 6Zn + 12H3O+
As2O3 + 6Zn + 12HCl
d)
+
12e-
Zn2+ 2 e2AsH3 +15H2O
2AsH3 +
2AsH3 +
6Zn2+ +
6ZnCl2 +
x6
15H2O
3H2O
Calcolare il volume di AsH3 prodotto a partire da 10,0 g di As2O3 e da 5,0 g di Zn alla
T = 30°C e P =2 Atm
peso molecolare Zn = 65,38 u.m.a.; in 5 g 0.08 moli
peso molecolare As2O3 = 197,84 u.m.a.; in 10 g 0.05 moli
il rapporto stechiometrico As2O3 / Zn = 1/6 per cui lo Zn è il reagente limitante che si
consuma tutto, mentre rimangono 0,05 – 0,08/6 =0,037 moli di As2O3.
si formano 2 x 0.08/6 = 0.027 moli di AsH3 = 2.104 grammi (p.m. AsH3 = 77,94 u.m.a. ),
che nelle condizioni indicate corrispondono ad un volume pari a: V = nRT/P= 0.027 x 0.0821
x 303 /2 = 0.317 l
R= 0.0821 atm dm3 K-1 mol-1
Esercizio 2: 5 punti
Descrivere il legame idrogeno indicando in quali casi si forma. Dire quali proprietà chimicofisiche sono maggiormente influenzate dalla formazione di questo legame.
Esercizio 3: 5 punti
Scrivere le formule di struttura, indicando geometria, ibridizzazione ed eventuali risonanze
dei seguenti composti:
BCl3
N2O
HClO3
SCl6
Esercizio 4: 6 punti
Per la reazione endotermica N2(g) + O2(g) 2NO(g) la costante di equilibrio è Kc =
6,2•10-4
a 2000°C.
Determinare il modo in cui evolve il sistema costituito da 4.0•10-2 moli di N2 , 4.0•10-2 moli di
O2 e 2.0•10-2 moli di NO posti in un recipiente da un litro e portati alla temperatura di
2000°C, e la composizione all’equilibrio espressa in frazioni molari.
per la reazione
moli inizio
N2(g) +
4•10-2
O2(g)
4•10-2
2NO(g)
2•10-2
9
moli equilibrio
moli totali:
Kc =
4•10-2 + x
4•10-2 + x
2•10-2 - 2x
4•10-2 + x + 4•10-2 + x + 2•10-2 - 2x
(2•10-2 –2x)2
(4•10-2 + x) (4•10-2 + x)
da cui √ Kc
=
= 10•10-2
(2•10-2 –2x)
(4•10-2 + x)
da cui x = 0.0094 moli
Frazione molare NO = (0.02-2•0.0094)/10 = 0.00012
Frazione molare N2 =frazione molare O2 = (1-frazione molare NO)/2 = 0.0494
Esercizio 5: 5 punti
Calcolare il pH di una soluzione 0,1 M di NH3 (Kb = 1,8 • 10-5) ed il pH della soluzione
ottenuta mescolando 800 mL di soluzione di ammoniaca con 200 ml di una soluzione 0,2 M
di HCl.
b) pH di una soluzione di base debole:
B + H2O BH+ + OH-
Kb = [BH+][OH-]/[B] = [OH-]2/(cb-[OH-]) ≈ [OH-]2/cb da cui [OH-] = √ Kb cb =
√ 1,8 • 10-5 • 0,1 = 1,3 • 10-3 ; pOH = -log[OH-] = 2.89;
pH =14-pOH = 11,11
c) parte della base viene consumata dall’acido, formando il sale NH4Cl:
NH3 + HCl NH4Cl + H2O
Si avrà una soluzione tampone costituita da ammoniaca e cloruro d’ammonio in
equilibrio:
NH3 + H2O NH4Cl + OHmoli di base debole NH3 iniziali = 0,8 • 0,1 = 0,08 moli
0,04 moli di acido reagiscono con 0,04 moli di base formando 0,04 moli di sale e rimangono
quindi
moli acido HCl aggiunte = moli di NH4Cl formatosi = 0,2 • 0,2 = 0,04 moli
moli di base debole NH3 residue = 0,08 - 0,04 = 0,04 moli
si forma una soluzione tampone, per la quale si può scrivere
Kb = = [NH4+][OH-]/[NH3] = (cs + x) x / (cb - x) in cui si può trascurare x e scrivere
Kb = (cs ) x / (cb) da cui pOH = pKb + log cs/cb = pKb = 4,75
e
pH =14-pOH = 9.25
Esercizio 6: 5 punti
Definire acidi e basi secondo Bronsted e Lewis
10
Esame scritto di Chimica 13/09/2006
Corso di Laurea in Fisica, Astrofisica, Tecnologie Fisiche e dell’Informazione
Prof. Valeria Di Castro, Ilaria Fratoddi, Stefano Stranges
Esercizio 1 (5 punti)
Data la reazione:
K2Cr2O7 (s) + HBr (aq) Br2 (l) + CrBr3 (s) + H2O (l) + KBr
(s)
e)
Bilanciare con il metodo ionico-elettronico in forma ionica e molecolare
f)
Calcolare la quantita’ massima in grammi di CrBr3(s) ottenibile a partire da 12,0 g di
K2Cr2O7.
Esercizio 2 (6 punti)
a) Calcolare l’entalpia standard di formazione a 25°C del propano, C3H8 (g), conoscendo i
seguenti dati alla stessa temperatura:
H°comb, C3H8 (g) = -2221 kJ/mol, relativo alla reazione C3H8 (g) + 5O2(g) 3CO2 (g) +
4H2O (l)
(H°f, CO2 (g) = -394 kJ/mol)
(H°f, H2O (l) = -286 kJ/mol)
b) definire l’energia libera di Gibbs e descrivere quali informazioni fornisce riguardo la
spontaneita’ di una reazione chimica.
Esercizio 3 (5 punti)
Scrivere le formule di struttura, indicando geometria, ibridizzazione ed eventuali risonanze
dei seguenti composti:
C6H6
NF3
HSO3N2H4
BeCl2
Esercizio 4 (5 punti)
Alla temperatura T = 20°C, la Kp dell’equilibrio: NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g)
è pari a Kp= 5.0 x 10-2.
In un recipiente vuoto del volume di 1,5 l, alla stessa temperatura, vengono introdotte 0,012
moli di H2S(g) ed una quantità sufficiente di NH4HS(s) per dare luogo all’equilibrio
eterogeneo. Determinare la frazione molare dei componenti all’equilibrio.
Esercizio 5 (5 punti)
Quante moli di acido formico (Ka= 1,8 x 10-4) occorre utilizzare per avere un litro di
soluzione a pH=2,0? Quale sarà il pH della soluzione se si aggiungono anche 0,54 moli di
formiato di sodio (HCOONa)?
Esercizio 6 (4 punti)
Definire il legame e le proprietà generali nei solidi molecolari e solidi covalenti indicando un
esempio di entrambi.
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