Politecnico di Milano – Chimica Generale
1° sem. Data: 22/11/2013 “Ia verifica”
Cognome/Nome_________________________________
N° matricola
__________________________
N.B. Fare almeno 4 esercizi per ogni sezione e fornire sempre una breve giustificazione della risposta.
1 • Misure, Cifre significative, Definizioni
1. Quante cifre significative ci sono nel numero
0.200850?
a) 2
b) 5 c) 4
d) 3
e) 6
gli zeri davanti al numero non contano, quelli dopo si
7. Si è determinata la percentuale di acqua in un
idrato salino sconosciuto allontanandola per
riscaldamento. Tre misure indipendenti danno i
valori di 19.564, 20.012 e 21.731%. (a) Come si
deve riportare tale percentuale in termini di media
e deviazione standard? (b) Che criteri si applicano
per stabilire un livello di confidenza del 95%? (c)
Le misure sono accurate e precise?
2. Qual è il valore delle espressioni
a) (2.4 H 102) H (3.6 H 10-4) : 2.1 = 2.1x10-2
b) 10.8 mL + 3280.36 μL + 6.475H10-3 L =
2.06x10-2 L (2 e 3 cifre sign., rispettivamente)
Media = xi/n = 20.463
3. Il prefisso “giga” G corrisponde a quale
fattore moltiplicativo?
a) 10–12 b) 10–9 c) 1012 d) 109 e) 106
(esponente di 10 = 9 da convenzione)
s
1
2
xi x = 1.14
N 1
Cnfidenza 95% =
x = 20±1.32 misure accurate ma non precise
8. Quale delle seguenti è una proprietà chimica di K?
a) Un cubo di potassio, dallo spigolo di 1 dm, pesa
meno di un 1 L di acqua.
b) Si ottengono gocce lucenti quando si scalda
cautamente il potassio.
c) L’idrossido di potassio si ottiene per cauta
aggiunta del potassio all’acqua.
d) Campioni di potassio possono essere laminati in
fogli sottili e tirati in fili sottili.
E’ l’unica reazione chimica: K + H2O → KOH + ½ H2
4. Nel sistema S.I. le unità per la quantità di
sostanza, potenza e massa, sono:
a) millimole, caloria e chilogrammo
b) mole, joule e grammo
c) grammo, joule e chilogrammo
-1
d) mole, watt e chilogrammo (watt = J·s )
e) chilogrammo, watt, mole
5. Il composto CH3OH bolle a 64.7 °C. Nella scala
assoluta tale temperatura corrisponde a 337.9 K
(valore e unità di misura) K = °C + 273.16
6. Quali delle seguenti proprietà fisiche NON
dipendono dalla quantità di sostanza presente
(grandezze intensive)?
a) Energia b) Volume c) Peso d) Densità
Intensiva perché rapporto tra 2 grandezze estensive.
9. Definire:
a) Energia interna di un sistema: Somma di
tutte le energie potenziali e cinetiche interne al
sistema, è una funzione che si conserva.
b) Energia reticolare: Energia rilasciata quando
una mole di ioni di segno opposto di un sale in
fase gas condensano a dare un composto ionico.
2 • Nuclei, Elementi, Tabella Periodica, Composti,
10. Quale delle seguenti affermazioni è sempre
vera per un elemento?
a) Un elemento puro ha solo una struttura.
b) Un elemento ha energia nucleare costante.
c) tutti i suoi atomi contengono lo stesso
numero di protoni.
d) tutti i suoi atomi contengono lo stesso
numero di neutroni.
E’ la definizione di elemento = atomi con stesso Z.
14. Quanti neutroni, protoni ed elettroni sono
presenti nel seguente atomo?
n: __59__
p: __47__
106
47
Ag
e: __47___
15. Indicate i tipi di decadimento nucleare di cui
siete a conoscenza:
a) processo alfa perdita spontanea di Elio-4
b) processo e- perdita di elettroni dal nucleo
+
c) processo e perdita di positroni dal nucleo
d) processo emissione di raggi gamma
e) processo di cattura elettronica
(origine??)
11. La formula chimica (NH4)3Fe(SCN)6 contiene
in totale quanti atomi?
34____ (somma 3x5+1+3x6)
16. Da quali delle seguenti reazioni si recupera
più energia :
a) fissione del 54Fe
b) fusione dell’idrogeno
c) processo alfa
d) fissione dell’235U
Dal diagramma di stabilità dei nuclei (energia per
nucleone) si ha un difetto di massa m (H→He) alto.
12. Quali dei seguenti sono elementi della serie F?
a) Re b) Sb c) Ce d) Th e) Cs (Tab. Period.)
13. Qual è la massa di 70 atomi di oro?
2.29x10-20 g = (70H197.0/NAv) ; MWAu = 197.0
17. Completare la seguente reazione nucleare:
11
5
1
B 11H 48 Be 24 He (bilancio Z e A)
18. Un elemento X consiste di due isotopi di
massa 68.93 e 70.92. Un campione di X è
risultato composto per l’60.1% di 69X e per il
39.9% di 71X. Quale è la massa atomica media
di X nel campione?
(60.1H68.93 +39.9H70.92)/2 = 69.7 (3 cifre sign.)
22. Il Tellurio è un (metallo) (nonmetallo) (metalloide)
___________ avente simbolo __Te__ ed un
numero atomico di _52_. E' collocato nel Gruppo
16__ e nel Periodo __5_ della tabella periodica.
L'elemento ha _52_ protoni nel nucleo. Lo ione
tellururo ha formula _Te2-_ e possiede 54 elettroni.
L'isotopo più abbondante del tellurio ha
numero di massa 130, un isotopo con _78_
neutroni nel nucleo. Un metallo appartenente
allo stesso periodo del Tellurio è __Ag__ .
19. Quali teorie spiegano i seguenti fatti:
a) l’abbondanza degli elementi diminuisce
circa esponenzialmente all’aumentare di Z.
b) gli elementi a numero atomico pari sono più
abbondanti di quelli dispari.
a) La nucleogenesi implica la progressiva somma di
protoni e neutroni (processi ad alta en. di attiv.)
b) I processi alfa (He-4) sono preferiti per atomi leg.
23. Il cortisone (un ormone composto di C, H e O)
ha fornito la seguente analisi elementare:
C 70.00; H 7.83; O 22.17. Determinare la
formula empirica del cortisone e, sapendo che
il suo peso molecolare è 360.5 g·mol-1,
stabilirne la formula molecolare.
C21H28O5 C = 70/12.01; H = 7.83/1.01 O =
22.17/16.00 quindi minimo comune multiplo e MW
20. L'oro-198, usato nella diagnostica delle
disfunzioni del fegato, emette radiazione beta.
Il suo periodo di emivita è di 2.69 giorni.
Calcolare quanti milligrammi rimangono nel
corpo dopo 10 giorni, somministrando una
quantità iniziale pari a 11.20 mg.
ln(N°/N) = -k·t ; k = 0.6931 t1/2 q. fin. = 85.1 mg
24. La massa molare di un composto di formula
empirica di C4H4S è 168 g·mol-1. Qual è la sua
formula molecolare?
C8H8S2 da (168 g·mol-1:84 g·mol-1)= 2
21. Quale delle seguenti coppie possiede lo
stesso numero di elettroni di valenza?
(indicarne il numero)
a) BH3 e B2H6 b) Cu+ e Cu2+ c) K+ e Na+
d) Ba2+ e Rb+ e) O2- e O2f) Ti3+ e V4+
3+
4+
Ti e V = 1 eB3e H1e
25. Indicare quali di questi composti o elementi
esistono in forme polimeriche o come singole
molecole, giustificando le risposte:
P4(s), CaBr2(s), H2Te (l), OF2(g), Sr(s)
Molec. Polimero Molec. Molec. Polimero
ionico
metallico
3 Reazioni Chimiche e Nomenclatura
26. Riempire le caselle vuote della tabella sottostante (segnalare i composti non ionici).
Catione
Na+
Mg2+
Anione
[Al(OH)4]PO43-
Co3+
Fe3+
Cu2+
[Ag(NH3)2]+
OH[Fe(NO)(CN)5]2SO42SeO42-
NH4+
[SbCl6]-
Formula
Na[Al(OH)4]
Mg3(PO4)2
TiCl4
Co(OH)3
Fe2[Fe(NO)(CN)5]3
CuSO4·5H2O
[Ag(NH3)2]2SeO4
C2H5OH
NH4[SbCl6]
Nome
Tetraidrossoalluminato di sodio
Fosfato di magnesio
Tetracloruro di titanio (covalente)
Idrossido di cobalto(III)
Pentacianonitrosilferrato(III) di ferro(III)
Solfato di rame pentaidrato
Seleniato(VI) di diamminoargento(I)
Etanolo (covalente)
Esacloroantimoniato(V) di ammonio
27. Assegnare il numero di ossidazione a ciascun atomo sottolineato.
a) V2O5 _5__ b) H2PO3- __3____ c) S2O32- __2__ d) CH3CHO _-3; +1_ e) Cu(IO4)3 _7_ f) PtCl3+_4_
28. a) Scrivere la reazione di neutralizzazione dell’acido solforico con l’idrossido di calcio. b) Cosa
caratterizza questa reazione? Il sale ottenuto è un elettrolita forte o debole?
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4↓ + 2 H2O forma un precipitato poco solubile. I sali ionici sono elettroliti forti.
29. Classificare le seguenti reazioni dopo averle completate e bilanciate:
Tipo di Reazione
Reazione
disidratazione (decomposizione)_ _ _ _ _ _ _ _ _ MgSO4·7H2O(s) MgSO4(s) + 7 H2O(g)
redox (iodometria) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 2 S2O32−(aq) + I2(aq) → S4O62−(aq) + 2I− (aq)
acido-base (neutralizzazione) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ Sr(OH)2(s) + 2 HClO4(aq) Sr(ClO4)2 + 2 H2O
redox (formazione complesso)_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ CrCl3(s) + Al(s) + 6 CO(g) → AlCl3(s) + Cr(CO)6(s)
formazione complesso (associazione) _ _ _ _ _ _ Co(NO3)3(aq) + 6 NH3(aq) [Co(NH3)6](NO3)3 (aq)
redox (comproporzione/combinazione)_ _ _ _ _ _ C(s) + CO2(g) 2 CO(g) a 25°C
2
4 • STECHIOMETRIA
30. Il ferro pentacarbonile Fe(CO)5 è un composto di coordinazione tossico, stabilire:
a) la sua massa molecolare
…195.9 uma……….
b) la composizione percentuale per ogni elemento
Fe = 55.8/195.9 = 28.5%; C 30.6 %; O 40.8%…
c) le quantità di Fe e di CO che si forma quando 5.55 g di tale composto sono decomposti per
riscaldamento (scrivere la stechiometria della relativa reazione) g Fe 1.58 g..
g CO …3.97 g
31. L’etano, C2H6, reagisce con bromo a formare bromoetano e HBr: C2H6(g) + Br2(l) → C2H5Br(l) + HBr(g).
Se si usano 10 kg di etano e 10 kg di bromo, quale reagente non reagisce totalmente e quanto ne rimane?
A. Etano, 1.9 g
B. Etano, 8.1 kg
C. Bromo, 1.9 g
D. Bromo, 8.1 g
moli C2H6: 10 kg/(30.07 kg·kmol) = 0.33 kmol; moli Br2 = 10 kg/(159.81 kg·kmol) = 0.063 kmol (reag. difetto);
il bromo reagisce tutto e l’etano rimane nella quantità: (0.33 – 0.063) moli pari a grammi 0.267x30.07= 8.03 kg
32. L’acido nitrico concentrato, HNO3, è puro al 61.0 % (p/p) e ha una densità di 1.31 g·mL-1. Calcolare la
molarità dell’HNO3 concentrato. (100 g di soluzione [di volume (100/1.31) mL] contenente 61.0 g di
HNO3); Concentrazione = moli/litro = (61.0/63.01)moli/(0.100/1.31)L = 12.68 = 12.7 M
33. Dopo aver scritto le reazioni di trasformazione del composto FeS2 con ossigeno ed acqua in acido
solforico (H2SO4), stabilire quanto acido si ottiene da 10 grammi di FeS2 se le reazioni sono quantitative.
FeS2 + 2 H2O + 7/2O2 → 2 H2SO4 + FeO ; moli FeS2 = (10 g/122.0); moli H2SO4 = 2 x moli FeS2, pari a
16.08 g [MW H2SO4 = 98.08 g/gmol ; MW FeS2 = 122.0 g/gmol]
34. Si vuol usare una soluzione 1.510 M di NaOH per fare 10.00 L di una soluzione 0.250 M nello stesso
acido. Quale volume di acqua (in mL) dove essere impiegato nella diluizione?
Vol. iniziale = (10.00 L) x (0.250 mol·L-1) : (1.510 mol·L-1) = 1.66 L Volume acqua = 10.00 -0.166 = 8.83 L
35. Quando si mescola una soluzione acquosa di nitrato d’argento e una di cromato di sodio, avviene una reazione che
forma cromato d’argento solido e una soluzione di nitrato di sodio. a) Se si aggiungono 257.8 mL di una soluzione
0.0468 M di nitrato d’argento a 156.00 mL di una soluzione 0.095 M di cromato di sodio, quale massa di cromato di
argento solido (MW = 331.8 g·mol-1) si dovrebbe formare? b) Se si ottengono 1.91 g, qual è la resa della reazione?
Reazione: 2 AgNO3 + Na2CrO4 → Ag2CrO4 + 2 NaNO3 ; poiché AgNO3 = 12.1 mmol e Na2CrO4 = 14.8 mmol
l’AgNO3 è in difetto e la massa teorica di prodotto è (6.05 mmol)x(331.8 mg·mmol-1) = 2.01 g, mentre la massa
di Ag2CrO4 ottenuta è pari a (1.91 g); perciò la resa % sarà = pratico/teorico = (1.91/2.01)x 100 = 95.0%
5 TERMOCHIMICA
36. Sono necessari 7.48 J di calore per innalzare la temperatura di 1.869 g di argento da 10.0 a 27.0 °C.
Quale è il calore specifico dell’argento?
(a) 0.235 J·g-1·K-1 (b) 4.00 J·g-1·K-1 (c) 4.20 J·g-1·K-1 (d) 4.40 J·g-1·K-1 (e) 55.9 J·g-1·K-1
Q = cp·m·T da cui (ricordando che T è sempre 17.0° qualunque unità scelta per T) cp = 0.235 J·g-1·K-1
37. Quanto calore è necessario (in kJ) per convertire 800 grammi di ghiaccio a -20°C in vapore a 120°C.
[I calori specifici del ghiaccio, acqua e vapore sono, rispettivamente, 2.03 J·g-1·K-1, 4,184 J·g-1·K-1, e
1.99 J·g-1·K-1, il calore di fusione vale 6.01 kJ·mol-1 e il calore di ebollizione vale 40.79 kJ·mol-1].
Si sommano i contributi di incremento di DH all’aumentare della temperatura compresi i passaggi di stato
(attenzione molari) considerando costante il cp nell’intervallo di esistenza della fase (approssimazione):
Q = (800x2.03x20) J + (800/18)x6.01 kJ + (800x4.184x100) J + (800/18)x40.79 kJ + (800x1.99x20) J =
32.48 kJ + 267.11 kJ + 334.72 kJ + 1812.89 kJ + 31.84 kJ = 2479 kJ
38. Quale delle seguenti variazioni di entalpia si possono indicare come entalpia standard molare di
formazione e quali come entalpia molare di combustione? (Anche più risposte, bilanciare le reazioni)
(a) H2(g) + 1/8 S8(s) + 2 O2(g) H2SO4(l)
H° = - 814.3 kJ (reaz. di formazione dagli elementi)
H° = + 136.0 kJ
(b) MnO2(s) MnO(s) + ½ O2(g)
H° = + 306.2 kJ (reaz. di formazione dagli elementi)
(c) Ca(s) + 2 C(s) CaC2(s)
(d) C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) H° = -1370.7 kJ (reaz. di combustione per O2 reagente)
39. Calcolare l’entalpia di reazione per il processo:
H° = +51 kJ
6 C(s) + 3 H2(g) → C6H6(l)
Usando le seguenti equazioni e dati:
2C6H6(l) + 15O2(g) → 12CO2(g) + H2O(l) H°= -6534 kJ (/2) = + 3267 kJ
H° = -286 kJ (x3) = - 858 kJ
½ O2(g) + H2(g) → H2O(l)
H° = -393 kJ (x6) = - 2358 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g)
3
totale = + 51 kJ
40. L’energia reticolare di KCl è 716 kJ·mol-1. L’energia reticolare approssimata di CaS sarà:
a) 700 kJ·mol-1
b) 300 kJ·mol-1
c) 3100 kJ·mol-1
d) 1500 kJ·mol-1
A meno della Costante di Madelung l’energia reticolare è l’energia di interazione Coulombiana
E = q1·q2/d e poiché gli ioni del CaS sono di dimensioni simili al KCl ma bicarica ECaS ≈ 4 x EKCl
41. L’entalpia, come l’energia interna, sono funzioni di stato. Qual è il significato di questo termine?
Funzione matematica la cui circuitazione è zero, non dipende cioè dal percorso effettuato ma solo dai
valori assunti all’inizio e alla fine della trasformazione, per es. H = Hfinale - Hiniziale.
42. Classificare ognuno dei seguenti ossidi in metallici, ionici, reticoli covalenti o molecolari, e ordinarli
secondo variazioni di entalpia crescenti per i relativi processi di dissoluzioni in acqua:
a) CO (molecolare)
b) Fe2O3 (ionico)
c) SiO2 (covalente)
d) Na2O (ionico)
e) I2O7 (molecolare)
f) Ta2O3 (ionico)
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6 RADIAZIONI, STRUTTURA DEGLI ATOMI
43. Quale tra le seguenti radiazioni porta più energia e quale ne porta meno? Fornirne il valore per 1 mole di
fotoni. (h = 6.6260755H10-34 J·sec, RH = 109677.581 cm-1):
a) Luce con = 2537 Å
b) Raggi X
c) Microonde d) Luce visibile e) Luce con = 1 Hz
~ 1019 (più alta E)
~ 1012
~ 1015
1 Hz (più bassa E)
= c/
2.2 x 1015
i valori sopra indicati si hanno passando tutte le radiazioni nella stessa unità di frequenza (Hz). E =h·
44. Lo spettro di emissione sotto riportato è quello di una specie idrogenoide in fase gas e mostra tutte le
linee risultanti dalle transizioni al primo stato eccitato dagli stati energetici superiori a questo. La linea A
ha una lunghezza d’onda di 30.4 nm.
a) Assegnare alle linee A e B i relative numeri
quantici principali implicati nella transizione.
Linea A n = _2______
Linea B n = _3________
I primi due stati eccitati dell’atomo
b) Identificare la specie mono-elettronica che da
questo spettro (fornire il simbolo dell’elemento e
la carica sulle specie). Be3+ da (1/2) = 1/Z2
Lunghezza d’onda (nm) →
45. Riempire gli spazi bianchi sottolineati:
Lo stato ad energia più bassa di un atomo è lo stato _fondamentale_, e gli stati ad energia superiore sono gli stati
_eccitati_. La meccanica quantistica ci dice l’elettrone può essere descritto da _una funzione d’onda_ e che un
livello energetico principale, detto _strato_ può essere suddiviso in _sottostrati_. I quattro tipi di queste suddivisioni,
in ordine di energia crescente, sono _s_, __p__, __d__, e __f__ . Gli elettroni esistono in regioni di spazio dette
_orbitali_ . Il sottostrato s ha __1__, quello p ha __3__, quello d ha __5__ e quello f ha __7__ livelli degeneri.
Ciascun orbitale può ospitare __2___ elettroni. La forma dell’orbitale p è descritta da _un doppio lobo_ e ha
simmetria _ungerade_.
46. Usando la notazione spettroscopica [1s22s2…], scrivere le configurazioni elettroniche per i seguenti ioni:
(a) Tl+ (notazione completa) __1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2 5p6 4f145d106s2_
(b) Sb3__[Kr] 4d105s2 5p6__
47. Per la regola di Hund quanti elettroni spaiati possiede l’anione N⎯ in fase gas dell’azoto? Scriverne la
configurazione elettronica. Conf. Elett. N : 1s22s22p3 per cui l’anione N⎯ ha la Conf. Elett.: 1s22s22p4 e
quindi possiede due elettroni spaiati in due orbitali p.
48. Quali tra i seguenti ioni o molecole in fase gas sono paramagnetici: CH3+, OH⎯ , Rh3+, NO2, SO2
Sono paramagnetici (elettroni spaiati in orbitali): lo ione Rh3+ (d incompleti) e la molecola NO2 (a 23 elettroni)
49. Stimare il valore del campo elettrico efficace (Zeff) sentito dall’elettrone più esterno del catione bivalente
dell’atomo con la seguente configurazione elettronica: 1s22s22p63s23p64s23d104p3 .
Zeff = Z(33) - Schermo e Schermo = 2×0.35 + 18×0.85 + 10×1 = 26 Zeff = 7
50. Cosa si intende per regola diagonale nell’assegnazione dei livelli energetici in atomi plurielettronici?
51. Calcolare la lunghezza d’onda (de Broglie) in nanometri di un elettrone che viaggia a un decimo (0.1)
della velocità della luce. [Massa dell’elettrone = 9.11×10-31 kg] = h/(me·c·0.1) = 2.42×10-11 m.
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