Politecnico di Milano – Chimica Generale
1° sem. Data: 12/02/2014 “1o scritto”
Cognome/Nome_________________________________
N° matricola
__________________________
N.B. Rispondere prima agli esercizi contrassegnati con l’asterisco e quindi agli altri, fornendo
obbligatoriamente una giustificazione della risposta e/o delle formule utilizzate.
1. Qual è il valore delle espressioni
a) (3.4H10-2) H (6.6H104) : 1.8 = _____
b) 100.8 J + 3.280 kJ - 6.475H102 J = ____
9. La clorofilla ha formula chimica C55H72O5N4Mg.
Quanti atomi contiene? Che peso molecolare ha?
__________
2. Il composto CH3CH2OH bolle a 58.6 °C alla
pressione di 349 mmHg. Nel sistema SI queste
variabili diventano (valore e unità di misura):
10. Assegnare il comportamento acido o basico ai
seguenti ossidi di elementi e dire perché:
CaO, SO2, Al2O3, Mn3O4, I2O5
3. Quale dei seguenti è un semiconduttore e un
metalloide? Cosa indicano i due termini?
a) S8
b) Ti
c) O2 d) Si e) He
11. Quali forze sono principalmente responsabili
della dissoluzione di CaCl2 in acqua?
ione-ione, ione-dipolo, dipolo-dipolo, dipoloindotto dipolo, dipolo indotto-dipolo indotto
4. Disporre i seguenti composti ionici CaO, NaF e
CaF2 nell’ordine atteso di punti di fusione.
a. NaF < CaO < CaF2
b. CaO < CaF2 < NaF
c. NaF < CaF2 < CaO
d. CaF2 < NaF < CaO
e. CaO < NaF < CaF2
12. In quale dei seguenti processi la variazione di
energia costituisce l’affinità elettronica della
specie con simbolo M?
A. M(g) + e- M-(g)
B. M-(g) M(g) + eC. M(s) + e- M-(g)
D. M-(s) M(g) + e-
5. Certe proprietà dei metalli non variano molto tra
i vari metalli, altre proprietà mostrano una
notevole diversità. Quale non varia molto?
a) durezza
d) reattività chimica
b) conducibilità elettrica
c) punto di fusione
e) nessuna di queste.
13. Se si sciolgono 41.2 g of glucosio (MW 180.
g·mol-1) in 0.400 kg di acqua (volume finale =
0.460 L), a) qual è la molarità della soluzione?
b) qual è la molalità della soluzione? c) qual è
la frazione molare del glucosio?
6. Cerchiare quale membro di ciascuna coppia
presenta le forze intermolecolari più deboli,
indicandone il tipo.
H2O o H2
CH4 o H2S
ICl o Cl2
14. Definire:
a) Entalpia di un sistema:
7. Quanti elettroni spaiati sono presenti nello stato
fondamentale di ciascuno dei seguenti atomi o
ioni(+1) designati dai numeri atomici Z = 2, Z =
15, Z = 18, Z = 13?
Atomo: a) 0,1,0,2 b) 0,4,0,3 c) 2,3,0,1
d) 2,1,0,3 e) 0,3,0,1
Ione(+1): ------------------------------------------------
b) Energia di soluzione di un sale
15. Quale delle seguenti sequenze dalle più
basse alle più alte energie di prima
ionizzazione è corretta per atomi (a sinistra) e
atomi/ioni (a destra)?
A. He<Li<Be<N<Ne
A. Zn<Ca<Ca2+<ClB. Li<Be<N<Ne<He
B Ca2+<Zn<Ca< ClC. Be<Li<N<He<Ne
C Cl-<Zn<Ca<Ca2+
D. He<Ne<N<Be<Li
D Ca2+<Ca<Zn<Cl-
8. Quale delle seguenti equazioni descrivono
l’energia reticolare di una sostanza?
A. M(s) + energia M+(g) + eB. MX(s) + energia M+(g) + X-(g)
C. X-(g) + energia X(g) + eD. M+(g) + X-(g) MX(g) + energia
1
19. Date le seguenti entalpie di reazione:
I N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
H = -91.8 kJ
H = -74.9 kJ
II C(s) + 2H2(g) CH4(g)
III H2(g) + 2C(s) + N2(g) 2HCN(g) H = 270.3 kJ
determinare il calore di reazione per la reazione:
CH4(g) + NH3(g) HCN(g) + 3H2(g)
16. Quale delle seguenti è la specie più piccola?
a) A. O2+ B. O+ C. O D. O- E. O2b) A. O2- B. F- C. F D. Cl E. Cl-
17. Dare due esempi di ioni positivi e di ioni negativi
isoelettronici
+________________-_____________
A. -256 kJ
*20. Indicare quali di questi composti o elementi
esistono in forme polimeriche o come singole
molecole, giustificando le risposte:
S8(s), CaS(s), PH3(g), SiC(g), Cs(l)
18. Completare le seguenti reazioni nucleari:
16
14
7
O + ____
N ____
Ne +
20
14
6
B. 256 kJ C. 302 kJ D. -302 kJ
C 11 H
19. Si sa che la massa nucleare di 14N è 13.998947
uma. Calcolare l’energia di legame per nucleone.
21. La massa percentuale di ossigeno in Na2B4O7 è:
A. 22.86% B. 55.65% C. 25.52% D. 69.95%
20. Fare un esempio di reazione di scambio di
leganti ed un esempio di reazione di doppio
scambio.
22. Calcolare la lunghezza d’onda di deBroglie di
un neutrone (massa = 1.67H10-27 kg) che si
sposta ad una velocità di 1.00H105 m·s-1.
A. 3.97H10-12 m
B. 2.52H1011 m
-21
C. 4.29H10 m
D. 5.11H1010 m
21. Dopo aver bilanciato le seguenti reazioni,
classificare a quale tipo di reazioni (acido-base,
redox, scambio leganti) appartengono.
23. Qual è il numero massimo di elettroni in un
atomo con la seguente serie di numeri quantici
n = 3, l = 2, ml = -1, ms = +1/2.
a) 14 b) 3 c) 10 d) 1 e) nessuno di questi
A. Cu2+(aq) + Al(s) Cu(s) + Al3+(aq)
___________________________
B. HClO3(aq) + NaOH(aq) NaClO3(aq) + H2O(l)
___________________________
C. CH3OH(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)
___________________________
D. NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
___________________________
E. UO2(s) + HF(l) UF4(s) + H2O(l)
___________________________
24. Quale dei seguenti rappresenta il primo stato
eccitato del gallio? Perché?
A. [Ar]4s2 4p1
B. [Ar]3d 4s2
2
D. [Ar]4p3
C. [Ar]4s 4d
22. Un calorimetro ha una capacità termica di 192
J·K-1. Affinché la temperatura del calorimetro
salga da 298 a 327 K, il calorimetro deve
assorbire ------- J.
A. 192
B. 5600
C. 5200 D. 6100
25. La struttura di Lewis a punti corretta per N3- è:
A.
3-
N
B.
3-
N
C.
3-
N
26. Una formula di Lewis corretta per N2O è:
23. Quanto calore (kJ) si richiede per convertire
225.0 g di acqua a 20°C in vapore a 150°C?
Esistono forme di risonanza?
cp H2O (l)
4.18 J·g-1·°C-1
Calore di vaporizzazione 2.26H103 J·g-1
H2O (l) a 100°C
cp H2O vapore
1.84 J·g-1·°C-1
2
D. Ne
33. Riempire le caselle vuote della tabella:
Composto
Nome
Catione Anione
Ionico
K+
NO3PbCrO4
Cs+
PO43NH4ClO4
Triossovanadato di
Potassio
Ag2SO4
Na+
C2O42NaNO2
Na+ Fe(CN)64Carbonato di Ammonio
K+
MnO4CaCO3
Fe2O3
27. Quale delle seguenti molecole violano la
regola dell’ottetto?
A. XeO3 B. O3 C. SO3 D. CrO3
28. Calcolare il numero totale di ioni (ioni positivi
+ ioni negativi) in 14.3 g. di CaBr2.
29. Per quale delle seguenti trasformazioni
chimiche il calore di reazione corrisponde al
calore di formazione?
A. N(g) + 3H(g) NH3(g)
B. H2NNH2(g) + H2(g) 2NH3(g)
C. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
D. 1/2N2(g) + 3/2H2(g) NH3(g)
34. C'è più zolfo nel composto CS2 o in NaS?
30. Quali affermazioni sono corrette per la
seguente equazione termochimica:
CS2(l) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2(g) H = -1075 kJ
A. Questa reazione è endotermica.
B. Per consumare completamente 1 mole di
CS2 occorrono 1075 kJ di energia termica.
C. Si rilasciano circa 1075 kJ di energia
termica per mole di SO2 prodotta.
D. Quando si forma 1 mole di CO2, vengono
rilasciati 1075 kJ di energia termica.
35. Si ha una soluzione acquosa satura di CaCO3.
Cosa succede nei casi seguenti?
A. Si aggiunge dell’idrossido di calcio
B. Si acidifica la soluzione con HCl
C. Si introduce un flusso di CO2(g)
36. Considerate le molecole: SCl2 , F2 , CS2 , CF4,
e BrCl. Quale coppia di molecole hanno
entrambe un momento dipolare?
a. CS2 e CF4
b. SCl2 e BrCl
c. BrCl e F2
d. SCl2 e CS2
31. Dopo aver assegnato la nomenclatura ai
seguenti complessi metallici, indicare la
geometria attesa e stabilire che tipi di isomeria
possono presentare:
a) [Co(NH3)4(NO2)2]Cl
b) Pt(NH3)2I2
37. Un elemento radioattivo decade con una
costante di velocità di 0.0012 anni-1. Qual è il
suo tempo di dimezzamento?
a. 2.6H101 anni
b. 3.7H102 anni
2
c. 7.9H10 anni
d. 5.8H102 anni
c) Na[Cr(C2O4)2(H2O)2]
32. Il Calcio metallico reagisce con l’acqua
secondo la reazione:
38. La vita media di un elemento radioattivo è di
10.5 min. Quanto tempo deve passare perché
il 75% dell’elemento si decomponga?
a. 21.0 min b. 10.5 min c. 31.5 min d. 42.5 min
Ca(s) + 2 H2O Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Qual è la molarità degli ioni idrossido nella
soluzione formata quando 5.00 g di calcio
metallico è sciolto in abbastanza acqua da
ottenere un volume finale di 500 mL?
3
46. Per la reazione: N2O4 + KCl → NOCl + KNO3
L’atomo ________ è ossidato e passa dallo
stato di ossidazione _______ a ________
L’atomo ________ è ridotto e passa dallo
stato di ossidazione _______ a ________
39. Assegnare il numero di ossidazione a ciascun
atomo sottolineato.
a) P4O10 _____
b) HS2O3- _______
c) CH3CHO ______ d) HPtCl6+_______
40. Classificare ognuna delle seguenti osservazioni
come proprietà fisica o proprietà chimica.
Osservazione 1: si svolgono bolle di gas
immergendo un pezzo di metallo in un acido.
_________________________________
Osservazione 2: una sostanza cristallina ha un
colore giallo. _______________________
Osservazione 3: un metallo lucente fonde a
650°C. ___________________________
Osservazione 4: La densità di una soluzione è
1.84 g·cm-3. ________________________
47. La distribuzione di Maxwell-Boltzmann a cosa
si riferisce? Perché è importante in Chimica?
48. Il Selenio è un (metallo) (nonmetallo) (metalloide)
___________ avente simbolo ______ ed un
numero atomico di _____. E' collocato nel Gruppo
___ e nel Periodo ____ della tabella periodica.
L'elemento ha ____ protoni nel nucleo. Lo ione
Seleniuro ha formula ____ e possiede ___
elettroni. L'isotopo più abbondante del selenio ha
numero di massa 80, un isotopo con ____ neutroni
nel nucleo. Il raggio ionico dello ione Seleniuro è
198 pm, quale anione di un altro elemento si
avvicina a questo valore?
41. Il rame ha due isotopi stabili, 63Cu e 65Cu.
Quanti protoni, elettroni e neutroni contiene un
atomo di 65Cu?
N° e- _______ N° p _______ N° n _______
42. Un composto contiene il 15.94% di boro e il
resto è fluoro. Qual è la formula empirica del
composto?
49. Si vuol neutralizzare una soluzione di 225 mL
di acido solforico 3.0 M. Quanti mL di una
soluzione di NaOH 1.20 M sono necessari?
43. Una delle righe comunemente usate nei laser
ad argon è la riga blu a 514 nm.
Qual è l’energia della radiazione in Joule?
50. Dopo aver bilanciato la seguente equazione
chimica:
Pb(NO3)2(aq) + Na2SO4(aq) NaNO3(aq) + PbSO4(s)
Stabilire:
a) la relativa equazione ionica:
44. Disegnare il più correttamente possibile in uno
spazio cartesiano e sul piano xy:
a) l’orbitale 3p.
b) la probabilità della distribuzione radiale della
funzione d’onda 3p
b) la relativa equazione ionica netta:
c) gli ioni spettatori …………………………
d) l’espressione del prodotto di solubilità della
specie poco solubile coinvolta
Kps =
45. Riassumete le evidenze sperimentali che
portano alla conclusione che l’acqua è una a
sostanza che possiede legami a idrogeno in
fase liquida.
4
