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POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica
I Prova IN ITINERE- 20 Novembre 2015. Compito A
AVVERTENZE: scrivere le soluzioni sull’apposito foglio che va completato con tutti i dati richiesti prima di iniziare la
prova e che deve essere consegnato alla fine senza la minuta. Le soluzioni vanno scritte nello stesso ordine
numerico degli esercizi proposti. I calcoli devono essere indicati per esteso e le risposte devono essere motivate.
Esercizio 1 (3 punti). Quanti litri di CH4(g) misurati 23.4°C e 768 mmHg bisogna bruciare per fornire il calore necessario
a evaporare 3.78 L di acqua a 100°C?
∆Hcomb CH4 = -8.90 102 kJ/mol. Per H2O(l) a 100°C, d = 0.958 g/cm3 e ∆Hvap = 40.7 kJ/mol.
Risp:
Calore richiesto = 3.78 L x (1000 cm3/L x 0.958 g/cm3) x (1 mol/18 g/mol) x (40.7 kJ/mol) = 8.18 103 kJ
Quantità richiesta di CH4 = 8.18 103 kJ x (1 mol CH4/890 kJ) = 9.19 mol CH4
V = nRT/V = 9.19 mol x 0.082 x 296.6 /(768 mmHg x 1 atm/760 mmHg) = 221 L
Esercizio 2 (4 punti). Dati i seguenti composti molecolari: S2O; IF6+; CF3CN; BI3
Scrivere la formula di struttura, determinare la geometria dei campi elettronici e la geometria della molecola e dire
che tipo di orbitale ibrido utilizza l’atomo centrale.
Risp:
S2O = campi elettronici: trigonale; molecola: angolare; sp2
IF6+ = campi elettronici: ottaedrica; molecola: ottaedrica; sp3d2
CF3CN = per CF3 campi elettronici e parte molecole: tetraedrica sp3 – per CN campi elettronici e molecola lineare; sp.
BI3 = campi elettronici e molecola : trigonale planare: sp2
Esercizio 3 (3 punti). Un calorimetro contiene 100 mL di HCl 0.30 M a 20.3°C. Quando si aggiungono 1.82 g di Zn(s) la
temperatura sale a 30.5°C. Quale è il calore di reazione per mole di Zn. Assumere che il sistema abbia la stessa
capacità termica dell’acqua (4.18 J/g °C), che non vi siano perdite di termiche per lo sviluppo di idrogeno e trascurare
la capacità termica del calorimetro. Reazione Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+ (aq) + H2(g)
Risp:
0.1L x 0.3 M = 0.03 mol HCl e 1.82 g /65.4 g/mol = 0.0278 mol Zn
La stechiometria richiede 2 mol di HCl per mol di Zn, quindi HCl è il reagente limitante.
La reazione e esotermica. Trascuriamo il piccolo eccesso di Zn(s) e assumiamo che il volume della soluzione rimanga
100 mL.
DH = - (100 mL x 1.0 g/mL x 4.18 J/g°C x (30.5-20.3)) = - 4264 kJ
Mol di Zn = 0.03 x ½ = 0.015
DH = - 4264 kJ / 0.015 mol = x 1000 = 284,3 kJ
Esercizio 4 (3 punti). Considerate le seguenti affermazioni e dite (motivando) se sono vere o false:
a) Gli elettroni in un orbitale p sono più efficaci degli elettroni negli orbitali s nello schermare gli altri elettroni
dalla carica nucleare.
b) Zeff per un elettrone in un orbitale s è più bassa di quella per un elettrone in un orbitale p nello stesso guscio.
c) Gli elettroni in orbitali con l=1 penetrano meglio di quelli con l=2.
d) Risp:
a) Falso, gli orbitali s hanno una maggiore probabilità di essere vicini al nucleo, quindi schermano meglio
b) Vero, gli orbitali s penetrano meglio dei p e d e quindi schermano meglio la carica nucleare
c) Vero, gli elettroni negli orbitali p penetrano meglio di quelli negli orbitali d.
Esercizio 5 (3 punti). Tra le seguenti sostanze: BF3, Na2SO3, IF5, NH2OH quali sono sicuramente costituite da ioni e quali
da molecole? Quali tipi di interazione sono responsabili della formazione del solido cristallino e che tipo di solido si
forma?
Risp:
Ioni: 2Na+ SO32Na2SO3, solidi ionici: attrazione elettrostatica
BF3, solidi molecolari: dipolo ind.–dipolo ind.
IF5, solido molecolare: dipolo -dipolo
NH2OH, solido molecolare: legame idrogeno
Esercizio 6 (3 punti). Spiegare che cosa è il fenomeno della risonanza.
Risp:
Vedere slide del corso
Esercizio 7 (3 punti). Il butanolo (CH3(CH2)2CH2OH) e il pentano (CH3(CH2)3CH3) hanno circa stessa massa, tuttavia la
viscosità (a 20°C) del butanolo è molto più alta di quella del pentano. Spiegare la differenza.
Risp:
Le interazioni intermolecolari del butanolo sono dominate dal legame ad idrogeno, che è molto più forte delle forze di
dispersione di london che dominano nel pentano
Esercizio 8 (4 punti). Bilanciare la seguente reazione
S+ NaOH Na2S + Na2S2O3 + H20
120 g di S reagiscono con 95 g di NaOH. Determinare il reagente limitante. Calcolare inoltre i litri di H2S gassoso che si
otterrebbero in condizioni normali qualora tutto il solfuro di sodio prodotto dalla reazione venisse convertito in H2S
per aggiunta di un acido.
Risp:
4S+ 6NaOH 2Na2S + Na2S2O3 + 3H20
Moli NaOH: 95 g / 40 g/mol = 2.375 moli
Moli S : 120 g / 32 g/mol = 3.75 moli
Rapporto stechiometrico S/NaOH = 2:3. Per consumare 3.75 moli di S occorrerebbero (3.75/2)*3 moli di NaOH, quindi
5,625 moli. Se ne hanno a disposizione solo 2, quindi NaOH è il reagente limitante.
Moli di Na2S prodotte dalla reazione = 1/3 moli di NaOH, quindi 0.79 moli.
Moli di H2S= 0.79 moli
Litri di H2S =22.4L*0.79= 17.7L
Esercizio 9 (3 punti).
Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione di K2SO4 al 20% in peso. La costante ebullioscopica dell’H2O è
0.52 °C Kg/mole.
Risp:
Su 100 g di soluzione si avranno 20 g di K2SO4 e 80 g di H2O.
Moli di K2SO4 = 20 g / 174.2 g/mol = 0.115 moli
Molalità soluzione = 0.115 moli/ 0.08 Kg = 1.438 moli/Kg
∆T = Ke * m * ν = 0.52* 1.438 * 3 = 2.24 °C
Te soluzione = 100 °C + 2.24 °C = 102.24 °C
Esercizio 10 (4 punti)
Un composto è formato da C, H e O. 8 g del composto trattati con eccesso di ossigeno forniscono 17.748 g di CO2 e
9.684 g di H2O. Si determini la struttura del composto. Determinare inoltre quanto composto occorrerebbe per
ottenere la stessa quantità di H2O se la resa della reazione fosse del 65%.
Risp:
Moli di CO2: (17.748 /44)= 0.4 moli
Moli di H20: (9.684 /18)= 0.54 moli
Moli di C: 0.4 moli
Grammi di C = 0.4 moli *12 g/moli = 4.8 g
Moli di H: 0.54*2=1.08 moli
Grammi di H = 1.08 moli *1 g/moli = 1.08 g
Grammi di O= (8g – 4.8g – 1.08g) = 2.12 grammi Moli di O = 2.12/16= 0.1325 moli
Dai rapporti molari dei tre elementi si ricava che la formula composto è C3H9O
Quantità di C3H9O necessaria se la resa fosse del 65 %: (8*100)/65= 12.31 g
POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica
I Prova IN ITINERE- 20 Novembre 2015. Compito B
AVVERTENZE: scrivere le soluzioni sull’apposito foglio che va completato con tutti i dati richiesti prima di iniziare la
prova e che deve essere consegnato alla fine senza la minuta. Le soluzioni vanno scritte nello stesso ordine numerico
degli esercizi proposti. I calcoli devono essere indicati per esteso e le risposte devono essere motivate.
Esercizio 1 (3 punti). Considerate le seguenti affermazioni e dite (motivando) se sono vere o false:
a) Gli elettroni in un orbitale s sono più efficaci degli elettroni negli orbitali p nello schermare gli altri elettroni
dalla carica nucleare.
b) Zeff per un elettrone in un orbitale p è più bassa di quella per un elettrone in un orbitale s nello stesso guscio.
c) Gli elettroni in orbitali con l=1 penetrano meglio di quelli con l=2.
d) Risp:
a) Vero, gli orbitali s hanno una maggiore probabilità di essere vicini al nucleo, quindi schermano meglio
b) Falso, gli orbitali s penetrano meglio dei p e d e quindi schermano meglio la carica nucleare
c) Vero, gli elettroni negli orbitali p penetrano meglio di quelli negli orbitali d.
Esercizio 2 (3 punti). Spiegare che cosa è il fenomeno della risonanza.
Risp:
Vedere slide del corso
Esercizio 3 (4 punti). Bilanciare la seguente reazione
S+ NaOH Na2S + Na2S2O3 + H20
112 g di S reagiscono con 80 g di NaOH. Determinare il reagente limitante. Calcolare inoltre i litri di H2S gassoso che si
otterrebbero in condizioni normali qualora tutto il solfuro di sodio prodotto dalla reazione venisse convertito in H2S per
aggiunta di un acido.
Risp:
4S+ 6NaOH 2Na2S + Na2S2O3 + 3H20
Moli NaOH: 80g / 40 g/mol = 2 moli
Moli S : 112 g / 32 g/mol = 3.5 moli
Rapporto stechiometrico S/NaOH = 2:3. Per consumare 3.5 moli di S occorrerebbero (3.5/2)*3 moli di NaOH, quindi
5,25 moli. Se ne hanno a disposizione solo 2, quindi NaOH è il reagente limitante.
Moli di Na2S prodotte dalla reazione= 1/3 moli di NaOH, quindi 0.67 moli.
Moli di H2S= 0.67 moli
Litri di H2S =22.4L*0.67= 15L
Esercizio 4 (4 punti). Dati i seguenti composti molecolari: ICl6+; S2O; CBr3CN; BF2Cl
Scrivere la formula di struttura, determinare la geometria dei campi elettronici e la geometria della molecola e dire che
tipo di orbitale ibrido utilizza l’atomo centrale.
Risp:
ICl6+ = campi elettronici: ottaedrica; molecola: ottaedrica; sp3d2
S2O = campi elettronici: trigonale; molecola: angolare; sp2
CBr3CN = per CF3 campi elettronici e parte molecole: tetraedrica sp3 – per CN campi elettronici e molecola lineare; sp.
BF2Cl = campi elettronici: triangolare planare; molecola: planare triangolare; sp2
Esercizio 5 (3 punti).
Calcolare la temperatura di ebollizione di una soluzione di K2SO4 al 10% in peso. La costante ebullioscopica dell’H2O è
0.52 °C Kg/mole.
Risp:
Su 100 g di soluzione si avranno 10 g di K2SO4 e 90 g di H2O.
Moli di K2SO4 = 10 g / 174.2 g/mol = 0.057 moli
Molalità soluzione = 0.057 moli/ 0.09 Kg = 0.638 moli/Kg
∆T = Ke * m * ν = 0.52* 0.638 * 3 = 0.995 °C
Te soluzione = 100 °C +0.995 °C = 100.995 °C
Esercizio 6 (3 punti). Tra le seguenti sostanze: BCl3, K2SO3, IBrF4, NH2F quali sono sicuramente costituite da ioni e quali
da molecole? Quali tipi di interazione sono responsabili della formazione del solido cristallino e che tipo di solido si
forma?
Risp:
Ioni: 2K+ SO32K2SO3, solidi ionici: attrazione elettrostatica
BCl3, solidi molecolari: dipolo ind.–dipolo ind.
IBrF4, solido molecolare: dipolo -dipolo
NH2F, solido molecolare: legame idrogeno
Esercizio 7 (3 punti). Quanti litri di CH4(g) misurati 23.4°C e 768 mmHg bisogna bruciare per fornire il calore necessario
a evaporare 3.78 L di acqua a 100°C?
∆Hcomb CH4 = -8.90 102 kJ/mol. Per H2O(l) a 100°C, d = 0.958 g/cm3 e ∆Hvap = 40.7 kJ/mol.
Risp:
Calore richiesto = 3.78 L x (1000 cm3/L x 0.958 g/cm3) x (1 mol/18 g/mol) x (40.7 kJ/mol) = 8.18 103 kJ
Quantità richiesta di CH4 = 8.18 103 kJ x (1 mol CH4/890 kJ) = 9.19 mol CH4
V = nRT/V = 9.19 mol x 0.082 x 296.6 /(768 mmHg x 1 atm/760 mmHg) = 221 L
Esercizio 8 (4 punti)
Un composto è formato da C, H e O. 4 g del composto trattati con eccesso di ossigeno forniscono 8.784 g di CO2 e
4.842 g di H2O. Si determini la struttura del composto. Determinare inoltre quanto composto occorrerebbe per
ottenere la stessa quantità di H2O se la resa della reazione fosse del 58%.
Risp:
Moli di CO2: (8.784/44)= 0.2 moli
Moli di H20: (4.842/18)= 0.27 moli
Moli di C: 0.2 moli
Grammi di C = 0.2 moli *12 g/moli = 2.4 g
Moli di H: 0.27*2=0.54 moli
Grammi di H = 0.54 moli *1 g/moli = 0.54 g
Grammi di O= (4g -2.4g -0.54g) = 1.06 grammi Moli di O = 1.06/16= 0.06 moli
Dai rapporti molari dei tre elementi si ricava che la formula composto è C3H9O
Quantità di C3H9O necessaria se la resa fosse del 58 %: (4*100)/58= 6.89 g
Esercizio 9 (3 punti). Il tetracloruro di carbonio (CCl4) e mercurio hanno viscosità simili a 20°C. Spiegare.
Risp:
Se le due sostanze hanno la stessa viscosità, significa che le intensità delle interazioni inter/intra sono circa le stesse,
anche se di natura diverse. InCCl4 sono forze di dispersione di London e in Hg sono metalliche.
Esercizio 10 (3 punti). Un calorimetro contiene 100 mL di HCl 0.30 M a 20.3°C. Quando si aggiungono 1.82 g di Zn(s) la
temperatura sale a 30.5°C. Quale è il calore di reazione per mole di Zn. Assumere che il sistema abbia la stessa capacità
termica dell’acqua (4.18 J/g °C), che non vi siano perdite di termiche per lo sviluppo di idrogeno e trascurare la capacità
termica del calorimetro. Reazione Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+ (aq) + H2(g)
Risp:
0.1L x 0.3 M = 0.03 mol HCl e 1.82 g /65.4 g/mol = 0.0278 mol Zn
La stechiometria richiede 2 mol di HCl per mol di Zn, quindi HCl è il reagente limitante.
La reazione e esotermica. Trascuriamo il piccolo eccesso di Zn(s) e assumiamo che il volume della soluzione rimanga 100
mL.
DH = - (100 mL x 1.0 g/mL x 4.18 J/g°C x (30.5-20.3)) = - 4264 kJ
Mol di Zn = 0.03 x ½ = 0.015
DH = - 4264 kJ / 0.015 mol = x 1000 = 284,3 kJ