scarica il file

Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
1
Risposte a problemi scelti
Capitolo 1
1.2 I solidi e i liquidi hanno volumi fissi; cioè, non riempiranno necessariamente la totalità di un
recipiente. I gas assumono il volume del loro recipiente.
(a) gas
(b) liquido
(c) liquido
1.3 Una proprietà fisica di un campione di sostanza è una proprietà che può essere misurata senza fare
interagire il campione con un'altra sostanza.
(a) Il colore (giallo-verde, argenteo, bianco) e lo stato fisico (gas, cristalli) sono proprietà fisiche; la
reazione del sodio con il cloro è una trasformazione chimica.
(b) Il magnetismo e il colore (nero, bianco) sono proprietà fisiche.
1.4 (a) Trasformazione fisica; varia soltanto la temperatura.
(b) Trasformazione chimica; il processo di «tostatura» implica un cambiamento di composizione.
(c) Trasformazione fisica; cambiano soltanto le dimensioni dei pezzi.
(d) Trasformazione chimica; la legna e le ceneri hanno differenti composizioni.
1.5 (a) Il carburante
(b) La legna
1.9 Lavoisier mostrò che, durante la combustione, la massa totale rimaneva costante. Mostrò anche che
il volume dell'aria diminuiva mentre un componente dell'aria veniva «assorbito».
1.14 (a) [(100 cm)/(1 m)]2
(b) [(103 m)/1 km)]2
(c) [(103 m)/(1 km)] × [(102 cm)/(1 m)] × [(1 h)/(3600 s)]
(d) [(103 g)/(1 kg)] × [(1 m)/(102 cm)]3
1.15 Una proprietà intensiva dipende soltanto dal tipo di sostanza nel campione; una proprietà
estensiva dipende dalla quantità di sostanza presente.
(a) e (c) sono proprietà estensive; (b) e (d) sono proprietà intensive
1.20 0,128 nm
1.22 (a) 1,77 · 10-9 km2
(b) 8,85 dollari
1.32 7,0 · 1010 ng (supponendo che la vostra massa corporea sia 70 kg)
1.23 5,52 · 103 kg/m3
1.25 (a) 1,72 · 10-9 mm3
(b) 2 · 10-10 L
1.26 (a) 9,626 cm3
(b) 64,92 g
1.27 2,70 g/cm3
1.28 (a) 22 °C; 295 K
(b) 109 K; -263 °F
(c) -173 °C; -459 °F
1.29 (a) 5,45 · 10-7 m
(b) 6830 Å
1.30 1,53 · 10-6 cm
1.33 Gli zeri iniziali non sono mai significativi; gli zeri interni sono sempre significativi; gli zeri
terminali a destra della virgola decimale sono significativi; gli zeri terminali a sinistra della virgola
decimale sono significativi soltanto se sono il risultato di una misurazione.
1.35 (a) 0,39
(b) 0,039
(c) 0,0390
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
2
(d) 3,0900 · 104
1.36 (a) 0,000 36
(b) 35,83
(c) 22,5
1.37 600
1.38 (a) 1,34 m
(b) 3,350 · 103 cm3
(c) 4,43 · 102 cm
1.39 (a) 1,310 000 · 105
(b) 4,7 · 10-4
(c) 2,100 06 · 105
(d) 2,1605 · 103
1.40 (a) 5500
(b) 10070
(c) 0,000 000 885
(d) 0,003 004
1.41 (a) 8,025 · 104
(b) 1,0098 · 10-3
(c) 7,7 · 10-11
1.42 (a) 4,06 · 10-19 J
(b) 1,56 · 1024 molecole
(c) 1,82 · 105 J/mol
1.43 (a) l'altezza è misurata, non esatta
(b) il numero di pianeti è contato e quindi è un numero esatto
(c) il numero di grammi in 1 libbra non è una definizione della libbra e quindi non è un numero esatto
(d) vi sono 1000 mm in 1 m per definizione, e quindi 1000 mm è un numero esatto
1.44 7,50 ± 0,05 cm
1.45 (a) Imedia = 8,72 g, IImedia = 8,72 g, IIImwdia = 8,50 g, IVmedia = 8,56 g; gli insiemi di dati I e II sono
i più accurati
(b) III è l'insieme di dati più preciso, ma il meno accurato
(c) I ha la migliore combinazione di alta accuratezza e alta precisione
(d) IV ha sia bassa accuratezza sia bassa precisione
1.51 (a) 0,21 g/L, galleggerà
(b) CO2 è più denso dell'aria, affonderà
(c) 0,30 g/L, galleggerà
(d) O2 è più denso dell'aria, affonderà
(e) 1,4 g/L, affonderà
(f) 0,50 g
1.52 d = 11,7 g/cm3, la corona non è di oro puro.
1.55 (a) -195,79 °C
(b) -320,42 °F
(c) 5,05 L
1.57 (a) 2,6 m/s
(b) 16 km
(c) 12:45 pomeridiane
1.62 temperatura di solidificazione = 3,7 °X, temperatura di ebollizione = 63,3 °X
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
3
Risposte a problemi scelti
Capitolo 2
2.1 Un elemento è costituito da una sola specie di atomo; un composto è costituito da più di una
specie di atomo.
2.4 (a) Avendo composizione costante, è un composto.
(b) Poiché tutti gli atomi sono identici, è un elemento.
(c) Avendo una composizione variabile, è una miscela.
(d) Avendo una composizione costante, è un composto.
2.9 Il campione di partenza era una miscela perché era costituito da più di un componente.
2.11 (a) tutte le sostanze
(b) i composti
(c) i composti
2.13 (a) La legge della composizione definita e costante: la composizione è indipendente dalla fonte.
(b) La legge di conservazione della massa: la quantità totale di materia resta invariata.
(c) La legge delle proporzioni multiple: entrambe le sostanze sono pure, ma due elementi possono
combinarsi in due differenti rapporti.
2.14 (a) No: la composizione è indipendente dalla quantità. Il doppio dell'elemento A si combinerà
con il doppio dell'elemento B, e la composizione del composto formato sarà la stessa.
(b) Sì; una maggiore quantità di composto conterrà una quantità proporzionalmente maggiore di
ciascun elemento componente.
2.16 Questi due esperimenti illustrano la legge della composizione definita e costante. Il composto blu
sconosciuto si decompone nello stesso modo in entrambi gli esperimenti, dando il 36% di composto
bianco e il 36% di gas incolore. Illustrano anche la legge di conservazione della massa, perché in
entrambi i casi la massa totale prima della reazione è uguale alla massa totale dopo la reazione.
2.17 (a) 1,34 g
(b) 0,514 Ca; 0,486 F
(c) 51,4% Ca; 48,6% F
2.18 (a) 0,603
(b) 262 g Mg
2.19 3,498 · 106 g Cu, 1,766 · 106 g S
2.20 (0,905 g S)/(1 g Cl) nel composto 1 e (0,451 g S)(1 g Cl) nel composto 2; 0,905/0,451 = 2 : 1
2.22 Il carbone A
2.24 Dalton ipotizzò che gli atomi di un elemento fossero identici. Dalton ipotizzò anche che i
composti si formassero per combinazione chimica di rapporti specifici di differenti elementi.
2.25 Se si conosce il rapporto di due grandezze qualsiasi, e il valore di una delle due, si può sempre
calcolare l'altra. In questo caso, carica/(carica/massa) = massa.
2.29 Il numero atomico di un atomo è il numero di protoni nel nucleo; il numero di massa è la somma
del numero di protoni e del numero di neutroni. Il numero di massa può variare lasciando invariata
l'identità chimica dell'atomo.
2.32 I numeri di massa degli isotopi sono 36, 38 e 40, rispettivamente, contenendo essi 18, 20 e 22
neutroni, rispettivamente. Tutti gli isotopi contengono 18 protoni e 18 elettroni.
2.33 (a) I membri di queste coppie hanno lo stesso numero di protoni e di elettroni, ma differenti
numeri di neutroni. Stesso Z.
(b) I membri di queste coppie hanno lo stesso numero di neutroni, ma differenti numeri di protoni e di
elettroni.
(c) I membri di queste coppie differiscono in tutti e tre i numeri (protoni, neutroni ed elettroni), ma
hanno lo stesso A.
2.34 (A) 3818Ar
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
4
(b) 5525Mn
(c) 10947Ag
2.36 69,72 u
2.37 75,774 35Cl e 24,226% 37Cl
2.39 (a) Nella tavola periodica moderna, gli elementi sono disposti in ordine di numero atomico
crescente.
(b) Gli elementi in un gruppo (o in una famiglia) hanno proprietà chimiche simili.
(c) Gli elementi possono essere classificati come metalli, metalloidi, o non metalli.
2.42 Gli elementi nel Gruppo 1A(1) sono metalli; generalmente cedono elettroni in reazioni chimiche.
2.43 (a) germanio; Ge; 4A(14); metalloide
(b) zolfo; S; 6A(16); non metallo
(c) elio; He; 8A(18); non metallo
(c) elio; He; 8A(18); non metallo
(d) litio; Li; 1A(1); metallo
(e) molibdeno; Mo; 6B(6); metallo
2.44 (a) Ra; 88
(b) As; 33
(c) Cu; 63,55
(d) Br; 79,90
2.45 Questi atomi formeranno legami ionici, in cui uno o più elettroni si trasferiscono dall'atomo
metallico all'atomo non metallico per formare un catione e un anione, rispettivamente.
2.48 La legge di Coulomb stabilisce che l'intensità dell'interazione tra due particelle cariche è
direttamente proporzionale al prodotto delle cariche e inversamente proporzionale alla loro distanza
reciproca. In questo caso, gli ioni doppiamente carichi di MgO (Mg2+ e O2-) si attrarrebbero più
intensamente degli ioni singolarmente carichi di dimensioni simili di LiF (Li+ e F-).
2.51 Gli elementi del Gruppo 1A(1) sono metalli e formano cationi; gli elementi del Gruppo 7A(17)
sono non metalli e formano anioni.
2.53 Ciascuno degli atomi di zolfo acquisterebbe due elettroni per formare uno ione S2-. Ciascuno
degli atomi di potassio, in numero pari al doppio di quello degli atomi di zolfo, cederebbe un elettrone
per formare ioni K+. Gli ioni K+ e S2- formano una disposizione regolare di ioni in K2S solido.
2.55 K+, I2.56 (a) ossigeno; 17; 6A(16); 2
(b) fluoro; 19; 7A(17); 2
(c) calcio; 40; 2A(2); 4
2.57 Li forma Li+, e O forma O2-, quindi il composto contiene un numero di ioni O2- (2,6 · 1020) pari
alla metà del numero di ioni Li+ (5,3 · 1020).
2.58 Cloruro di sodio
2.59 La formula empirica mostra il più semplice rapporto degli atomi implicati, mentre una formula
molecolare mostra i numeri effettivi degli atomi che costituiscono una molecola. La formula
molecolare è sempre un multiplo, secondo un numero intero, della formula empirica; se il numero
intero è 1, la formula empirica e la formula molecolare sono identiche.
2.61 I due campioni sono simili in quanto entrambi contengono 20 miliardi di atomi di H e 20 miliardi
di atomi di O. Sono diversi in quanto, nella miscela H2 + O2, gli atomi di H sono legati soltanto ad altri
atomi di H e gli atomi di O sono legati soltanto ad altri atomi di O, mentre nel campione di H2O2 gli
atomi di H sono legati ad atomi di O e gli atomi di O sono legati sia ad atomi di H sia ad altri atomi di
O. Inoltre, la miscela H2 + O2 contiene un totale di 20 miliardi di particelle, mentre il campione di
H2O2 contiene 10 miliardi di particelle.
2.65 (a) NH2
(b) CH2O
2.66 (a) Li3N; nitruro di litio
(b) SrO; ossido di stronzio
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
(c) AlCl3; cloruro di alluminio
2.67 (a) fluoruro di magnesio; MgF2
(b) solfuro di sodio; Na2S
(c) cloruro di stronzio; SrCl2
2.68 (a) SnCl4
(b) bromuro di ferro(III)
(c) CuBr
(d) ossido di manganese(III)
2.69 (a) ossido di cobalto(II)
(b) Hg2Cl2
(c) acetato di piombo(II) triidrato
(d) Cr2O3
2.70 (a) BaO
(b) Fe(NO3)2
(c) MgS
2.71 (a) acido solforico, H2SO4
(b) acido iodico, HIO3
(c) acido cianidrico, HCN
(d) acido solfidrico, H2S
2.72 (a) pentossido di diazoto
(b) ClF3
(c) disolfuro di silicio
2.73 S2F4; tetrafluoruro di dizolfo
2.74 (a) monossido di carbonio
(b) diossido di zolfo
(c) monossido di dicloro
2.75 (a) 12; 342,2 u
(b) 9; 132,06 u
(c) 8; 344,6 u
2.76 (a) (NH4)2SO4; 132,15 u
(b) NaH2PO4; 119,98 u
(c) KHCO3; 100,12 u
2.77 (a) 108,02 u
(b) 331,2 u
(c) 72,08 u
2.78 (a) SO3; triossido di zolfo; 80,07
(b) C3H8; propano; 44,09
2.79 Dicloruro di dizolfo; SCl; 135,04
2.80 La separazione dei componenti di una miscela è effettuata soltanto con mezzi fisici; cioè, non
avvengono trasformazioni chimiche (per esempio, trasformazioni della composizione) e i componenti
mantengono durante tutto il processo le loro identità e proprietà chimiche. La separazione dei
componenti di un composto richiede una trasformazione chimica (per esempio, una trasformazione
della composizione).
2.83 (a) composto
(b) miscela omogenea
(c) miscela eterogenea
(d) miscela omogenea
(e) miscela omogenea
2.84 (a) Si aggiunga acqua. Il sale si scioglierà, il pepe no. Si separi il pepe per filtrazione e si faccia
evaporare l'acqua per recuperare il sale.
5
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
6
(b) Si aggiunga acqua. Lo zucchero si scioglierà, la sabbia no. Si separi la sabbia per filtrazione e si
faccia evaporare l'acqua per recuperare lo zucchero.
(c) Si riscaldi la miscela fino all'ebollizione; l'acqua evaporerà per prima, e il vapore acqueo potrà
essere raccolto e condensato.
(d) Si usi un imbuto separatore per separare l'aceto dall'olio (l'aceto si stratificherà inferiormente
all'olio). Oppure si riscaldi la miscela fino all'ebollizione; l'aceto (acqua + acido acetico) evaporerà per
primo e potrà essere raccolto e condensato.
2.85 (a) filtrazione
(b) cromatografia di assorbimento
(c) estrazione
2.87 (a) 5,2 · 10-13
(b) 0,999 726
2.90 (a) 267,48 u
(b) 449,5 u
(c) 363,46 u
(d) 835,2 u
2.92 %Fe = 2,7%, %Mg = 2,4%, %Si = 43,2%, %O = 51,6%
2.96 In ciascun caso, la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti, e quindi è
rispettata la legge di conservazione della massa. In ciascun caso, il prodotto (NaCl) contiene il 60,66%
in massa di Cl e quindi la legge della composizione definita e costante è rispettata.
2.97 (1 mg)/(1 kg) = (1 mg)/(106 mg) = (1 mg)/(104 × 102 mg) = 10-4 (1 mg)/(100 mg); quindi, per
esempio, 18 980 mg/kg = 18 980 × 10-4 × (1 mg)/(100 mg) = 1,8980 mg/(100 mg) = 1,8980% in
massa. Perciò:
(a) Cl-: 1,8980%, Na+: 1,0560%, SO4-: 0,2650%, Mg2+: 0,1270%, Ca2+: 0,0400%, K+: 0,0389%,
HCO3-: 0,0140%
(b) 30,716%
(c) cationi dei metalli alcalino-terrosi = 0,1670% (≈15% degli ioni dei metalli alcalini); cationi dei
metalli alcalini = 1,0940%
(d) anioni: 2,1770% > cationi: 1,2610%
2.98 C4H6O4; C2H3O2; 118,09
2.100 52,00 u
2.102 58,091 u
2.104 (a) Il numero di atomi di cloro in 1 L di cloro gassoso è uguale al numero di atomi di cloro in 2
L di cloruro di idrogeno gassoso. Perciò, ogni molecola di cloro deve contenere 2 atomi di cloro.
(b) Poiché reagiscono volumi uguali di idrogeno e di cloro, in una molecola di cloruro di idrogeno
deve esservi 1 atomo di idrogeno per ogni atomo di cloro.
(c) 35,5 u
2.106 Percentuale in volume nella carnotite = 11,29%, percentuale in volume nella tujamunite =
11,10%, percentuale in volume nella patronite = 28,42%, percentuale in volume nella vanadinite =
10,79%, percentuale in volume nella roscoelite = 22,830%, La patronite contiene la quantità massima
di vanadio al grammo, la vanadinite la quantità minima.
2.107 37,01% C; 2,219% H; 18,50% N; 42,26% O.
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 3
3.2 (a) 1 mol di C12H22O11 contiene 12 mol di C
(b) 7,226 · 1024 atomi di C
3.6 (a) quello di sinistra
(b) quello di sinistra
(c) quello di sinistra
(d) nessuno dei due
3.8 (a) 121,64 g/mol
(b) 44,02 g/mol
(c) 106,44 g/mol
(d) 152,00 g/mol
3.9 (a) 150,7 g/mol
(b) 175,3 g/ml
(c) 342,17 g/mol
(d) 125,84 g/mol
3.10 (a) 9,0 · 101 g KMnO4
(b) 0,331 mol di atomi di O
(c) 1,8 · 1020 atomi di O
3.11 (a) 97 g MnSO4
(b) 4,46 · 10-2 mol Fe(ClO4)3
(c) 1,74 · 1024 atomi di N
3.12 (a) 1,57 · 103 g Cu2CO3
(b) 0,366 g N2O5
(c) 2,85 · 1023 unità formula NaClO4
(d) 2,85 · 1023 ioni Na+, 2,85 · 1023 ioni ClO4-, 2,85 · 1023 atomi di Cl, 1,14 · 1024 atomi di O
3.13 (a) 6,375 H
(b) 71,52% O
3.14 (a) 0,1252
(b) 0,3428
3.16 (a) 0,9507 mol Pt(NH3)2Cl2
(b) 3,5 · 1024 atomi di H
3.18 (a) 281 mol di ruggine
(b) 281 mol Fe2O3
(c) 3,14 · 1o4 g Fe
3.20 urea > nitrato di ammonio > solfato di ammonio > nitrato di potassio
3.22 4
3.24 (b) Determinare la formula empirica in base alle percentuali in massa. Determinare il numero
totale di atomi nella formula empirica e dividere per questo numero il numero totale di atomi nella
molecola. Il risultato indica il moltiplicatore per convertire la formula empirica nella formula
molecolare.
(c) (percentuale in massa) (1 mol / massa molare) = numero di moli di ciascun elemento
(e) Contare i numeri di atomi delle varie specie nella formula di struttura e convertirli in una formula
molecolare.
3.26 (a) CH2; 14,03
(b) CH3O; 31,03
(c) N2O5; 108,02
7
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
8
(d) Ba3(PO4)2; 601,8
(e) TeI4; 635,2
3.27 (a) C3H6
(b) N2H4
(c) N2O4
(d) C5H5N5
3.28 (a) Cl2O7
(b) SiCl4
(c) CO2
3.29 (a) NO2
(b) N2O4
3.30 (a) 1,20 mol F
(b) 24,0 g M
(c) Ca
3.32 C21H30O5
3.34 C10H20O
3.35 L'equazione bilanciata fornisce informazioni sulla quantità e sul tipo di reagenti e di prodotti in
termini di numero di molecole, quantità di sostanza (in moli) e massa (in grammi).
3.38 (b)
3.39
(a)
(b)
(c)
(d)
16Cu(s) + S8(s) → 8Cu2S(s)
P4O10(s) + 6H2O(l) → 4H3PO4(l)
B2O3(s) + 6NaOH(aq) → 2Na3BO3(aq) + 3H2O(l)
4CH3NH2(g) + 9O2(g) →
4CO2(g) + 10H2O(g) + 2N2(g)
3.40
(a)
(b)
(c)
(d)
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
Sc2O3(s) + 3H2O(l) → 2Sc(OH)3(s)
H3PO4(aq) + 2NaOH(aq) →
Na2HPO4(aq) + 2H2O(l)
C6H10O5(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 5H2O(g)
3.41
(a)
(b)
(c)
∆
4Ga(s) + 3O2(g)
→ 2Ga2O3(s)
2C6H14(l) + 19O2(g)
→ 12CO2(g) + 14H2O(g)
3CaCl2(aq) + 2Na3PO4(aq)
→
Ca3(PO4)2(s) + 6NaCl(aq)
3.44 Bilanciare l'equazione per la reazione. In base alla relazione numero di moli = g/###M, calcolare i
numeri di moli di D ed E presenti. Confrontando il rapporto tra il numero di moli presenti e il numero
di moli necessarie nell'equazione bilanciata, determinare il reagente limitante (R.L.). Sulla base del
numero di moli di reagente limitante, procedere come segue:
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
moli F
massa (g) F = moli R.L. ×
moli R.L.
grammi F
× moli F
= grammi F
3.46 (a) 0,455 mol Cl2
(b) 32,3 g Cl2
3.47 (a) 2,22 · 103 mol KNO3
(b) 2,24 · 105 g KNO3
3.48 150,2 g H3BO3 e 14,69 g H2
3.49 2,03 · 103 g Cl2
3.50
(a) I2(s) + Cl2(g) → 2ICl(s)
ICl(s) + Cl2(g) → ICl3(s)
(b) I2(s) + 3Cl2(g) → 2ICl3(s)
(c) 1,71 · 104 g I2
3.51 (a) 0,105 mol CaO
(b) 0,175 mol CaO
(c) Ca
(d) 5,89 g CaO
3.52 1,47 mol HIO3, 258 g HIO3, 38,0 g H2O
3.53 4.40 g CO2; 4,80 g O2 in eccesso
3.54 6,4 g Al(NO2)3, 0 g NH4Cl, 45,4 g AlCl3, 28,6 g N2, 36,8 g H2O
3.55 53%
3.56 98,2%
3.57 24,5 g
3.58 52,9 g
3.61 68,4 g NaBH4
3.62 (a) C
(b) B
(c) C
(d) B
3.64 No. Dovrebbero essere così formulate: «Prendere 100,0 mL della soluzione 10,0 M e aggiungere
acqua sufficiente per preparare 1,00 L di soluzione.»
3.65 (a) 5,76 g Ca(C2H3O2)2
(b) 0,254 M
(c) 124 mol NaCN
3.66 (a) 4,65 g
(b) 5,90 · 10-2 M
(c) 1,11 · 1020 ioni
3.67 (a) 0,0617 M
(b) 0,003 63 M
(c) 0,0150 M
3.68 (a) 987 g
(b) 15,7 M
3.69 845 mL HCl(aq)
3.70 0,87 g
3.72 (a) Aggiungere lentamente, e agitando costantemente, 5,7 · 103 mL di HCl concentrato fino a
circa 3,0 L di acqua. Monitorare l'aumento di temperatura. Quando è stato aggiunto tutto l'HCl
concentrato, aggiungere lentamente acqua sufficiente per preparare un volume finale di 4,73 L.
9
10
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
(b) 22,4 mL
3.76 etano > propano > palmitato di cetile > etanolo > benzene
3.77 narceina·3H2O
3.82 (a) Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
(b) 3,01 · 107 g
3.83 89,8%
3.84 (a) 2AB2 + B2 → 2AB3
(b) AB2
(c) 5,0 mol
(d) 0,5 mol
3.86 0,6855 g
3.88 (a) C
(b) B
(c) D
3.91 0,071 M in KBr
3.92 38,5% in massa di B
3.94 586 g CO2
3.96 10 : 0,66 : 1,0
3.99 32,7% C
3.100 (a) 192,12 g/mol
(b) 0,549 mol acido citrico
3.101
N2(g) + O2(g) → 2NO(g)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g)
(b) 2N2(g) + 5O2(g) + 2H2O(l) → 4HNO3(aq)
(c) 5,62 · 103 t HNO3
(a)
3.103 14% XeF4, 89,2% XeF6
3.104 (a) 0,027 g eme
(b) 4,4 · 10-5 mol eme
(c) 2,4 · 10-3 g Fe
(d) 0,028 g emina
3.106 (a) 46,65% N nell'urea, 31,98% nell'arginina, 21,04% N nell'ornitina
(b) 30,36 g N
3.108 (a) 84,3%
(b) 2,39 g C2H4
3.110 (a) 125 g sale
(b) 65,6 L
11
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 4
4.2 I composti ionici o i composti covalenti polari.
4.3 Ioni, che potrebbero provenire da composti ionici o da altri elettroliti quali acidi o basi.
4.6 2
4.10 (a) Le molecole di benzene sono simmetriche e non molto simili alla molecola d'acqua, e quindi,
molto probabilmente, tendono a essere insolubili in acqua.
(b) Ci si attente che l'idrossido di sodio, un composto ionico, sia solubile in acqua, e le regole di
solubilità lo confermano.
(c) Le molecole di etanolo (CH3CH2OH) sono simili nella struttura alle molecole d'acqua (le une e le
altre contengono legami O—H) e quindi l'etanolo è solubile.
(d) Ci si attende che l'acetato di potassio, un composto ionico, sia solubile in acqua, e le regole di
solubilità lo confermano.
4.11 (a) Sì; CsI è un sale.
(B) Sì; HBr è un acido forte.
4.12 (a) 0,50 mol
(B) 0,527 mol
(c) 5,91 · 10-4 mol
4.13 (a) 0,60 mol
(b) 0,527 mol
(c) 0,281 mol
4.14 (a) 0,234 mol Al3+, 1,41 · 1023 ioni Al3+, 0,702 mol Cl-, 4,23 · 1023 ioni Cl(b) 0,162 mol Na+, 9,73 · 1022 ioni Na+, 0,0808 mol SO42-, 4,86 · 1022 SO42(c) 3,58 · 10-3 mol Mg2+, 2,16 · 1021 ioni Mg2+, 7,16 · 10-3 mol Br-, 4,31 · 1021 ioni Br4.15 (a) 0,35 mol H+
(b) 3,5 · 10-3 mol H+
(c) 0,14 mol H+
4.18 Non compaiono ioni spettatori (cioè, ioni che restano chimicamente invariati nella reazione)
perché essi non partecipano alla reazione e sono presenti soltanto per bilanciare le cariche.
4.22 Supponendo che il becher di sinistra contenga AgNO3 e che quello di destra contenga NaCl, lo
ione Ag+ è grigio, lo ione NO3- è blu, lo ione Na+ è marrone e lo ione Cl- è verde.
eq. molecolare:
eq. ionica totale:
eq. ionica netta:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) →
NaNO3(aq) + AgCl(s)
+
Ag (aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) →
Na+(aq) + NO3-(aq) + AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)
4.23 (a) nessuna reazione
(b) ioduro d'argento (AgI)
4.24 (a) nessuna reazione
(b) solfato di bario (BaSO4)
4.25
(a)
eq. molecolare:
eq. ionica totale:
Hg2(NO3)2(aq) + 2KI(aq) →
Hg2I2(s) + 2KNO3(aq)
2+
Hg2 (aq) + 2NO3-(aq) + 2K+(aq) +
2I-(aq) → Hg2I2(s) + 2K+(aq) + 2NO3-(aq)
12
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
(b)
eq. ionica netta:
Hg22+(aq) + 2I-(aq) → Hg2I2(s)
gli ioni spettatori sono K+ e NO3eq. molecolare:
FeSO4(aq) + Ba(OH)2(aq) →
Fe(OH)2(s) + BaSO4(s)
2+
eq. ionica totale:
Fe (aq) + SO42-(aq) + Ba2+(aq) +
2OH-(aq) → Fe(OH)2(s) + BaSO4(s)
eq. ionica netta: identica all'eq. ionica totale; ioni spettatori assenti
4.26 0,0389 M
4.27 1,80%
4.33 (a) formazione di un gas e formazione di un non elettrolita
(b) formazione di un precipitato e formazione di un non elettrolita
4.35
(a)
(b)
KOH(aq) + HI(aq) →
KI(aq) + H2O(l)
eq. ionica totale:
K+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + I-(aq)
→ K+(aq) + I-(aq) + H2O(l)
eq. ionica netta:
OH-(aq) + H+(aq) → H2O(l)
+
gli ioni spettatori sono K e Ieq. molecolare:
NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq)
eq. ionica totale:
NH3(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) →
NH4+(aq) + Cl-(aq)
eq. ionica netta:
NH3(aq) + H+(aq) → NH4+(aq)
lo ione spettatore è Cl-
eq. molecolare:
4.36 L'acido cloridrico reagisce con CO32- legato in CaCO3, rilasciando CO2(g):
eq. ionica totale:
CaCO3(s) + 2H+(aq) + 2Cl-(aq) →
Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) + H2O(l) + CO2(g)
eq. ionica netta:
CaCO3(s) + 2H+(aq) →
Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g)
4.37 0,033 19 M
4.45 (a) S in SO42- (cioè, H2SO4) ha numero di ossidazione +6 e in SO2 ha numero di ossidazione +4,
quindi S è stato ridotto (e I- è stato ossidato), quindi H2SO4 è un agente ossidante.
(b) I numeri di ossidazione rimangono costanti in tutta la reazione; H2SO4 trasferisce un protone a Fper produrre HF, quindi agisce come un acido.
4.47 (a) +4
(b) +3
(c) +4
(d) -3
4.48 (a) -1
(b) -2
(c) -3
(d) +3
4.49 (a) -3
(b) +5
(c) +3
13
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
4.50 (a) +6
(b) +3
(c) +7
4.51 (a) agente ossidante = MnO4-; agente riducente = H2C2O4
(b) agente ossidante = NO3-; agente riducente = Cu
4.52 (a) agente ossidante = NO3-; agente riducente = Sn
(b) agente ossidante = MnO4-; agente riducente = Cl4.53 S appartiene al Gruppo 6A(16), quindi il suo numero di ossidazione più alto possibile è +6 e il
suo numero di ossidazione più basso possibile è 6 – 8 = -2
(a) In S2-, numero di ossidazione di S = -2, quindi esso può soltanto venire ossidato (cioè, agire come
agente riducente).
(b) In SO42-, numero di ossidazione di S = +6, quindi esso può soltanto venire ridotto (cioè, agisce
come un agente ossidante).
(c) In SO2, numero di ossidazione di S = +4, quindi esso può venire ossidato oppure ridotto (cioè,
agisce come agente riducente oppure come agente ossidante).
4.54
(a)
(b)
(c)
(d)
8HNO3(aq) + K2CrO4(aq) + 3Fe(NO3)2(aq) →
2KNO3(aq) + Cr(NO3)3(aq) + 3Fe(NO3)3(aq) + 4H2O(l)
K2CrO4 è l'agente ossidante (il numero di ossidazione di Cr
varia da +6 a +3) e Fe(NO3)2 è l'agente riducente (il numero
di ossidazione di Fe varia da +2 a +3).
8HNO3(aq) + 3C2H6O(l) + K2Cr2O7(aq) →
2KNO3(aq) + 3C2H4O(l) + 7H2O(l) + 2Cr(NO3)3(aq)
K2Cr2O7 è l'agente ossidante (il numero di ossidazione di Cr
varia da +6 a +3) e C2H6O è l'agente riducente (il numero di
ossidazione di C varia da –2 a –1).
6HCl(aq) + 2NH4Cl(aq) + K2Cr2O7(aq) →
2KCl(aq) + 2CrCl3(aq) + N2(g) + 7H2O(l)
K2Cr2O7 è l'agente ossidante (il numero di ossidazione di Cr
varia da +6 a +3) e NH4Cl è l'agente riducente (il numero di
ossidazione di N varia da –3 a 0).
KClO3(aq) + 6HBr(aq) →
3Br2(l) + 3H2O(l) + KCl(aq)
KClO3 è l'agente ossidante (il numero di ossidazione di Cl
varia da +5 a –1) e HBr è l'agente riducente (il numero di
ossidazione di Br varia da –1 a 0).
4.55 (a) 4,54 · 10-3 mol
(b) 0.0113 mol
(c) 0,386 g
(d) 2,80%
(e) H2O2
4.60 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) è una reazione di combinazione ed è anche una reazione di
ossidoriduzione. CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) è una reazione di combinazione ma non una reazione
di ossidoriduzione.
4.62
(a)
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g);
scambio (spostamento)
14
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
(b) 2NaNO3(s) → 2NaNO2(s) + O2(g);
decomposizione
(c) C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g); combinazione
4.63
(a)
(b)
(c)
2Sb(s) + 3Cl2(g) → 2SbCl3(s);
combinazione
2AsH3(g) → 2As(s) + 3H2(g);
decomposizione
3Mn(s) + 2Fe(NO3)3(aq) →
3MN(NO3)2(aq) + 2Fe(s);
scambio (spostamento)
4.64
(a)
(b)
(c)
Ca(s) + Br2(l) → CaBr2(s)
∆
2Ag2O(s) → 4Ag(s) + O2(ig)
Mn(s) + Cu(NO3)2(aq) → Mn(NO3)2(aq) + Cu(s)
4.65
(a)
(b)
(c)
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
∆
2NaClO3(s) → 2NaCl(s) + 3O2(g)
Ba(s) + 2H2O(l) → Ba(OH)2(aq) + H2(g)
4.66
(a)
(b)
(c)
(d)
(e)
2Cs(s) + I2(s) → 2CsI(s)
2Al(s) + 3MnSO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3Mn(s)
∆
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
2Al(s) + 3Mn2+(aq) → 2Al3+(aq) + 3Mn(s)
4.67 315 g O2; 3,95 kg Hg (mercurio)
4.68 (a) O2
(b) 0,117 mol Li2O
(c) 0 g Li; 4,13 g O2; 3,50 g Li2O
4.69 56,7%
4.70 223 g
4.71 99,9 g
4.75 La reazione 2NO + Br2 ↔ 2NOBr può procedere in entrambi i versi. Se NO e Br2 vengono posti
in un recipiente, essi reagiranno per formare NOBr, e NOBr si decomporrà per formare NO e Br2. Le
concentrazioni di NO, Br e NOBr finiranno per adattarsi in modo che la velocità della reazione diretta
e quella della reazione inversa diventino uguali, e sarà raggiunto l'equilibrio.
15
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
4.79
(a) C2O42-(aq) + Ca2+(aq) → CaC2O4(s)
(b) 5H2C2O4(aq) + 2MnO4-(aq) + 6H+(aq) →
10CO2(g) + 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)
(c) KMnO4
(d) H2C2O4
(e) 55,06% CaCl2
4.80 Ag2S, CaSO4; 0,02 M in Ag+, o M in Ca2+, 0,03 M in Na+, 0,03 M in NO3-, 0,01 M in SO42-, 0 M
in S24.82 3,027%
4.84 (a) 1,79 · 105 g HNO3
(b) 238 kg O2
(c) 89,4 kg H2O
(d)
tappa 1
tappa 2
tappa 3
NH3 – agente riducente, N è ossidato
O2 – agente ossidante, O è ridotto
NO - agente riducente, N è ossidato
O2 – agente ossidante, O è ridotto
NO2 è l'agente ossidante e riducente, N è sia ossidato
sia ridotto
4.88
(a)
(b)
(c)
2CrO42-(aq) + 3HSnO2-(aq) + H2O(l) →
2CrO2-(aq) + 3HSnO3-(aq) + 2OH-(aq)
CrO42- è l'agente ossidante (il numero di ossidazione
di Cr varia da +6 a +3) e HSnO2- è l'agente riducente
(il numero di ossidazione di Sn varia da +2 a +4).
2KMnO4(aq) + 3NaNO2(aq) + H2O(l) →
2MnO2(s) + 3NaNO3(aq) + 2 KOH(aq)
KMnO4 è l'agente ossidante (il numero di
ossidazione di Mn varia da +7 a +4) e NaNO2 è
l'agente riducente (il numero di ossidazione di N
varia da +3 a +5).
4I-(aq) + O2(g) + 2H2O(l) →
2I2(s) + 4OH-(aq)
O2 è l'agente ossidante (il numero di ossidazione di
O varia da 0 a –2) e I- è l'agente riducente (il numero
di ossidazione di I varia da –1 a 0).
4.90 0,75 kg SiO2, 0,26 kg Na2CO3, 0,18 kg CaCO3
4.92 (a) 4 mol
(b) 12 mol
(c) 12,87%
4.94 (a) 0,0030 mol CO2
(b) 0,11 L CO2
16
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
4.97
(a)
(b)
(c)
(d)
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
2C8H18(l) + 25O2(g) → 16CO2(g) + 18H2O(l)
2,50 · 103 g
1,75 · 103 L
8,37 · 103 L
4.99 (a) La seconda reazione è una reazione di ossidoriduzione
(b) 2,00 · 105 g Fe2O3, 4,06 · 105 g FeCl3
(c) 2,09 · 105 Fe, 4,75 · 105 g FeCl2
(d) 0,313 g FeCl2/(g FeCl3)
17
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 20082/ed - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 5
5.1 (a) Il volume di liquido rimane costante, ma il volume di gas aumenta al volume del recipiente più
grande.
(b) Il volume del recipiente contenente il campione di gas aumenterebbe in seguito al riscaldamento,
ma il volume del recipiente contenente il campione di liquido rimarrebbe praticamente costante in
seguito al riscaldamento.
(c) Il volume del liquido rimarrebbe praticamente costante, ma il volume del gas diminuirebbe.
5.6 979 cmH2O
5.7 0,9408 atm
5.8 0,966 atm
5.9 (a) 566 mmHg
(b) 1,32 bar
(c) 3,60 atm
(d) 107 kPa
5.14 Pg ∝ n, se T, V sono costanti
5.16 (a) V diminuisce a 1/3 del suo valore iniziale.
(b) V aumenta secondo un fattore 2,5.
(c) V aumenta secondo un fattore 3.
5.17 (a) V diminuisce secondo un fattore 2.
(b) V aumenta secondo un fattore 1,56.
(c) V diminuisce secondo un fattore 4.
5.18 –42 °C
5.19 35,3 L
5.20 0,061 mol
5.21 0,675 g
5.23 No
5.25 Capovolto per H2; diritto per CO2; perché ###M(CO2) > ###M(aria) > ###M(H2)
5.28 5,86 g/L
5.29 0,001 79 mol; 3,48 g/L
5.30 51,1 g/mol
5.31 1,33 atm
5.34 C5H12
5.36 (a) 0,90 mol
(b) 6,76 mmHg
5.37 39,3 g
5.38 41,2 g
5.39 2,49 · 10-2 g
5.40 286 mL
5.42 9,97 · 10-2 atm
5.46 In condizioni normali di temperatura e pressione (o in altre condizioni identiche di temperatura e
pressione) il volume occupato da 1 mol di qualsiasi gas sarà identico. Ciò è dovuto al fatto che, alla
stessa temperatura, tutti i gas hanno la stessa energia cinetica e, di conseguenza, la stessa pressione.
5.49 (a) pressione: A > B > C
(b) -Ek: A = B = C
(c) velocità di diffusione: A > B > C
(d) Ek totale: A > B > C
(e) densità: A = B = C
(f) frequenza degli urti: A > B > C
18
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
5.50 13,21
5.51 (a) curva 1
(b) curva 1
(c) Curva 1; il fluoro gassoso ha all'incirca la stessa massa molare dell'argon.
5.52 14,0 min
5.53 4
5.55 Deviazioni negative. N2 < Kr < CO2
5.56 A 1 atm. A P alta, le forze intermolecolari e il volume molecolare diventano più importanti.
5.57 6,80 · 104 g/mol
5.60 (a) 22,5 atm
(b) 21,2 atm
5.62 (a) PN2 = 597 mmHg, PO2 = 159 mmHg, PCO2 = 0,3 mmHg, PH2O = 3,5 mmHg
(b) percentuale molare di N2 = 74,9%, percentuale molare di O2 = 13,7%, percentuale molare di CO2 =
5,3%, percentuale molare di H2O = 6,2%
(c) 1,6 · 1021 molecole di O2
5.64 (a) 399 mL
(b) 1,2 · 10-2 mol N2
5.66 35,7 L
5.69 Al2Cl6
5.71 1,63 · 10-2 mol
5.74 (a) 1,95 · 103 g
(b) 3,5 · 104 g Ni
(c) 63,2 m3
5.75 (a) 9 volumi
(b) CH5N
5.77 Un fattore 4,87. Potrebbe salire di 16,0 m fino a una profondità di 22,3 m.
5.79 6,07 g
5.82 4,93 · 10-3 g
5.84 (a) Xe
(b) H2O
(c) Hg
(d) H2O. In tutti i casi, a causa di attrazioni intermolecolari più intense.
5.87 17,2 g CO2; 17,8 Kr
5.89 6,76 · 102 m/s per Ne; 4,81 · 102 m/s per Ar; 1,52 · 103 m/s per He
5.91 (a) 0,055 g
(b) 1,1 mL
5.95 (a) 14,8 L
(b) PH2O = 42,2 mmHg; PO2 = PCO2 = 370 mmHg
5.99 334
5.101 1,6
5.103 Ptotale = 0,323 atm, PI2 = 0,0330 atm
19
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 6
6.4 Per aumentare l'energia: consumare cibo, esporsi al sole, fare un bagno caldo. Per diminuire
l'energia: compiere esercizio fisico, fare un bagno freddo, uscire all'aperto in una giornata fredda.
6.6 La ∆E per la stufa e quella per il condizionatore d'aria hanno lo stesso valore assoluto. ∆Esistema = ∆Eambiente
6.8 0 J
6.9 1,52 · 103 J
6.10 (a) 3,3 · 107 kJ
(b) 7,9 · 106 kcal
6.12 9,3 h
6.14 Misurare il trasferimento di calore a pressione costante è più conveniente che misurarlo a volume
costante.
6.16 I processi (a), (c), (d) e (g) sono esotermici; i processi (b), (e) e (f) sono endotermici.
6.17 Entrambi i gas sono costituiti da molecole con un solo atomo di carbonio. Il metano, contenendo
meno legami C—O, avrà il maggiore calore molare di combustione.
6.24 Energia, massa, variazione di temperatura.
6.26 La capacità termica di un corpo è la quantità di energia che si deve fornire al corpo per innalzarne
di 1 K (o di 1 °C) la temperatura. Nel caso delle sostanze pure, la capacità termica è definita di solito
per una quantità specificata della sostanza. Il calore specifico (o capacità termica specifica) è la
quantità di energia che si deve fornire all'unità di massa di una sostanza per innalzarne di 1 K (o di 1
°C) la temperatura.
(a) Poiché l'apparecchio di ottone cromato non è fatto di una sostanza pura, si userebbe la capacità
termica.
(b) e (c) Poiché il filo di rame e l'acqua sono sostanze pure, si userebbe il calore specifico.
6.28 40 kJ
6.29 323 °C
6.30 78 °C
6.31 42 °C
6.32 57,0 °C
6.36 ∆H > 0, poiché si deve fornire energia per rompere il legame O—O.
6.37 ∆H < O; di segno opposto e di valore assoluto pari a 1/2 di quello per la vaporizzazione di 2 mol
di H2O.
6.38 (a) esotermica
(b) +20,2 kJ
(c) -5,2 · 102 kJ
(d) -12,6 kJ
6.39
(a)
(b)
(1/2)N2(g) + (1/2)O2(g) → NO(g) ∆H = 90,29 kJ
-4,51 kJ
6.40 –2,11 · 106 kJ
6.44
(a)
(b)
C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(g)
∆H = -1411 kJ
1,39 g
20
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
6.48 –110,5 kJ
6.49 –813,4 kJ
6.50 44,0 kJ
6.51 N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g); ∆H = 66,4 kJ; A = 1, B =2, C = 3
6.53 Il calore standard di reazione, ∆Hr0, è la variazione di entalpia per ogni reazione in cui tutte le
sostanze sono nei loro stati standard. Il calore standard di formazione, ∆Hf0, è la variazione di entalpia
che accompagna la formazione di 1 mol di un composto nel suo stato standard a partire da elementi nei
loro stati standard.
6.55
(a)
(b)
(c)
(1/2)Cl2(g) + Na(s) → NaCl(s)
H2(g) + (1/2)O2(g) → H2O(l)
nessun cambiamento
6.56
(a)
(b)
(c)
(d)
Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s)
Na(s) + C(grafite) + (1/2)H2(g) + (3/2)O2(g) →
NaHCO3(s)
C(grafite) + 2Cl2(g) → CCl4(l)
(1/2)N2(g) + (1/2)H2(g) + (3/2)O2(g) → HNO3(l)
6.57 (a) -1036,8 kJ
(b) -433 kJ
6.58 –157,3 kJ/mol
6.60 (a) 503,9 kJ
(b) -∆H1 + 2∆H2 = 504 kJ
6.61
(a)
(b)
(c)
(d)
C18H36O2(s) + 26O2(g) → 18CO2(g) + 18H2O(g)
-10 448 kJ
-36,9 kJ/g = -8,81 kcal/g
11,0 g grasso × 8,81 kcal/g, quindi le informazioni
sono compatibili
6.64 (a) ∆H0 per entrambe le reazioni è –55,90 kJ
(b) Sono tutti e tre uguali perché le tre reazioni hanno la stessa equazione ionica netta.
6.65 (a) –65,2 kJ/mol
(b) 1,558 · 104 kJ/(kg SiC)
6.68 –94 kJ/mol
6.71 721 kJ
6.74 (a) 4,3 · 102 kJ/(mol O2)
(b) 6,1 · 102 kJ/(mol CO2)
(c) 39 kJ/(g C57H110O6)
(d) 139 g C57H110O6
6.76 94 °C
6.78 (a) III > II > I
(b) I > III > II
6.79 (a) ∆Hr10 = -657,0 kJ, ∆Hr20 = 32,9 kJ
(b) ∆Hr2+30 = -106,6 kJ
21
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
6.81 (a) 6,81 · 103 J
(b) 243 °C
6.83 –22,2 kJ
6.84 (a) 34 kJ
(b) -757 kJ
6.86 (a) 1,25 · 103 kJ
(b) 2,24 · 103 °C
22
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 7
7.2 (a) 5 < 2 < 6 < 4 < 1 < 3
(b) 3 < 1 < 4 < 6 < 2 < 5
(c) 3 < 1 < 4 < 6 < 2 < 5
7.5 L'energia di un atomo non è continua, bensì è quantizzata. Esiste soltanto in certe quantità fisse
dette quanti.
7.7 313 m, 3,13 · 1011 nm, 3,13 · 102 Å
7.8 2,4 · 10-23 J
7.9 rosso < giallo < blu
7.10 1,3483 · 107 nm, 1,3483 · 108 Å
7.13 (a) 8,21 · 10-19 J
(b) ν = 1,4 · 1015 s-1 = 1,4 · 1015 Hz, E = 9,0 · 10-19 J
7.15 L'ipotesi essenziale di Bohr fu che l'elettrone in un atomo non irraggi energia mentre è in uno
stato stazionario, ma che l'elettrone possa trasferirsi in una differente orbita soltanto assorbendo o
emettendo un fotone la cui energia è uguale alla differenza di energia tra due stati. Queste differenze di
energia corrispondono alle lunghezze d'onda negli spettri a righe noti per l'atomo di idrogeno.
7.17 (a) assorbimento
(b) emissione
(c) emissione
(d) assorbimento
7.19 Sì, gli spettri a righe previsti sono accurati. Le energie per un sistema monoelettronico avrebbero i
valori En = [-(Z2)(2,18 · 10-18 J)](1/n2), dove Z è il numero atomico per l'atomo o lo ione. I livelli
energetici per Be3+ sarebbero maggiori di quelli per l'atomo di idrogeno secondo un fattore 16. Ciò
significa che la serie di righe spettrali sarebbe simile, ma a differenti lunghezze d'onda.
7.20 434,17 nm
7.21 1875 nm
7.22 2,76 · 105 J/mol
7.23 (d) < (a) < (c) < (b)
7.24 n = 4
7.26 3,37 · 10-19 J/fotone; 2,03 · 102 kJ/einstein
7.29 Le lunghezze d'onda associate a corpi di dimensioni e masse ordinarie sono estremamente piccole
e quindi è impossibile osservarle.
7.31 (a) 7,56 · 10-37 m
(b) 1 · 10-35 m
7.32 2,2 · 10-26 m/s
7.33 3,75 · 10-36 kg/fotone
7.36 La probabilità totale di trovare l'elettrone 1s in qualunque direzione a una distanza r dal nucleo è
massima quando il valore di r è 0,529 Å. Questa distanza si riferisce alla massima probabilità di
trovare un elettrone 1s. La distanza dal nucleo per un elettrone 2s sarebbe maggiore.
7.37 (a) è la principale determinante dell'energia dell'elettrone o della distanza dal nucleo
(b) determina la forma dell'orbitale
(c) determina l'orientamento dell'orbitale
7.38 (a) 1
(b) 5
(c) 3
(d) 9
7.39 (a) ml: -2, -1, 0, +1, +2
(b) ml: 0
23
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
(c) ml: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
7.41
(a)
(b)
(c)
sottolivello
ml permesso
d
p
f
-2, -1, 0, +1, +2
-1, 0, +1
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
numero di
orbitali
5
3
7.42 (a) n = 5; l = 0; 1 orbitale
(b) n = 3; l = 1; 3 orbitali
(c) n = 4; l = 3; 7 orbitali
7.43 (a) No; n = 2, l = 0; ml = 0; n = 2, l = 1; ml = -1
(b) Sì
(c) Sì
(d) No; n = 5, l = 2; ml = +2; n = 5, l = 3; ml = +3
7.44 (a) E = -[h2/(8π2mea02)](1/n2); costante = 2,180 · 1018 J, come nella teoria di Bohr
(b) 3,027 · 10-19 J
(c) 656,2 nm, sì
7.45 (a) Perché deve essere superata la forza attrattiva esercitata dal nucleo sull'elettrone.
(b) Perché l'e- nell'argento è attratto più fortemente dal nucleo.
(c) L'argento
(d) Dopo che l'elettrone è stato emesso dall'atomo, la sua energia aumenta proporzionalmente alla
frequenza.
7.48 Li2+
7.50 (a) 2 → 1
(b) 5 → 2
(c) 4 → 2
(d) 3 → 2
(e) 6 → 3
7.52 (a) 462 nm
(b) 278 nm ÷ 292 nm
7.54 8,70 · 1014 s-1 = 8,70 · 1014 Hz; 345 nm; ultravioletto
7.55 (a) n = 1, l = 1, ml = -1
(b) n = 3, l = 2, ml = +1
(c) n = 7, l = 3, ml = +3
(d) n = 4, l = 2, ml = -2
7.56 (a) ∆Efinale = (-2,18 · 10-18 J/atomo)(-Z2/ni2)
(b) 3,28 · 104 kJ/mol
(c) 205 nm
(d) 22,8 nm
7.59 6,4 · 1027
7.60 (a) nessuna sovrapposizione
(b) sovrapposizione parziale
(c) 2
(d) A lunghezze d'onda maggiori, lo spettro comincia a diventare una banda continua.
7.63 (a) 1,87 · 10-19 J
(b) 3,68 · 10-19 J
7.65 (a) rosso, verde
(b) 1,18 · kJ (Sr), 1,17 kJ (Ba)
24
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
7.67 (a) Questa lunghezza d'onda è quella a cui corrisponde l'assorbanza massima, e quindi dà la
massima sensibilità.
(b) ultravioletto
(c) (1,93 · 10-2 g vitamina A)/(g olio di fegato di pesce)
7.70 1,0 · 1018 fotoni/s
7.72 3s → 2p, 3d → 2p, 4s → 2p, 3p → 2s
25
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 8
8.1 Gli elementi sono elencati nella tavola periodica in modo ordinato, sistematico, correlato con una
periodicità delle loro proprietà chimiche e fisiche. Le basi teoriche della tavola in termini di numero
elettronico e di configurazione elettronica non consentono la presenza di un «elemento sconosciuto»
tra Sn e Sb.
8.3 (a) massa atomica prevista 54,23 u
(b) temperatura di fusione prevista 6,3 °C
8.5 Il numero quantico ms è in relazione soltanto con l'elettrone; gli altri numeri quantici descrivono
l'orbitale.
8.8 La schermatura è un effetto che ha luogo quando gli elettroni interni proteggono o schermano gli
elettroni esterni nei confronti dell'intera forza attrattiva del nucleo. La carica nucleare effettiva è la
carica nucleare a cui un elettrone è soggetto effettivamente. All'aumentare del numero degli elettroni
schermanti, la carica nucleare effettiva diminuisce.
8.10 (a) 6
(b) 10
(c) 2
8.11 (a) 6
(b) 2
(c) 14
8.13 Negli orbitali degeneri (quelli di energia identica), il riempimento avverrà in modo tale che gli
spin abbiano lo stesso valore. N: 1s22s22p3
↑↓
1s
↑↓
2s
↑
↑
2p
↑
o
↑↓
1s
↑↓
2s
↓
↓
2p
↓
8.15 Gli elementi dei gruppi principali appartenenti allo stesso gruppo hanno configurazioni
elettroniche esterne simili in cui il (vecchio) numero del gruppo è uguale al numero di elettroni esterni.
Le configurazioni elettroniche esterne variano in modo periodico in un periodo; ogni elemento
successivo ha un elettrone addizionale.
8.17 Il numero massimo di elettroni in ogni orbitale n è 2n2. Per n = 4, la capacità massima di elettroni
è 2(4)2 ossia di 32 elettroni.
8.18 (a) n = 5; l = 0; ml = 0; ms = +1/2
(b) n = 3; l = 1; ml = 1; ms = -1/2
(c) n = 5; l = 0; ml = 0; ms = +1/2
(d) n = 2; l = 1; ml = +1; ms = -1/2
8.19 Rb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1
(b) Ge: 1s22s22p63s23p64s23d104p2
(c) Ar: 1s22s22p63s23p6
8.20 (a) Cl: 1s22s22p63s23p5
(b) Si: 1s22s22p63s23p2
(c) Sr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2
26
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
8.21
(a)
(b)
(c)
Ti:
Cl:
V:
[Ar] 4s23d2
[Ar]
[Ne] 3s23p5
[Ne]
[Ar] 4s23d2
[Ar]
↑↓
4s
↑
↑
↑↓
3s
↑↓
↑↓
3p
↑
↑↓
4s
↑
↑
↑
3d
↑↓
4s
↑
↑
↑
3d
↑↓
3s
↑
↑
3p
↑
↑↓
4s
↑↓
↑
↑
3d
↑↓
↑↓
3d
8.22
(a)
(b)
(c)
Mn:
P:
Fe:
[Ar] 4s23d5
[Ar]
[Ne] 3s23p3
[Ne]
[Ar] 4s23d6
[Ar]
↑
↑
↑
↑
8.23 (a) O; Gruppo 6A(16); Periodo 2
(b) P; Gruppo 5A(15); Periodo 3
8.24
(a)
(b)
↑↓
3s
Cl; 7A(17); 3
↑↓
4s
As; 5A(15); 4
↑↓
↑↓
3p
↑
↑↓
↑↓
↑↓
3d
8.25 (a) [Ar] 4s23d104p1; Ga; 3A(13); 4
(b) [He] 2s22p6; Ne; 8A(18); 2
8.26
elettroni
elettroni
elettroni di
interni
esterni
valenza
(a) O
2
6
6
(b) Sn
46
4
4
(c) Ca
18
2
2
(d) Fe
18
2
8
(e) Se
28
6
6
↑
↑
4p
↑
27
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
8.27 (a) B; Al, Ga, In, Tl
(b) S; O, Se, Te, Po
(c) La; Sc, Y, Ac
8.28 (a) C; Si, Ge, Sn, Pb
(b) V; Nb, Ta, Ha
(c) P; N, As, Sb, Bi
8.29
Na: 1s22s22p63s1
Na (eccitato): 1s22s22p63p1
↑↓
1s
↑↓
2s
↑↓
↑↓
2p
↑↓
↑
3s
3p
8.32 Il raggio atomico aumenta dall'alto al basso in un gruppo, mentre l'energia di ionizzazione
diminuisce dall'alto al basso in un gruppo. Maggiore à la distanza di un elettrone dal nucleo, più facile
è rimuoverlo.
8.34 Le energie di ionizzazione successive di un particolare elemento aumentano perché ogni elettrone
addizionale viene allontanato da uno ione più positivo. Avviene un salto estremamente grande
dell'energia di ionizzazione quando tutti gli elettroni di valenza sono stati rimossi e viene rimosso il
primo elettrone interno. Perciò, considerando una serie di energie di ionizzazione, si può determinare il
numero di elettroni di valenza.
8.36 Il Gruppo 7A(17) ha un'alta energia di ionizzazione e prime affinità elettroniche negative. Questi
elementi tendono a formare ioni –1.
8.39 (a) K < Rb < Cs
(b) O < C < Be
(c) Cl < S < K
(d) Mg < Ca < K
8.40 (a) Ba < Sr < Ca
(b) B < N < Ne
(c) Rb < Se < Br
(d) Sn < Sb < As
8.41 B: 1s22s22p1
8.42 (a) Na
(b) Na
(c) Be
8.43 I metalli hanno una lucentezza caratteristica, hanno generalmente temperature di fusione elevate e
sono buoni conduttori elettrici. I non metalli hanno superfici non lucenti, hanno tipicamente
temperature di fusione basse e sono cattivi conduttori elettrici.
8.44 Il carattere metallico aumenta da destra a sinistra lungo un periodo e dall'alto al basso lungo un
gruppo. Questa tendenza è identica a quella del raggio atomico e opposta a quella dell'energia di
ionizzazione.
8.46 +2 o +4. Gli ioni +2 si formano per cessione dei due elettroni p più esterni, mentre gli ioni +4 si
formano per cessione di questi elettroni e dei due elettroni s più esterni.
8.50 (a) Rb
(b) Ra
(c) I
8.51 (a) As
(b) P
(c) Be
28
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
8.52 soluzione acida; SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
8.53 (a) Cl-: 1s22s22p63s23p6
(b) Na+: 1s22s22p6
(c) Ca2+: 1s22s22p63s22p6
8.54 (a) Al3+: 1s22s22p6
(b) S2-: 1s22s22p63s23p6
(c) Sr2+: 1s22s22p63s23p64s23d104p6
8.55 (a) 0
(b) 3
(c) 0
(d) 1
8.56 (a), (b), (d)
8.57 (a) V3+: [Ar] 3d2, paramagnetico
(b) Cd2+: [Kr] 4d10, diamagnetico
(c) Co3+: [Ar] 3d2, paramagnetico
(d) Ag+: [Kr] 4d10, diamagnetico
8.58
(a) [Kr]
↑↓
(b) [Kr]
(c) [Kr]
↑
5s
2 e- spaiati
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
0 e- spaiati
↑↓
↑↓
↑↓
4d
↑↓
↑↓
↑
2 e- spaiati
La configurazione elettronica di (b) è compatibile con un atomo di palladio diamagnetico.
8.59 (a) Li+ < Na+ < K+; il raggio aumenta dall'alto al basso lungo un gruppo
(b) Rb+ < Br- < Se2-; il raggio aumenta al diminuire del numero atomico in una serie isoelettronica
(c) F- < O2- < N3-; stesso motivo di (b)
8.62 (a) K è ulteriormente a sinistra (raggio maggiore) mentre Sr è ulteriormente in giù (raggio
maggiore).
(b) Zeff rimane quasi costante dopo i primi 2 o 3 elementi lungo una serie di transizione.
(c) Na è ulteriormente a sinistra (più metallico) mentre Ca è ulteriormente in giù (più metallico).
(d) Se è ulteriormente a destra (ossido più acido) mentre P è ulteriormente in su (ossido più acido).
8.65 (a) SrBr2; bromuro di stronzio
(b) CaS: solfuro di calcio
(c) ZnF2; fluoruro di zinco(II)
(d) LiF; fluoruro di litio
8.66 (a) ∆H < O; Li ha un'affinità elettronica negativa maggiore di quella di Na in virtù del suo raggio
minore.
(b) ∆H < O; K ha un'energia di ionizzazione minore di quella di Na in virtù del suo raggio maggiore.
8.69 Abiti di colore blu/violetto per stare più freschi. Gli abiti di colore blu/violetto assorbono la luce
arancio/rossa, che ha meno energia rispetto alla luce blu/violetta. Gli abiti di colore blu/violetto
riflettono la luce blu/violetta di energia più alta.
8.72 (a) E436 nm = 4,56 · 10-19 J, E254 nm = 7,83 · 10-19 J
(b) 1,24 · 10-18 J
(c) 1,60 · 102 nm
8.74 Ce: [Xe] 6s24f45d1; Ce4+: [Xe]; Eu: [Xe] 6s24f+7 ; Eu2+: [Xe]4f7; Ce4+ ha una configurazione
elettronica di gas nobile e Eu2+ ha un sottolivello f semipieno.
29
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 9
9.1 (a) Maggiore è l'energia di ionizzazione, minore è il carattere metallico.
(b) Maggiore è il raggio atomico, maggiore è il carattere metallico.
(c) Maggiore è il numero di elettroni esterni, minore è il carattere metallico.
(d) Maggiore è la carica nucleare effettiva, minore è il carattere metallico.
9.4 (a) Cs
(b) Rb
(c) As
9.5 (a) ionico
(b) covalente
(c) metallico
9.6 (a) covalente
(b) ionico
(c) covalente
9.7 (a) Rb
(b) Si
(c) I
9.8 (a) Sr
(b) P
(c) S
9.9 (a) 6A(16); ns2np4
(b) 3A(13); ns2np1
9.11 L'energia reticolare è il risultato di attrazioni elettrostatiche tra ioni carichi di segno opposto e
quindi il suo valore dipende da vari fattori, comprendenti il raggio ionico e la carica ionica. Per una
particolare disposizione di ioni, l'energia reticolare aumenta all'aumentare delle cariche degli ioni e al
diminuire dei loro raggi.
9.14 (a) Ba2+ = [Xe]; Cl- = [Ne] 3s23p6; BaCl2
(b) Sr2+ = [Kr]; O2- = [He] 2s22p6; SrO
(c) Al3+ = [Ne]; F- = [He] 2s22p6; AlF3
(d) Rb+ = [Kr]; O2- = [He] 2s22p6; Rb2O
9.15 (a) 2A(2)
(b) 6A(16)
(c) 1A(1)
9.16 (a) 3A(13)
(b) 2A(2)
(c) 6A(16)
9.17 (a) BaS; Ba e S hanno cariche ioniche maggiori di quelle di Cs e Cl.
(b) LiCl; Li ha raggio minore di quello di Cs.
9.18 (a) BaS; Ba ha raggio maggiore di quello di Ca.
(b) NaF; Na e F hanno cariche minori di quelle di Mg e O.
9.19 Energia reticolare di NaCl = -788 kJ. È minore di quella di LiF a causa dei maggiori raggi ionici
di Na+ e Cl-,
9.21 –336 kJ
9.22 Il cloro gassoso è costituito da molecole biatomiche. Quando due atomi di cloro si avvicinano
l'uno all'altro, ciascun nucleo atomico comincia ad attrarre l'elettrone dell'altro, e questa attrazione fa
diminuire l'energia potenziale del sistema. Gli atomi continuano ad avvicinarsi l'uno all'altro, e
l'energia potenziale del sistema continua a diminuire. All'aumentare delle attrazioni, aumentano anche
le repulsioni tra i nuclei e tra gli elettroni. In corrispondenza di una certa distanza internucleare, viene
30
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
raggiunta l'attrazione massima nonostante la repulsione, e il sistema ha l'energia potenziale più bassa.
La mutua attrazione tra i nuclei e la coppia di elettroni costituisce il legame covalente.
9.23 L'energia di legame è la variazione di entalpia che accompagna la dissociazione di 1 mol del
legame nello stato gassoso.
H—Cl(g) + energia → H(g) + Cl(g)
∆H è positiva, il processo assorbe energia ossia è endotermico.
∆H di formazione del legame ha lo stesso valore assoluto, ma segno opposto.
9.27 (a) I—I < Br—Br < Cl—Cl
(b) S—Br < S—Cl < S—H
(c) C—N < C=N < C≡N
9.28 C=O > C—O > forza intermolecolare.
9.29 L'elettronegatività aumenta da sinistra a destra e diminuisce dall'alto al basso. Il fluoro e
l'ossigeno sono i due atomi più elettronegativi, mentre il cesio e il francio sono i due meno
elettronegativi.
9.31 Il legame H—O nell'acqua è covalente polare. Si ha un legame covalente apolare quando gli
elettroni di legame sono situati tra due atomi della stessa elettronegatività. Il legame covalente polare
si ha quando gli elettroni di legame sono situati tra due differenti atomi con differenti elettronegatività,
e quindi uno dei due atomi è in grado di attrarre più fortemente gli elettroni di legame. Il legame ionico
implicherebbe che è avvenuto un trasferimento elettronico tra gli atomi.
9.34 (a) Si < S < O
(b) Mg < As < P
9.35 (a) N > P > Si
(b) As > Ga > Ca
9.36
(a) N—B
←
(d) S—O
→
(b) N—O
→
(e) N—H
←
(c) C—S
poli assenti
(f) Cl—O
←
9.37 (a), (d), (e)
9.38 (a) covalente apolare
(b) ionico
(c) covalente polare
(d) covalente polare
(e) covalente apolare
(f) covalente polare; SCl2 < SF2 < PF3
9.39
(a) H—I < H—Br < H—Cl
→ → →
(b) H—C < H—O < H—F
→ → →
(c) S—Cl < P—Cl < Si—Cl
→ →
→
31
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
9.41 (a) lucentezza, malleabilità, buona conduttività elettrica, temperature di fusione e di ebollizione
relativamente alte
(b) formano ossidi basici, formano cationi cedendo elettroni
9.44 (a) -1,220 · 103 kJ
(b) 2,342 · 104 kJ
(c) 1,690 · 103 g
(d) 65,2 L
9.46 (a) -125 kJ
(b) Sì, perché ∆H per la conversione di MgCl in MgCl2 è negativa.
9.48 (a) 406 nm
(b) 2,92 · 10-19 J/atomo
(c) 1,87 · 104 m/s
9.50 (a) 4,04 · 10-19 J/molecola, 6,09 · 1014 s-1
(b) 353 nm
9.52 (a) Le energie di legame si riferiscono alla formazione di atomi gassosi e quindi si riferiscono
alla rottura omolitica del legame.
(b) Poiché nella rottura eterolitica del legame uno dei due atomi ottiene entrambi gli elettroni di
legame, essa dà luogo alla formazione di ioni.
(c) Poiché il cloro è più elettronegativo del carbonio, gli atomi di carbonio che sono legati al cloro in
H3C—CCl hanno in effetti un'elettronegatività maggiore di quella degli atomi di carbonio in H3C—
CH3. Di conseguenza l'atomo tratterrebbe i suoi elettroni più fortemente e l'energia di legame
aumenterebbe.
(d) Sì. Oltre a rompere il legame C—C, si dovrebbe vincere l'energia di attrazione degli ioni formati.
9.53 per l'etano: 413 kJ/mol, per l'etene: 4,10 · 102 kJ/mol, per l'etino: 404 kJ/mol
32
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 10
10.1 (b) He e (d) H non possono fungere da atomo centrale in una struttura di Lewis. Entrambi hanno
il livello più esterno con un massimo di due elettroni. F non può fungere da atomo centrale perché i
suoi elettroni di valenza sono nel livello con n = 2. F non può avere un ottetto espanso perché il livello
con n = 2 contiene soltanto orbitali s e p, quindi F può formare soltanto un legame.
10.3 a, b, d, e, f, h ubbidiscono alla regola dell'ottetto; c, g no.
10.17 La struttura A ha tutti gli atomi con carica formale = 0, quindi è la struttura migliore.
10.19 È necessaria meno energia per rompere i legami più deboli.
10.21 -168 kJ
10.23 -22 kJ
10.26 Quando tutte le coppie di elettroni intervengono nel legame (cioè, quando non vi sono coppie
solitarie), il nome della forma molecolare è uguale al nome della disposizione dei gruppi di elettroni.
10.28 tetraedrica AX4; piramidale trigonale AX3E; piegata o angolare AX2E2
10.32 (a) planare trigonale, piegata, 120°
(b) tetraedrica, piramidale trigonale, 109,5°
(c) tetraedrica, piramidale trigonale, 109,5°
10.33 (a) planare trigonale, planare trigonale, 120°
(b) planare trigonale, piegata, 120°
(c) tetraedrica, tetraedrica, 109,5°
10.34 (a) planare trigonale, AX3, 120°
(b) piramidale trigonale, AX3E, 109,5°
(c) bipiramidale trigonale, AX5, 90° e 120°
10.35 (a) piegata, 109,5°, minore
(b) bipiramidale trigonale, 90° e 120°, nessuna
(c) ad altalena, 90° e 120°, minore
(d) lineare, 180°, nessuna
10.36 (a) C: tetraedrica, 109,5°; O: piegata, < 109,5° (per la presenza di coppie solitarie)
(b) N: planare trigonale, < 120°
10.37 (a) C in CH3: tetraedrica, 109,5°; C (con C=O): planare trigonale, < 120° per C—C—O(H): O
(con O—H): piegata, < 109,5° (per la presenza di coppie solitarie)
(b) O: piegata, < 109,5° (per la presenza di coppie solitarie)
10.38 OF2 < NF3 < CF4 < BF3 < BeF2
10.39
Angolo
(a)
(b)
(c)
Valore ideale
120°
120°
120°
109,5°
109,5°
109,5°
109,5°
109,5°
120
Deviazione
minore
maggiore
minore
minore
nessuna
nessuna
minore
minore
nessuna
33
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
10.41
2PCl5(g)
AX5
trigonale
bipiramidale
120°, 90°
→
→
PCl4+(s)
AX4
tetraedrica
109,5°
+
PCl6-(s)
AX6
ottaedrica
90°
10.42 I legami polari hanno un valore e un orientamento; se sono uguali in valore e opposti in
orientamento, la molecola è apolare. Se le forze non sono equilibrate la molecola è polare.
10.44 (a) CF4
(b) SCl2 e BrCl
10.45 (a) SO2; struttura piegata rispetto a struttura planare trigonale
(b) IF; ∆χ maggiore
(c) SF4; struttura ad altalena rispetto a struttura tetraedrica
(d) H2O; ∆χ maggiore
Il composto Y non ha un momento di dipolo.
10.51 (a) carica formale Al = -1, carica formale Cl, estremità, = 0, carica formale Cl, interno = +1,
carica formale I = -1, carica formale Cl, estremità = 0, carica formale Cl, interno = +1
(b) I2Cl6 è planare, gli atomi di iodio hanno quattro coppie di legame e due coppie di non legame,
corrispondenti a una forma planare quadrata.
10.59 (a) -1267 kJ/mol
(b) - 1226 kJ/mol
(c) -1234,8 kJ/mol, i valori differiscono di meno dell'1%, quindi c'è un buon accordo tra i metodi di
calcolo.
10.69 possibile: piramidale trigonale o a T; impossibile: planare trigonale
34
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 11
11.1 (a) sp2
(b) sp3d2
(c) sp
(d) sp3
(e) sp3d
11.3 C ha soltanto orbitali 2s e 2p, permettendo un massimo di quattro ibridi. Si ha disponibili orbitali
3d oltre agli orbitali 3s e 3p, quindi è capace di formare fino a sei ibridi.
11.5 (a) sei orbitali sp3d2
(b) quattro orbitali sp3
11.6 (a) sp2
(b) sp2
(c) sp2
11.7 (a) sp3
(b) sp3
(c) sp3
11.8 (a) sp3 ← s + 3p
(b) sp ← s + p
11.9 (a) sp3d ← s + 3p + d
(b) sp3 ← s + 3p
11.13 (a) Falso. Un legame doppio è costituito da un legame σ e un legame π.
(b) Falso. Un legame triplo è costituito da un legame σ e due legami π.
(c) Vero.
(d) Vero.
(e) Falso. Un legame π è costituito da una seconda coppia di elettroni dopo che si è già formato un
legame σ.
(f) Falso. La sovrapposizione di testa dà origine a un legame con densità elettronica lungo l'asse di
legame.
11.14 (a) 3(σ) + 1(π) attorno a N, ibridazione sp2.
(b) 2(σ) + 2(π) attorno a C, ibridazione sp.
(c) 3(σ) + 1(π) attorno a C, ibridazione sp2.
11.17 2 orbitali atomici p + 2 orbitali atomici p → 4 orbitali molecolari. Il numero di orbitali
molecolari è uguale al numero di orbitali atomici da cui si formano.
11.19 Orbitali leganti rispetto a orbitali antileganti:
(a) energia: gli orbitali leganti hanno energia inferiore e sono più stabili
(b) piano nodale: gli orbitali leganti non hanno piano nodale perpendicolare all'asse di legame
(c) densità elettronica internucleare: l'orbitale legante ha densità elettronica maggiore di quella
dell'orbitale antilegante
11.21 (a) 2
(b) 2
(c) 4
11.23 (a) stabile
(b) paramagnetico
(c) (σ2s)2(σ2s*)1
11.24 (a) Energia di legame crescente C2+ < C2 < C2(b) Lunghezza di legame crescente C2- < C2 < C2+
35
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
11.27 (a) 17 legami σ
(b) tutti gli atomi di C: sp2; atomo di N dell'anello: sp2; gli altri atomi di N: sp3
11.29 (a) B passa dall'ibridazione sp2 all'ibridazione sp3
(b) P passa da sp3 a sp3d
(c) C passa da sp a sp2
(d) Si passa da sp3 a sp3d2
(e) S è sp2 e resta sp2
11.37 (a) C in CH3: sp3; tutti gli altri C: sp2; O centrale: sp3
(b) 2
(c) 8; 1
36
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 12
12.1 In un solido, l'energia di attrazione è maggiore dell'energia associata al moto, mentre in un gas è
minore. I gas hanno un'alta compressibilità e un'alta fluidità, mentre i solidi sono privi di entrambe le
proprietà.
12.4 (a) Perché le forze intermolecolari sono vinte soltanto parzialmente nella fusione e devono
essere vinte completamente nella vaporizzazione.
(b) Perché nei solidi sono presenti forze intermolecolari maggiori di quelle presenti nei liquidi.
(c) ∆Hcond = -∆Hvap
12.5 (a). (b) intermolecolari
(c), (d) intramolecolari
12.6 (a) condensazione
(b) fusione
(c) evaporazione
12.7 Le molecole di un gas si muovono più velocemente di quelle di un liquido. Quando il liquido
condensa, le molecole rallentano e viene ceduta energia all'ambiente circostante.
12.11 Inizialmente predomina l'evaporazione delle molecole liquide dalla superficie, il che aumenta il
numero di molecole gassose e quindi la pressione di vapore. Dopo che altre molecole sono entrate
nella fase gassosa, aumenta la probabilità che una molecola gassosa urti contro la superficie libera del
liquido e vi «aderisca», quindi la velocità di condensazione aumenta. Quando la velocità di
evaporazione e la velocità di condensazione diventano uguali, la pressione di vapore diventa costante.
12.12 Quando le forze intermolecolari aumentano,
(a) la temperatura critica aumenta.
(b) la temperatura di ebollizione aumenta.
(c) la pressione di vapore diminuisce.
(d) il calore di vaporizzazione aumenta.
12.16 Perché la condensazione del vapore rilascia una quantità di calore (40,7 kJ/mol) molto maggiore
di quella rilasciata dal raffreddamento dell'acqua.
12.17 4,16 · 103 J
12.18 526 mmHg
12.19 18 kJ/mol
12.22 41 atm
12.26 L'atomo di O è molto più piccolo dell'atomo di Se. Di conseguenza, la densità elettronica su O è
molto maggiore di quella su Se e attrae molto più fortemente l'atomo di H.
12.28 Tutte le molecole presentano forze di dispersione. Ma queste, essendo molto deboli, sono
generalmente vinte se esistono altre forze intermolecolari (dipolo-dipolo, legame idrogeno).
12.31 (a) legame idrogeno
(b) forze di dispersione
(c) forze di dispersione
12.32 (a) forze dipolo-dipolo
(b) forze di dispersione
(c) legame idrogeno
12.34 (a) forze di dispersione
(b) legame idrogeno
(c) forze di dispersione
12.35 (a) I(b) C2H4
(c) H2Se
37
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Nei casi (a) e (c), la particella più grande (con più elettroni) ha la polarizzabilità più alta. Nel caso (b),
gli elettroni π trattenuti meno fortemente possono essere distorti più facilmente.
12.36 (a) C2H6; le molecole più piccole hanno forze intermolecolari più deboli.
(b) CH3CH2F; forza intermolecolare più debole (dipolo-dipolo rispetto a legame idrogeno in
CH3CH2OH).
(c) PH3; forza intermolecolare più debole (dipolo-dipolo rispetto a legame idrogeno in NH3).
12.37 (a) LiCl; legami ionici (LiCl) rispetto a forze dipolo-dipolo (HCl).
(b) NH3; legame idrogeno (NH3) rispetto a forza dipolo-dipolo (PH3).
(c) I2; la molecola più grande ha forze di dispersione maggiori.
12.39 La polarità del legame X—H aumenta N—H < O—H < F—H.
12.43 Le forze coesive di H2O (legami idrogeno) e di Hg (legami metallici) sono più forti delle forze
adesive tra quelle gocce e la cera apolare (tenuta unita da forze di van der Waals), la qual cosa
significa che queste gocce rimarrebbero sotto forma di gocce sferiche. Le forze coesive deboli dell'olio
(forze di van der Waals) hanno forza similealle forze adesive tra l'olio e la cera, quindi le gocce
d'acqua si spargerebbero maggiormente.
12.45 Perché la tensione superficiale è definita come la quantità di energia necessaria per aumentare di
una quantità specifica l'area della superficie.
12.47 CH3CH2CH2OH < HOCH2CH2OH < HOCH2CH(OH)CH2OH Il numero di legami idrogeno e,
quindi, l'intensità delle forze intermolecolari aumenterebbero come è indicato, quindi aumenterebbe
anche la tensione superficiale.
12.48 La viscosità e la tensione superficiale aumentano entrambe all'aumentare dell'intensità delle
forze intermolecolari, quindi l'ordine sarebbe lo stesso.
12.49 Il succo di mela (costituito in prevalenza da acqua) è tenuto unito da legami idrogeno; l'olio da
cucina è tenuto unito da forze di dispersione. L'adesione della carta e dell'acqua sarebbe più forte
(legami idrogeno nella carta con legami idrogeno nell'acqua) di quella tra carta e olio da cucina.
12.52 L'acqua è un buon solvente per sostanze che formano ioni e/o possono formare legami idrogeno.
Più la sostanza è polare (cioè, simile all'acqua), tanto meglio. L'acqua è un cattivo solvente per le
sostanze apolari.
12.53 I due atomi di idrogeno legati covalentemente all'atomo di ossigeno possono formare legami
idrogeno con altre due molecole. Inoltre, due atomi di idrogeno di molecole di H2O adiacenti possono
formare legami idrogeno con le due coppie solitarie di elettroni sull'atomo di ossigeno.
12.56 L'acqua ha un'alta capillarità, che le permette di essere assorbita facilmente dalle radici delle
piante e di essere trasportata alle foglie.
12.62 Cubica semplice
12.65 Il gap di energia è la differenza di energia tra il livello energetico pieno più alto (nella banda di
valenza) e il livello energetico vuoto più basso (nella banda di conduzione). Nei conduttori e nei
superconduttori, il gap di energia è zero (le bande sono sovrapposte); nei semiconduttori è piccolo;
negli isolanti è grande.
12.67 La massa atomica e il raggio atomico
12.68 (a) a facce centrate
(b) a corpo centrato
(c) a facce centrate
12.69 (a) metallico, perché Sn è un metallo
(b) covalente reticolare, perché Si è simile a C(diamante)
(c) atomico, perché Xe è un elemento monoatomico
12.70 (a) metallico, perché Ni è un metallo
(b) molecolare, perché questa è una molecola
(c) molecolare, perché questa è una molecola
12.71 4
12.72 (a) quattro di ciascuno
(b) 577,40 u ossia 9,59 · 10-22 g
38
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
(c) 1,77 · 10-22 cm3
(d) 5,61 Å
12.73 (a) isolante
(b) conduttore
(c) semiconduttore
12.74 (a) aumento
(b) aumento
(c) diminuzione
12.75 1,68 · 10-8 cm (1,68 Å)
12.82 Le proprietà isotrope sono identiche in tutte le direzioni, mentre le proprietà anisotrope
dipendono dalla direzione. I cristalli liquidi presentano un certo grado di ordine, quindi sono
anisotropi.
12.84 (a) b tipo n
(b) tipo p
22.86 (a) 19,8 mmHg
(b) 0,0388 g
12.90 È necessaria più energia per sublimare il ghiaccio poiché il calore di sublimazione è uguale alla
somma del calore di fusione (per fondere il ghiaccio) e del calore di vaporizzazione (per fare bollire
l'acqua). Lo stesso varrebbe per il CO2, ma, poiché il CO2 liquido non è stabile alla pressione di 1 atm,
di solito la sublimazione avviene in una sola tappa anziché in due tappe come per qualsiasi sostanza.
12.91 (a) 1,50 · 103
(b) 3,33 g
(c) SiO2(s) + 4HF(g) → SiF4(g) + 2H2O(g)
(d) 3,56 · 10-3 mol
12.93 259 K (-14 °C)
12.98 (a) 0,088 g
(b) sì
(c) 0,15 g
12.99 2,9 g/m3
12.103 45,98 u ossia 7,635 · 10-23 g
39
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 13
13.2 Quando un sale come NaCl si scioglie, forze ione-dipolo fanno separare gli ioni, e altre molecole
d'acqua si aggregano attorno a essi in gusci di idratazione.
13.4 Lo stearato di sodio è più efficace come sapone. Lo ione stearato a lunga catena ha sia una catena
carbossilica idrofila sia una catena idrocarburica idrofobica, il che gli permette di ridurre la tensione
superficiale tra l'olio e l'acqua e di agire come sapone. Lo ione acetato è troppo piccolo per presentare
qualità idrofobiche.
13.7 (a) Nell'acqua, solvente polare, KNO3 si ionizza completamente e forma soluzioni più
concentrate. KNO3, un sale ionico, non si scioglie nel tetracloruro di carbonio apolare o non
interagisce bene con esso.
13.8 (a) la forza ione-dipolo
(b) il legame idrogeno
(c) la forza dipolo-dipolo indotto
13.9 (a) il legame idrogeno
(b) la forza dipolo-dipolo indotto
(c) le forze di dispersione
13.10 (a) HCl(g); le interazioni molecolari (forze dipolo-dipolo) sono più forti
(b) CH3COH; le interazioni molecolari (dipolo-dipolo) sono più forti
(c) CH3CH2MgBr; le interazioni molecolari (forze di dispersione) sono più forti
13.12 L'acido gluconico è solubile in acqua in virtù dei suoi estesi legami idrogeno mediante i suoi
gruppi ossidrile polari che l'acido caproico non ha. L'estremità apolare dell'acido caproico gli permette
di essere solubile nell'esano apolare.
13.14 Per un solvente generico, le variazioni di energia necessarie per separare il solvente in particelle
(∆Hsolvente) e quelle necessarie per mescolare le particelle di solvente e di soluto (∆Hmesc) verrebbero
combinate per ottenere ∆Hsolvatazione.
13.19 Molto solubile. Una diminuzione dell'energia e un aumento dell'entropia favoriscono entrambi
la formazione di una soluzione.
13.21 (a) Na+ ha una densità di carica maggiore di quella di Cs+. Na+ ha un volume ionico minore.
(b) Sr2+ ha una carica ionica maggiore di quella di Rb+, quindi avrà la densità di carica maggiore.
(c) Na+ ha un volume ionico minore di quello di Cl-, quindi avrà la densità di carica maggiore.
(d) O2 ha una carica ionica maggiore di quella di F-, quindi avrà la densità di carica maggiore.
(e) OH- ha un volume ionico minore di quello di SH-, quindi avrà la densità di carica maggiore.
13.22 (a) Na+
(b) Sr2+
(c) Na+
(d) O2(e) OH13.23 (a) -704 kJ/mol
(b) probabilmente K+ a causa del suo raggio minore (densità di carica maggiore)
13.24 (a) aumenta
(b) diminuisce
(c) aumenta
(d) diminuisce
13.26 Aggiungete a ciascuna soluzione un pizzico del soluto solido. La soluzione soprassatura è
instabile e l'aggiunta di un cristallo di soluto fungente da «germe» provoca ala cristallizzazione
immediata del soluto in eccesso, lasciando una soluzione satura. La soluzione in cui si scioglie il soluto
solido aggiunto è la soluzione insatura di X. La soluzione in cui il soluto solido aggiunto rimane
indisciolto è la soluzione satura di X.
40
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
13.29 (a) aumenterà
(b) diminuirà
13.30 (a) 8,19 · 10-2 g O2
(b) 1,71 · 10-2 g O2
13.32 0,20 mol/L
13.35 (a) % m/v; molarità
(b) % w/m; frazione molare
(c) molalità
13.37 Disponendo soltanto di queste informazioni, si è in grado di interconvertire tra molarità e
molalità, ma si deve conoscere l'identità (o almeno la massa molare) del solvente per convertire tra
l'una o l'altra di queste espressioni di concentrazione e la frazione molare.
13.39 (a) 1,24 M
(b) 0,158 M
13.40 (a) 0,0750 M
(b) 0,31 M
13.41 (a) Aggiungere 4,22 g di KH2PO4 ad acqua sufficiente per preparare 355 mL di soluzione
acquosa.
(b) Aggiungere 107 mL di soluzione 1,25 M di NaOH ad acqua sufficiente per preparare 425 mL di
soluzione acquosa.
13.42 (a) Pesare 45,9 g di KBr, poi aggiungere ad acqua sufficiente per preparare 1,50 L di soluzione.
(b) Aggiungere 139 mL di soluzione 0,244 M di LiNO3 ad acqua sufficiente per preparare 355 mL di
soluzione.
13.43 (a) 0,942 m
(b) 1,29 m
13.44 3,09 m
13.45 (a) Aggiungere 2,13 g di C2H6O2 a 298 g di H2O.
(b) Agguiungere 32,3 g di soluzione contenente il 62,0% in massa di HNO3 a 968 g di H2O.
13.46 (a) 0,27
(b) 56%
(c) 21 m
13.47 33,7 g; frazione molare = 7,15 · 10-3; 6,31% in massa
13.48 5,11 m; 4,53 M; frazione molare = 0,0842
13.49 2,2 ppm Ca2+; 0,66 ppm Mg2+
13.53 Un elettrolita forte è un soluto che si dissocia completamente in ioni in soluzione.
13.55 La temperatura di ebollizione della soluzione è più alta e la temperatura di solidificazione è più
bassa per la soluzione rispetto al solvente puro.
13.58 Una soluzione diluita di un elettrolita ha un comportamento più ideale rispetto a quello di una
soluzione concentrata. Al crescere della concentrazione, la coincentrazione «attiva» si discosta dalla
concentrazione molare. Perciò, la soluzione 0,050 m di NaF ha una temperatura di ebollizione più
vicina a quella prevista.
13.61 (a) elettrolita forte
(b) elettrolita forte
(c) non elettrolita
(d) elettrolita debole
13.62 (a) 0,4 mol
(b) 0,14 mol
(c) 3 · 10-4 mol
(d) 0,07 mol
13.63 (a) 10,0 g di CH3OH in 1,00 · 102 g di H2O
(b) 10,0 g di H2O in 1,00 kg di CH3OH
13.64 (a) I e II uguali; III più alta
41
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
(b) I e II aumentate; III aumentata di 1,5 volte
(c) I e II diminuite; III diminuita di 1,5 volte
(d) I e II diminuite; III diminuita di 1,5 volte
13.65 23,36 mmHg
13.66 -0,206 °C
13.67 79,0 °C
13.68 11,3 kg
13.69 (a) 0,173 m; i = 1,84
(b) 0,0837 m; i = 1,02
13.70 211 mmHg (CH2Cl2); 47,2 mmHg (CCl4)
13.71 Il liquido all'interno di una cellula è sia un colloide sia una soluzione. In una cellula tipica, le
molecole di proteine e acidi nucleici di dimensioni colloidali sono disperse in una soluzione acquosa di
ioni e numerose piccole molecole.
13.75 Le molecole di sapone formano micelle sferiche, con le «teste» cariche che formano l'esterno
della micella e le «code» apolari l'interno. Poiché le superfici delle particelle colloidali hanno cariche
di stesso segno, le repulsioni impediscono loro di aderire l'una all'altra quando si urtano. Il sapone
sarebbe meno efficace in acqua di mare, con le sue maggior concentrazioni di ioni bivalenti.
13.76 Per montare la panna, il gas deve avere una solubilità piuttosto bassa nel liquidi alla pressione di
1 atm. Se CO2 non fosse tanto efficace quanto N2O, ciò implicherebbe che CO2 è più solubile di N2O
nella panna, quindi la sua costante di Henry sarebbe maggiore di quella per N2O.
13.80 3,5 · 109 L
13.81 Ciò sarebbe vero soltanto se la densità del solvente fosse vicina a 1,0 g/mL.
13.85 (a) 90,0 g/mol
(b) C2H5O; C4H10O2
(c) HOCH2CH2CH2CH2OH forma legami idrogeno; CH3OCH2CH2OCH3 no
13.87 (a) Mg2+
(b) Mg2+
(c) CO32(d) SO42(e) Fe3+
(f) Ca2+
13.88 (a) 68 g/mol
(b) 2,0 · 102 g/mol
(c) La massa formula effettiva (164,1 g/mol) è compresa tra quella calcolata supponendo che il
composto sia un non elettrolita e quella calcolata supponendo che sia un elettrolita forte. Un elettrolita
forte che avesse una massa formula di 164,1 g/mol e producesse 3 ioni alla mole avrebbe dovuto dare
una massa formula apparente di (164,1)/3 = 54,7 g/mol. Questa sostanza si dissocia altamente, ma non
completamente, in ioni in soluzione.
(d) 2,4
13.91 (a) 1,82 · 104 g/mol
(b) 3,41 · 10-5 °C
13.92 9,4 · 105 ng/L
13.94 Si aggiungono 3,11 g di NaHCO3 a 247 g di H2O.
13.97
m × kg di solvente
M
=
V di soluzione
m × kg di solvente
=
V di soluzione × densità della soluzione
42
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Quando la densità della soluzione tende a 1 g/mL, M = m. Se il solvente è l'acqua, supponendo una
densità di 1,000 g/mL, 1 kg di acqua equivale a un volume di 1,0 L. Nelle soluzioni diluite, il volume
di solvente e il volume di soluzione sono essenzialmente uguali.
13.99 (a) CH4N2O=
(b) 6,0 · 101 g/mol; CH4N2O
13.100 (a) (0,088 cm3)/(g H2O)
(b) (1,5 cm3)/(g H2O · MPa)
(c) (0,74 cm3)/(g H2O), errore 11%
13.102 (a) Sì, ma il punto triplo sarebbe a una pressione più bassa a causa dell'abbassamento della
pressione di vapore del solvente per opera dell'aria disciolta.
(b) A temperatura più bassa, ancora a causa dell'abbassamento della pressione di vapore.
(c) Sì, perché si sarebbe di nuovo al di sotto del nuovo punto triplo.
(d) No, le pressioni di vapore sarebbero più basse a causa dell'aria disciolta.
43
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 14
14.2 (a) Zeff aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e diminuisce dall'alto al basso lungo un
gruppo.
(b) Quando ci si muove verso destra lungo un periodo, il raggio atomico diminuisce, l'energia di prima
ionizzazione aumenta e l'elettronegatività aumenta, il tutto in conseguenza dell'aumento di Zeff.
14.3 (a) ICl è polare; Br2 è apolare. L'elettronegatività di Cl è maggiore di quella di I, quindi
l'estremità I di ICl sarà parzialmente carica di segno positivo per effetto della maggiore «attrazione»
esercitata dall'atomo di Cl sugli elettroni condivisi.
(b) ICl avrà una temperatura di ebollizione più alta di quella di Br2 poiché le forze dipolo-dipolo in
ICl sono maggiori delle forze di dispersione in Br2.
14.7 Il legame cambierebbe da metallico a (forse) covalente molto polare a ionico mentre l'«altro»
elemento si sposta ulteriormente verso destra. L'elettronegatività, l'energia di ionizzazione e l'affinità
elettronica varierebbero mentre ci si muove verso destra, Le proprietà atomiche dell'elemento più a
sinistra e dell'«altro» elemento diventano sempre più diverse, facendo variare in risposta il tipo di
legame.
14.9 Gli elementi a sinistra formano cationi, che sono più piccoli degli atomi corrispondenti; gli
elementi a destra formano anioni, che sono più grandi degli atomi corrispondenti.
14.11 (a) Più alta è l'elettronegatività dell'elemento, più covalente è il legame nel suo ossido.
(b) Più elettronegativo è l'elemento, più acido è il suo ossido.
14.14 In generale, i solidi reticolari hanno temperature di fusione e di ebollizione molto alte e sono
molto duri, mentre i solidi molecolari hanno temperature di fusione e di ebollizione basse e sono
teneri. Per fondere, portare all'ebollizione o deformare un solido reticolare si devono rompere legami
chimici, il che richiede una grande quantità di energia. Nei solidi molecolari, è necessaria energia per
separare molecole che sono tenute unite con forze intermolecolari più deboli.
14.15 (a) Mg < Sr < Ba
(b) Na < Al < P
(c) Se < Br < Cl
(d) Ga < Sn < Bi
14.16 (b) e (d)
14.17 O=C=O
14.18 CF4 < SiCl4 < GeBr4
14.19 (a) Na+ < F- < O2(b) Cl- < S2- < P314.20 O < O- < O214.21
(a)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) (più basico)
(b)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
BaO
(c)
(d)
CO2
K2O
14.22 (a) LiCl
(b) PCl3
(c) NCl3
14.23 (a) Ar < Na < Si
(b) Cs < Rb < Li
44
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
14.24 L'elettrone più esterno in Li è molto più lontano dal nucleo rispetto all'elettrone in H. È anche
schermato dagli elettroni interni nei confronti di gran parte della carica nucleare.
14.27
(a)
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
(b)
LiH(s) + H2O(l) → LiOH(aq) + H2(g)
14.31 Per i Gruppi 1A(1) ÷ 4A(4), il numero di legami covalenti è uguale al (vecchio) numero del
gruppo. Per i Gruppi 5A(15) ÷ 7A(17), è uguale a otto meno il (vecchio) numero del gruppo. Nei
periodi superiori, questa correlazione è valida, ma vi sono eccezioni in cui gli elementi dei Gruppi
3A(13) ÷ 7A(17) sono capaci di formare un numero di legami maggiore di questo.
14.34 (a) Al Gruppo 3B(3) o al Gruppo 3A(13).
(b) Se nel Gruppo 3B(3), l'ossido e il fluoruro sarebbero più ionici.
14.37
(a)
agente riducente
(b)
Gli elettroni più esterni possono essere rimossi
facilmente grazie alla bassa energia di
ionizzazione.
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
(c)
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
14.39 (a) e (b) aumentano dall'alto al basso lungo il gruppo. (c), (d) e (e) diminuiscono dall'alto al
basso lungo il gruppo.
14.40 2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s)
14.41 K2CO3(s) + 2HI(aq) → 2KI(aq) + H2O(l) + CO2(g)
14.45 I metalli del Gruppo 2A(2) hanno un elettrone addizionale disponibile per il legame, quindi il
legame è più forte e la temperatura di fusione più alta. Inoltre, sono più duri, sono più densi e hanno
temperature di ebollizione più alte.
14.46
(a)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
(b)
2Ca(s) + O2(g) → 2CaO(s)
14.48
(a)
BeO(s) + H2O(l) → nessuna reazione
(b)
BeCl2(l) + 2Cl- (solvatato) →
BCl4- (solvatato)
Nella reazione (b).
14.51 Be: 1s22s2 B: 1s22s22p1
In B, l'elettrone più esterno (cioè, quello rimosso quando l'atomo è ionizzato) è in un orbitale 2p
rispetto all'orbitale 2s in Be. Poiché l'energia dell'orbitale 2p è più alta di quella dell'orbitale 2s,
45
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
l'elettrone può essere rimosso più facilmente (cioè, l'energia di prima ionizzazione è più bassa)
nonostante che il raggio dell'atomo sia più piccolo.
14.52 (a) Gli atomi «normali» hanno livelli esterni completi (cioè, un ottetto). Gli atomi con un
numero di elettroni minore di otto sono considerati poveri di elettroni (o «elettrondeficienti»)
(b)
BF2(g) + NH3(g) → F3B—NH3(g)
B(OH)3(aq) + OH-(aq) → B(OH)4-(aq)
14.54 In2O3 < Ga2O3 < Al2O3
14.57
(a)
In(s) + As(s) → InAs(s)
(b)
GaSb(s) + 3H2O(g) → InAs(s)
14.60 Sn, essendo l'elemento più metallico, avrebbe l'ossido più basico.
14.62 (a) L'energia di ionizzazione diminuisce mentre ci si muove dall'alto al basso lungo un gruppo.
(b) Le deviazioni (aumenti) rispetto alla tendenza sono dovute alla comparsa della prima serie di
transizione tra Si e Ge e alla comparsa dei lantanidi tra Sn e Pb.
(c) Gruppo 3A(13).
14.65 I raggi degli atomi aumentano e le loro energie di ionizzazione diminuiscono quando ci si
muove dall'alto al basso lungo il gruppo. Se gli elettroni sono ionizzabili più facilmente, gli atomi
avranno un comportamento più metallico.
14.70 (a) diamante
(b) CaCO3
(c) CO2
(d) [(CH3) 2SiO]n
(e) SiC
(f) CO
(g) Pb
14.74 (a) da –3 a +5
(b) Lo stato di ossidazione più alto è uguale al (vecchio) numero del gruppo ; quello più basso è
uguale al (vecchio) numero del gruppo meno otto.
14.77 H3AsO4 < H3PO4 < HNO3
14.78
(a)
4As(s) + 5O2(g) → 2As2O5(s)
(b)
2Bi(s) + 3I2(s) → 2BiI3(s)
(c)
Ca3As2(s) + 6H2O(l) →
3Ca(OH)2(s) + 2AsH3(g)
14.79
∆
(a)
N2(g) + 2Al(s)
→
2AlN(s)
(b)
PF5(g) + 4H2O(l)
→
H3PO4(aq) + 5HF(g)
46
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
14.80 Una bipiramide trigonale con F assiale e Cl equatoriale.
14.85
(a)
2KNO3(s)
∆
→
2KNO2(s) + O2(g)
∆
(b)
4KNO3(s) → 2K2O(s) + 2N2(g) + 5O2(g)
14.87 (a) Le temperature di ebollizione e le conduttività variano similmente dall'alto al basso lungo il
gruppo.
(b) L'entità del carattere metallico e i loro tipi di legame variamo similmente dall'alto al basso lungo il
gruppo.
(c) Entrambi reagiscono con l'ossigeno per formare ossidi acidi; entrambi sono agenti ossidanti.
(d) Sono entrambi non metalli gassosi che formano molecole biatomiche.
(e) O2 è più reattivo e contiene un legame doppio; N2 è meno reattivo e contiene un legame triplo.
14.89
(a)
NaHSO4(aq) + NaOH(aq) →
Na2SO4(aq) + H2O(l)
(b)
S8(s) + 24F2(g) → 8SF6(g)
(c)
FeS(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2S(g)
(d)
Te(s) + 2I2(s) → TeI4(s)
14.90 (a) acido
(b) acido
(c) basico
(d) anfotero
(e) basico
14.91 H2O < H2S < H2Te
14.93 (a) esafluoruro di zolfo, SF6
(b) ozono, O3
(c) triossido di zolfo, SO3
(d) diossido di zolfo, SO2
(e) triossido di zolfo, SO3
(f) tiosolfato di sodio pentaidrato, Na2SO2O3·5H2O
(g) solfuro di idrogeno, H2S
14.95
S2F10(g) → SF4(g) + SF6(g)
numero di ossidazione:
+5
+4
+6
14.97 (a) -1, +1, +3, +5, +7
(b) Cl ha configurazione 2s22s22p63s23p5. Con l'aggiunta di un elettrone, raggiunge l'«ottetto».
Formando legami covalenti, riesce a completare (o a espandere) il suo ottetto, ma lo fa in modo da
mantenere i suoi elettroni appaiati in legami o in coppie solitarie.
(c) F è un'eccezione a causa del suo piccolo raggio e della sia alta elettronegatività.
47
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
14.99 (a) Cl—Cl
(b) Br—Br
(c) Cl—Cl
La forza del legame F—F è più debole di quella attesa a causa del piccolo raggio dell'atomo di F. Ciò
significa che le coppie di elettroni solitarie su atomi adiacenti si respingono, indebolendo il legame.
14.101
(a)
3Br2(l) + 6OH-(aq) →
5Br-(aq) + BrO3-(aq) + 3H2O(l)
(b)
ClF5(l) + 6OH-(aq) →
5F-(aq) + ClO3-(aq) + 3H2O(l)
14.102
(a)
2Rb(s) + Br2(l) → 2RbBr(s)
(b)
I2(s) + H2O(l) → HI(aq) + HIO(aq)
(c)
Br2(l) + 2I-(aq) → I2(s) + 2Br-(aq)
(d)
CaF2(s) + H2SO4(l) → CaSO4(s) + 2HF(g)
14.103 HIO < HBrO < HClO < HClO2
14.105 (a) ossidazione-riduzione
(b) Perché I- è ossidato più facilmente rispetto a Cl- a causa del suo raggio maggiore.
(c) Dovrebbe essere un acido non ossidante.
14.107 elio; argon
14.109 Perché sono tenuti uniti soltanto da forze di dispersione.
14.112
2NaH(s) + 2SO2(l) → Na2S2O4(s) + H2(g)
(a)
numero di ossidazione:
(b)
+1 –1
-4 –2 +1 +3 –2 0
1,46 · 105 L
14.114 3,371 · 10-19 J
14.118 (a) Le energie di seconda ionizzazione dei metalli alcalini sono alte perché il secondo
elettrone deve essere rimosso dal livello energetico inferiore successivo. Il secondo elettrone è
trattenuto più fortemente.
(b) 2CsF2(s) → 2CsF(s) + F2(g), -405 kJ/mol
14.121
(a)
(b)
(c)
4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(l) + NO(g)
1,5
2,7 · 102 mL
48
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
14.122 13 t
14.124 Una reazione di disproporzione è una reazione in cui una sostanza contenente un elemento in
uno stato di ossidazione intermedio subisce simultaneamente un'ossidazione e una riduzione. Le
reazioni (b) ÷ (f) sono disproporzioni.
14.126 (a) 5A(15)
(b) 7A(17)
(c) 6A(16)
(d) 1A(1) o 2A(2)
(e) 3A(13)
(f) 8A(18)
14.129 (a) L'aumento del raggio dovuto all'occupazione del livello quantico successivo è compensato
dalla diminuzione del raggio dovuta alla carica 2+.
(b) L'energia reticolare di CaF2 è maggiore di quella di NaF.
(c) I composti di Be hanno un carattere più covalente rispetto ai composti di Ca, che sono
essenzialmente ionici.
14.131
come agente ossidante: 2Na(s) + H2(g) → 2NaH(s)
come agente riducente: Cl2(g) + H2(g) → 2HCl(g)
14.133 Entrambi contengono 2 mol di N alla mole di composto, ma N2H4 ha (0,8742 g N)/(g N2H4) e
NH4NO3 ha (0,3500 g N)/(g NH4NO3).
14.138 2,29 · 104 g
14.140 -769 kJ/mol
49
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 15
15.2 Un aumento della pressione farebbe aumentare le concentrazioni dei reagenti e quindi farebbe
aumentare la velocità di reazione.
15.3 L'aggiunta di solvente diminuirebbe le concentrazioni dei reagenti e quindi farebbe diminuire la
velocità di reazione.
15.5 Un aumento della temperatura farebbe aumentare sia il numero sia l'energia delle collisioni e
quindi farebbe aumentare la velocità di reazione.
15.8 (a) La pendenza di una retta congiungente due punti qualsiasi del grafico della concentrazione in
funzione del tempo dà la velocità media di reazione in quell'intervallo di tempo. Più breve è l'intervallo
di tempo, più la velocità media sarà vicina alla velocità istantanea, la velocità di reazione in un
particolare istante durante la reazione.
(b) La velocità iniziale di reazione è la velocità istantanea nell'istante in cui i reagenti vengono
mescolati (nell'istante t = 0).
15.13
∆[A]
1
velocità di reazione = -
∆[B]
=
∆t
2
∆t
∆[C]
=
∆t
; 4 mol/(L · s)
15.14
∆[A]
velocità di reazione = -
∆t
1
=-
2
∆[B]
∆t
∆[C]
=
; 0,25 mol/(L · s)
∆t
15.15 2N2O5 → 4NO2 + O2
15.17
∆[N2]
velocità di reazione = -
∆t
1
=-
3
∆[H2]
∆t
=
1
∆[NH3]
2
∆t
15.18
(a)
velocità di reazione = -
(b)
1,45 · 10-5 mol/(L · s)
1
3
∆[O2]
=
∆t
1 ∆[O3]
2 ∆t
15.19 (a) k è la costante di proporzionalità della velocità di reazione (costante di velocità) ed è
specifica di una particolare reazione a una particolare temperatura.
(b) Gli esponenti m e n sono detti ordini di reazione e definiscono l'influenza della concentrazione di
ciascun reagente sulla velocità di reazione. I coefficienti a e b nell'equazione bilanciata non sono
necessariamente correlati con gli ordini di reazione m e n.
(c) L2/(mol2 · min)
50
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
15.21 (a) raddoppia
(b) diminuisce secondo un fattore 4
(c) aumenta secondo un fattore 9
15.22 Del primo ordine rispetto a BrO3-; del primo ordine rispetto a Br-; del secondo ordine rispetto a
H+; del quarto ordine complessivo.
15.23 (a) raddoppia
(b) si dimezza
(c) aumenta secondo un fattore 16
15.24 Del secondo ordine rispetto a NO2; del primo ordine rispetto a Cl2; del terzo ordine complessivo
15.25 (a) aumenta secondo un fattore 9
(b) aumenta secondo un fattore 8
(c) si dimezza
15.26 (a) Del secondo ordine in A, del primo ordine in B
(b) velocità di reazione = k[A]2[B]
(c) 5,00 · 103 L2/(mol2 · min)
15.27 (a) tempo-1
(b) L/(mol · tempo)
(c) L2/(mol2 · tempo)
(d) L3/2/(mol3/2 · tempo)
15.29 (a) primo ordine
(b) secondo ordine
(c) ordine zero
15.31 7 s
15.32 (a) 6,60 · 10-2 min-1
(b) 21,0 min
15.35 Si prenda il logaritmo di entrambi i membri dell'equazione di Arrhenius. Si riordini l'equazione
ottenuta, poi si rappresenti il logaritmo della costante di velocità in funzione di 1/T. La pendenza di
questa retta è –Ea/R (o –Ea/2,303R se si usano i logaritmi decimali).
15.37 3,3 · 10-2 s-1
15.40 No. Per la maggior parte delle reazioni, soltanto una piccola frazione degli urti determina
effettivamente una reazione. Se non fosse vero, ogni reazione in fase gassosa terminerebbe
istantaneamente, Soltanto gli urti con energia uguale o superiore all'energia di attivazione e con
l'orientamento appropriato possono determinare una reazione.
15.43 No. Tutte le reazioni sono reversibili e finiranno per raggiungere uno stato in cui la velocità
della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione inversa. A questo punto, senza perturbare la
reazione, esisterà una concentrazione costante diversa da zero di tutti i reagenti e i prodotti. Perciò, si
formeranno meno di 4 · 10-5 mol di EF.
15.44 Alla stessa temperatura, NH3 e N(CH3)3 avranno la stessa energia cinetica media. Però, per la
loro massa maggiore, le molecole di N(CH3)3 si muoveranno più lentamente. Ciò farà diminuire il
numero di urti nell'unità di tempo e ridurrà la velocità della seconda reazione. Inoltre, la maggiore
complessità molecolare di N(CH3)3 probabilmente ridurrebbe il suo fattore di probabilità di
orientamento, facendo diminuire ancor più la velocità della seconda reazione.
15.45 12
15.46 2,96 · 10-18
15.49 In molti casi, uno degli stadi è molto più lento degli altri. Se è così, l'equazione della velocità di
reazione per questo stadio più lento rappresenta l'equazione della velocità di reazione per la reazione
complessiva e la velocità di reazione è inferiore alla velocità media degli stadi individuali.
15.53 La probabilità che tre particelle si urtino nello stesso istante è molto minore della probabilità
che si urtino due particelle.
15.54 No. La legge cinetica complessiva comprende soltanto le specie fino a quelle, incluse, nello
stadio determinante la velocità (lo stadio lento).
51
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
15.56 (a) A(g) + B(g) + C(g) → D(g)
(b) X(g) e Y(g)
(c) (1) bimolecolare; velocità1 = k1[A][BG]
(2) bimolecolare; velocità2 = k2[X][C]
(3) unimolecolare; velocità3 = k3[Y]
(d) sì
(e) sì
15.57 Il meccanismo proposto è possibile perché la somma delle reazioni elementari, tutte fisicamente
ragionevoli, dà l'equazione complessiva e la legge cinetica del meccanismo è compatibile con la legge
cinetica sperimentale.
15.60 No. Un aumento della temperatura aumenta la velocità di reazione aumentando la frazione di
urti la cui energia è maggiore dell'energia di attivazione. Un catalizzatore aumenta la velocità di
reazione fornendo un differente meccanismo di reazione con un'energia di attivazione più bassa.
15.61 (a) No. Fornisce una quantità iniziale di energia termica per iniziare la reazione esotermica
permettendo ad alcune molecole di raggiungere l'energia di soglia.
(b) Sì. Il metallo catalizza la reazione adsorbendo chimicamente le molecole di H2 e O2 sulla propria
superficie, il che fornisce uno stadio a bassa energia di attivazione.
15.65 (a) L'acqua è un solvente e quindi la sua concentrazione è in effetti costante in virtù del suo
grande eccesso.
(b) (1) velocità1 = k1[(CH3)3CBr]
(2) velocità2 = k2[(CH3)3C+]
(3) velocità3 = k3[(CH3)3COH+]
(c) (CH3)3C+ e (CH3)3COH2+
(d) velocità = k1[(CH3)3CBr], la legge cinetica per lo stadio più lento
15.66
O3(g) + NO(g)
→
NO2(g) + O2(g)
O3(g)
→
O2(g) + O(g)
NO2(g) + O(g)
→
NO(g) + O2(g)
2O3(g)
→
3O2(g)
NO agisce da catalizzatore per la decomposizione di O3 in O2 fornendo un differente meccanismo e
viene rigenerato.
15.68 46 kJ/mol
15.71 (a) diminuzione
(b) aumento
(c) nessun effetto (nell'ipotesi che questo reagente non fosse presente anche precedentemente)
(d) aumento
(e) aumento
15.74 57 anni
15.76 (a) k = 0,21 h-1; t1/2 = 3,3 h
(b) 6,6 h
(c) Se la concentrazione di un reagente (in questo caso, l'acqua) è molto maggiore di quella dell'altro,
la variazione della concentrazione del reagente in grande eccesso è trascurabile, dando un apparente
comportamento di ordine zero rispetto a quel reagente.
15.78 (a) 0,68 mol/L
(b) 0,57
15.80 71 kPa
52
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
15.82
velocità di reazione = 1
4
∆[C2H6]
∆t
=-
∆[HCl]
∆t
15.84 (a) 2 · 10-15 M
(b) 2,4 · 10-11 mol/(L · s)
15.88 (a) velocità1 = 1,7 · 10-5 M s-1
velocità2 = 3,4 · 10-5 m s-1
velocità3 = 3,4 · 10-5 M s-1
(b) ordine zero in Na2S2O8; primo ordine in I(c) 4,3 · 10-4 s-1
(d) velocità = (4,3 · 10-4 s-1)[I-]
1 ∆[Cl2]
4 ∆t
=
∆[C2H2Cl4]
=
∆t
53
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 16
16.1
kdiretta
velocitàdiretta = kdiretta[R] velocitàinversa = kinversa[P]
K=
kinversa
[P]
=
[R]
Se la variazione è una variazione delle concentrazioni, le concentrazioni dei prodotti aumenteranno,
mentre le concentrazioni dei reagenti diminuiranno, ma il rapporto (costante di equilibrio) sarà
costante. Se la variazione è una variazione di temperatura, le concentrazioni dei prodotti e la costante
di equilibrio aumenteranno, mentre le concentrazioni dei reagenti diminuiranno.
16.5 Questa reazione avrebbe probabilmente una K grande, perché è altamente esotermica.
16.7 L'espressione della costante di equilibrio è K = [O2]. Se la temperatura rimane costante e la
quantità iniziale di Li2O2 presente è sufficiente per raggiungere l'equilibrio, la quantità di O2 ottenuta
sarà costante, indipendentemente da quanto Li2O2(s) sia presente.
16.11 Sì; Q2 = Q12, dove Q1 è il quoziente di reazione per la formazione di 1 mol di NH3 e Q2 è il
quoziente di reazione per la perdita di 1 mol di N2.
16.14 (a) 7,9
(b) 3,2 · 3,2 · 10-5
16.20 Kc e Kp sono uguali soltanto quando ∆ngas = 0.
16.21 (a) minore
(b) Nell'ipotesi che RT > 1 (cioè, che T > 12,2 K), Kp > Kc se vi sono più moli di gas nei prodotti che
nei reagenti, e Kp < Kc se vi sono meno moli di gas nei prodotti che nei reagenti.
16.22 (a) 3
(b) -1
(c) 3
16.23 (a) 3,2
(b) 28,5
16.24 (a) 0,15
(b) 3,6 · 10-7
16.25 Il valore Q è uguale al rapporto [prodotti]/[reagenti]. Quando Q è minore di K, la
concentrazione dei prodotti è minore del suo valore di equilibrio, quindi la reazione procede verso
destra (verso i prodotti) per raggiungere l'equilibrio.
16.27 No: verso sinistra.
16.29 Poiché i coefficienti dei prodotti sono nel rapporto 1 : 1, si formeranno concentrazioni uguali di
CFCl3 e di HCl, indipendentemente dal rapporto iniziale dei reagenti.
16.31 (a) In generale, se una reazione ha una costante di equilibrio relativamente piccola e una
concentrazione iniziale dei reagenti relativamente grande, la variazione della concentrazione (x) può
essere spesso trascurata.
(b) Se le condizioni precedenti non sono soddisfatte, non si può fare questa approssimazione. Più
esattamente, l'ipotesi non è giustificata se causa un errore maggiore del 5% nel valore calcolato
della(e) concentrazione(i) di equilibrio.
16.32 50,8
16.33
Concentrazione (M)
valore iniziale
PCl5(g)
0,075
↔
PCl3(g)
0
+
Cl2(g)
0
54
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
variazione
valore di equilibrio
-x
0,075 – x
+x
x
+x
x
16.34 28 atm
16.35 0,33 atm
16.36 3,6 · 10-3 M
16.37 [HI] 0,0152 M; [I2] = 0,003 28 M
16.38 [I2] = [Cl2] = 0,0199 M; [ICl] = 0,060 M
16.40 6,01 · 10-6
16.43 La posizione dell'equilibrio si riferisce alle concentrazioni (o alle pressioni) specifiche che
esistono quando Q è uguale a K, la costante di equilibrio. La posizione dell'equilibrio varia soltanto in
risposta a una variazione di concentrazione.
16.44 (a) B. La quantità di prodotto aumenta all'aumentare della temperatura.
(b) A. La temperatura più bassa darà la quantità minima di prodotto.
16.47 La velocità della reazione diretta aumenta più della velocità della relazione inversa, di
conseguenza K2 > K1.
16.48 (a) si sposta verso i prodotti
(b) si sposta verso i prodotti
(c) nessuna variazione
(d) si sposta verso i reagenti
16.49 (a) meno F2; più F
(b) meno CH4; più CH2 e H2
16.50 (a) nessuna variazione
(b) più H2O(l); meno H2 e O2
16.51 (a) la quantità di prodotto è indipendente dal volume
(b) aumentare il volume
16.52 (a) diminuzione
(b) aumento
(c) aumento
(d) diminuzione
16.53 2,0
16.55 (a) alta pressione; bassa temperatura
(b) Q diminuirebbe, K resterebbe invariata
(c) La bassa temperatura necessaria per aumentare le rese diminuirebbe anche la velocità di reazione.
Si impiega un catalizzatore per aumentare la velocità di reazione. In assenza di catalizzatore, sarebbe
necessaria una temperatura molto più alta per ottenere la stessa velocità di reazione e si avrebbe una
resa molto più bassa.
16.58 (a) 4,82 · 10-5 atm
(b) 19,6 mg/L
16.60 0,204 atm
16.63 (a) 3 · 10-3 atm
(b) alta pressione, bassa temperatura
(c) 2 · 105
(d) No, poiché H2O condenserebbe a una temperatura più alta rispetto a C2H5OH.
16.67 (a) 1,6 · 10-2 atm
(b) Kc = 5,6 · 102; PSO2 = 0,16 atm
16.69 12,5 g CaCO3
16.71 Entrambe le concentrazioni aumentano secondo un fattore 2,2.
16.72 (a) 3,0 · 10-14 atm
(b) 1,3 · 10-2 pg CO/L
55
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
16.75 (a) 97,9%
(b) 99,2%
(c) 259,6 kJ
16.77
(a)
2CH4(g) + O2(g) + 2H2O(g) ↔
2CO2(g) + 6H2(g)
29
(b)
1,76 · 10
(c)
3,19 · 1023
(d)
48 atm
16.81 (a) Peq(N2) = 0,780 atm, Peq(O2) = 0,210 atm, Peq(NO) = 2,67 · 10-16 atm
(b) 0,990 atm
(c) Kc = Kp, perché vi sono numero uguali di moli di prodotti e reagenti gassosi
56
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 17
17.2 Tutti gli acidi di Arrhenius producono ioni H+ e tutte le basi di Arrhenius producono ioni OH- in
soluzione acquosa. La neutralizzazione implica la combinazione degli ioni H+ e degli ioni OH- per
produrre molecole d'acqua. Era questa singola reazione per tutte le neutralizzazioni tra acidi forti e basi
forti che, secondo Arrhenius, produceva lo stesso valore del calore di reazione di neutralizzazione, pari
a –56 kJ alla mole di acqua formata.
17.4 Gli acidi deboli esistono in acqua principalmente come molecole indissociate. I termini «forte» e
«debole» si riferiscono all'entità della dissociazione in acqua. Gli acidi forti sono dissociati pressoché
al 100% in acqua.
17.5 (a), (c) e (d)
17.6 (a) e (d)
17.9 CH3COOH < HF < HIO3 < HI
17.10 (a) acido debole
(b) base forte
(c) acido debole
(d) acido debole
17.11 (a) base forte
(b) acido forte
(c) acido debole
(d) acido debole
17.15 (a) Ka = 4 · 10-5. Il minore valore di Ka indica l'acido più debole (pH più alto).
(b) pKa = 3,5. Il maggiore valore di pKa indica l'acido più debole.
(c) 0,01 M. Più bassa è la concentrazione, più bassa è [H3O+].
(d) Soluzione 0,1 M di un acido debole. Minore è la dissociazione, più alto è il valore del pH.
(e) Una soluzione 0,1 M di una base. I valori del pH delle basi sono maggiori dei valori del pH degli
acidi.
(f) pOH = 6,0 pH = 14,0 – pOH
17.16 (a) 12,045; basica
(b) 11,00; acida
17.17 (a) 2,298; acida
(b) -0,708; basica
17.18 (a) [H3O+] = 1,7 · 10-10 M; [OH-] = 6,0 · 10-5 M; pOH = 4,22
(b) [H3O+] = 2 · 10-4 M; [OH-] = 3,7 · 10-11 M; pH = 3,57
17.19 (a) [H3O+] = 1,7 · 10-3 M; [OH-] = 5,9 · 10-12 M; pOH = 11,23
(b) [H3O+] = 1,5 · 10-9 MK; [OH-] 6,6 · 10-9 M; pH = 8,82
17.20 3,4 · 10-4 mol OH17.21 5,9 · 10-5 mol OH17.23 (a) Un aumento di temperatura sposta verso destra l'autoionizzazione dell'acqua, con un
conseguente aumento del valore di Kw.
(b) Kw = 2,5 · 10-14; pOH = 6,80; [OH-] = 1,6 · 10-7 M
17.24 Un acido di Brønsted-Lowry è un donatore di protoni; quindi, ogni acido di Brønsted-Lowry
deve contenere almeno un atomo di idrogeno. Un acido di Arrhenius dona un protone all'acqua e
quindi è un acido anche secondo la definizione di Brønsted-Lowry. Mentre una base di Arrhenius
produce ioni OH- in acqua, una base di Brønsted-Lowry è una sostanza che accetta un protone, H+.
L'ammoniaca (NH3) e lo ione fluoruro (F-) sono basi di Brønsted-Lowry, ma non basi di Arrhenius.
Tutti gli acidi di Brønsted-Lowry possono essere considerati potenziali acidi di Arrhenius.
57
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
17.27 Una sostanza anfotera può comportarsi o come acido o come base.
NH3 + H3O+ → NH4+ + H2O (NH3 si comporta come una base)
NH3 + CH3- → NH2- + CH4 (NH3 si comporta come un acido)
17.29 (a) Cl(b) HCO3(c) OH17.30 (a) NH4+
(b) NH3
(c) C10H14N2H+
17.31
(a)
HCl + H2O ↔ Cl- + H3O+
acido base base acido
coniugata coniugato
coppie coniugate: HCl/Cl-; H3O+/H2O
(b)
HClO4 + H2SO4 ↔ ClO4- + H3SO4+
acido
base
base
acido
coniugata coniugato
coppie coniugate; HClO4/ClO4-; H3SO4+/H2SO4
(c)
HPO42- + H2SO4 ↔ H2PO4- + HSO4base
acido
acido
base
coniugato coniugata
coppie coniugate: H2SO4/HSO4-; H2PO4-/HPO42-
17.32
(a)
NH3 + H3PO4 ↔ NH4+ + H2PO4base
acido base
coniugato coniugata
coppie coniugate: H3PO4/H2PO4-; NH4+/NH3
(b)
acido
CH3O- + NH3 ↔ CH3OH + NH2base
acido acido base
coniugato coniugata
coppie coniugate: NH3/NH2-; CH3OH/CH3O(c)
HPO42- + HSO4- ↔ H2PO4- + SO42base
acido
acido
base
coniugato coniugata
coppie coniugate: HSO4-/SO42-; H2PO4-/HPO42-
58
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
17.33
(a)
OH-(aq) + H2PO4-(aq) ↔ H2O(l) + HPO42-(aq)
base
acido
base
coniugato coniugata
coppie coniugate: H2PO4-/HPO42-; H2O/OH(b)
acido
HSO4-(aq) + CO32-(aq) ↔ SO42- + HCO3-(aq)
acido
base
base
acido
coniugata coniugato
coppie coniugate: HSO4-/SO42-; HCO3-/CO3217.34
Kc > 1: HCl + HS- ↔ Cl- + H2S
Kc < 1: Cl- + H2S ↔ HCl + HS17.35 Sia (a) sia (b)
17.36 Sia (a) sia (b)
17.37 (a) Un acido forte è dissociato quasi al 100%, quindi la concentrazione dell'acido è molto
diversa dopo la dissociazione.
(b) Un acido debole è dissociato soltanto molto lievemente, quindi la concentrazione dell'acido
sarebbe quasi uguale dopo la dissociazione.
(c) Come (b), ma l'entità della dissociazione sarebbe maggiore che in (b).
(d) Come (a).
17.38 No. La dissociazione percentuale dell'acido cloridrico deve essere molto maggiore di quella
dell'acido acetico. Anche se l'acido cloridrico fosse molto più forte dell'acido acetico, le [H3O+] di
questi campioni sarebbero circa uguali.
17.41 1,5 · 10-5
17.42 [H3O+] = [NO2-] = 1,9 10-2 M; [OH-] = 5,3 · 10-13 M
17.43 [H3O+] [ClCH2COO-] = 3,8 · 10-2 M; pH = 1,42; [ClCH2COOH] = 1,01 M
17.44 (a) [H3O+] = 7,5 · 10-3 M; pH = 2,12; [OH-] = 1,3 · 10-12 M; pOH = 11,89
(b) 2,3 · 10-4
17.45 3,5 · 10-7
17.46 (a) 2,47
(b) 11,42
17.47 (a) 2,378
(b) 12,57
17.48 1,6%
17.49 [H3O+] = [HS-] = 9 · 10-5 M, pH = 4,0, [H2S] = 0,10 M, [OH-] = 1 · 10-10 M, pOH = 10,0 M, [S2-]
= 1 · 10-17 M
17.51 1,9%
17.52 Tutte le basi di Brønsted-Lowry contengono almeno una coppia solitaria di elettroni capace di
legare lo ione H+ e quindi permettere loro di essere accettori di protoni.
17.57 11,71
17.58 11,34
17.59 (a) 5,6 · 10-10
(b) 2,5 · 10-5
59
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
17.60 (a) 12,05
(b) 10,77
17.61 (a) 10,95
(b) 5,62
17.62 (a) 8,73
(b) 4,58
17.63 [OH-] = 4,8 · 10-4 M; pH = 10,68
17.65 Quando il non metallo diventa più elettronegativo, il suo legame con l'idrogeno diventa più
polare e lo ione H+ viene ceduto più facilmente.
17.68 L'elettronegatività di Cl è maggiore di quella di I. La carica su Cl (dovuta al maggiore numero
di atomi di O) è maggiore della carica su I.
17.69 (a) H2SO4
(b) H3PO4
(c) H2Te
17.70 (a) H2Se
(b) B(OH)3
(c) HBrO2
17.71 (a) soluzione 0,05 M di Al2(SO4)3
(b) soluzione 0,1 M di PbCl2
17.72 (a) soluzione 0,1 M di Ni(NO3)2
(b) soluzione 0,1 M di Al(NO3)3
17.74 NaF contiene l'anione (F-) dell'acido debole HF, mentre NaCl contiene l'anione (Cl-) dell'acido
forte HCl.
17.83 NH3 come solvente è più basica di H2O e simili, gli acidi deboli come HF si comportano come
acidi forti e sono dissociati al 100%.
17.85 Un acido di Lewis è un accettore di coppie di elettroni, mentre un acido di Brønsted-Lowry è un
donatore di protoni. Sono simili nel fatto che il protone è un accettore di coppie di elettroni e quindi è
un acido di Lewis. Una base di Lewis è un donatore di coppie di elettroni a qualsiasi specie, mentre
una base di Brønsted-Lowry è un donatore di coppie di elettroni specificamente per il protone; cioè, è
un accettore di protoni. Perciò, le basi di Lewis e le basi di Brønsted-Lowry sono essenzialmente
identiche.
17.89 (a) acido
(b) base
(c) acido
(d) base
17.90 (a) acido
(b) base
(c) base
(d) acido
17.91
(a)
Na+ + 6H2O ↔ Na(H2O)6+
acido base
(b)
CO2 + H2O ↔ H2CO3
acido base
(c)
F- + BF3 ↔ BF4base acido
60
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
17.92 (a) Lewis
(b) Brønsted-Lowry e Lewis
(c) nessuna
(d) Lewis
17.93 Più forte in acqua di mare
17.95 (a) Gli acidi deboli varieranno nella dissociazione percentuale (nella forza acida) in solventi di
differente forza acido-base.
(b) Il metanolo è una base più debole dell'acqua poiché l'acido carbolico si dissocia meno nel
metanolo che nell'acqua.
(c) C6H5OH(solvatato) + CH3OH(l) ↔ CH3OH2+(solvatato) + C6H5O-(solvatato); K =
[CH3OH2+][CH3O-]
17.97 (a) Acido di Lewis: SnCl4; base di Lewis: (CH3)3N
(b) 5d
17.98 pH = 5,00, 6,00, 6,79, 6,98, 7,00
17.100 H3PO4
17.101 (a) Superiore. HCl si dissocia in ioni in misura molto maggiore rispetto a CH3COOH.l
(b) Circa uguale. A queste concentrazioni estremamente basse dell'acido, la concentrazione di ioni
dovuta all'autoionizzazione dell'acqua diventa rilevante e la concentrazione totale di ioni in ciascuna
soluzione è circa uguale. Inoltre, la dissociazione percentuale di un elettrolita debole come CH3COOH
aumenta al diminuire della concentrazione.
17.104 5,6 · 10-8 M
17.108 2,41
17.116 Il piccolo raggio dello ione Be2+ significa che il suo rapporto carica/raggio è molto maggiore
di quello degli altri ioni del Gruppo 2A(2). Ne consegue la capacità dello ione berillio idrato di
trasferire un protone all'acqua e formare una soluzione acida.
61
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 18
18.2 L’acido debole del sistema reagisce con la base aggiunta e la base debole del sistema reagisce
con l’acido aggiunto. L’acido e la base devono avere forza acida confrontabile in modo da non
neutralizzarsi a vicenda.
18.4 Quando [H3O+] viene aggiunto a qualsiasi sistema, il pH diminuirà.La variazione di pH sarà però
minimizzata (e forse non misurabile) nel caso di una soluzione tampone.
18.7 Quando il rapporto delle componenti del tampone è 1:1, il tampone ha uguale capacità di
“assorbire” base aggiunta o acido aggiunto, e il campo di tamponamento sarà simmetrico attorno al
pKa. Con il variare del rapporto, il campo di tamponamento sarà asimmetrico (ad esempio, da pKa –
0,5 a pKa +0,5).
18.9 (a) il pH aumenterebbe; il rapporto aumenterebbe. (b) il pH diminuirebbe; il rapporto
diminuirebbe. (c) il pH aumenterebbe; il rapporto aumenterebbe. (d) il pH diminuirebbe; il rapporto
diminuirebbe.
18.11 7,8 × 10-6 M; 5,11
18.12 5,5 × 10-4 M; 3,26
18.13 3,80
18.14 9,92
18.15 9,55
18.16 (a) Ka2 (b) 10,44
18.17 1,7
18.18 0,17
18.19 3,37
18.20 8,79
18.21 (a) 4,91 (b) 0,66 g
18.22 (a) HCOOH/HCOO-, C6H5NH2/C6H5NH3+ (b) H2PO4-/HPO42-, H2AsO4-/HAsO4218.23 (a) H3AsO4/ H2AsO4-, H3PO4/ H2PO4- (b) C5H5N/C5H5NH+
18.25 1,6
18.27 Per vedere un colore distinto nella miscela dei due, è necessario che un colore abbia circa 10
volte l’intensità dell’altro. Perché ciò avvenga il rapporto tra le concentrazioni [HIn]/[In-] deve essere
maggiore di 10:1 o minore di 1:10. Questo si verificherà quando pH = pKa + 1 o pH = pKa - 1,
rispettivamente, dando un intervallo di transizione di circa 2 unità.
18.29 Il punto finale è quello in cui si interrompe la titolazione, ovvero quando l’indicatore cambia
colore. Il punto di equivalenza è quello in cui si raggiunge il rapporto stechiometrico dei reagenti. Il
punto finale può precedere o seguire il punto di equivalenza a seconda delle grandezze relative del Ka
dell’acido che viene titolato e del Ka dell’indicatore.
18.31 (a) pH iniziale: acido forte-base forte < acido debole-base forte < acido forte-base debole (b) pH
al punto di equivalenza: acido forte-base debole < acido forte-base forte < acido debole-base forte.
18.33 Nel centro esatto della regione tampone (ovvero dove [HA] = [A-]) il pH è = al pKa per l’acido.
18.35 7,3 – 9,3
18.36 (a) blu di bromotimolo (b) blu di timolo, rosso fenolo o fenolftaleina.
18.37 (a) rosso di metile (b) blu di bromotimolo.
18.38 (a) 1,00 (b) 1,48 (c) 3,00 (d) 4,00 (e) 7,00 (f) 10,00 (g) 11,96
18.39 (a) 2,91 (b) 4,81 (c) 5,29 (d) 6,09 (e) 7,41 (f) 8,76 (g) 10,10 (h) 12,05
18.40 (a) 59,0 mL; 8,54 (b) 45,2 mL; 4,52 e 90,4 mL; 9,69
18.41 (a) 96,2 mL; 5,16 (b) 146 mL; 5,78
18.43 Perché F- è l’anione (cioè la base coniugata) di un acido debole e Cl- è l’anione di un acido
forte. L’equilibrio F-(aq) + H2O(l) ↔ HF(aq) + OH-(aq) si sposterebbe variando il pH (ovvero
variando [H3O+] e [OH-], mentre non esiste un corrispondente equilibrio per Cl-.
62
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
18.45 Il solido precipita
18.46 (a) Qps = [Ag+]2[CO32-] (a) Qps = [Ba2+] [F-]2 (a) Qps = [Cu2+][HS-][OH-]
18.47 (a) Qps = [Ca2+][CrO42-] (b) Qps = [Ag+][CN-] (c) Qps = [Ni2+][HS-][OH-]
18.48 1,3 × 10-4
18.49 2,8 × 10-11
18.50 (a) 2,3 × 10-5 M (b) 4,2 × 10-9 M
18.51 (a) 1,7 × 10-3 M (b) 2,0 × 10-4 M
18.52 (a) Mg(OH)2 (b) PbS (c) Ag2SO4
18.53 (a) CaSO4 (b) Mg3(PO4)2 (c) PbSO4
18.56 Si.
18.57 Si.
18.60 (a) 0,99 (b) Assumendo che i volumi siano additivi, mescolare 400 mL di HCOOH 1,0 M e 200
mL di NaOH 1,0 M, in modo che HCOOH sia per metà neutralizzato. (c) 0,33 M.
18.63 7,38
18.66 (a) 0,088 (b) 0,14
18.67 [TRIS] = 0,260 M, pH = 8,53
18.70 8 × 10-5
18.81 3,4 - 4
18.83 170 mL
18.85 (a) 65 mol (b) 7,84 mL (c) 4,0 × 103 g
18.86 5,68
63
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 19
19.2 Una trasformazione spontanea può procedere come è scritta o descritta senza necessità di una
fonte esterna di energia. In uno specifico insieme di condizioni, se una trasformazione è spontanea in
una direzione, non è spontanea nella direzione opposta. Variando l'insieme di condizioni, si può
rendere spontanea una trasformazione non spontanea.
19.5 Il maggiore valore di ∆Svap è dovuto in gran parte al maggiore volume in cui le molecole si
possono trovare. Un amento del volume significa un aumento del disordine. I gas hanno un'entropia
molto maggiore di quella dei liquidi o dei solidi, a causa del movimento casuale delle loro molecole.
19.6 ∆Sambiente > 0 per una reazione esotermica. ∆Sambiente < 0 per una reazione endotermica. Fusione
del gelato a temperatura ambiente.
19.8 (a), (b) e (c)
19.9 (a) e (b)
19.10 (a) > 0, (b) < 0, (c) < 0
19.11 (a) > 0 (b) > 0 (c) > 0
19.12 (a) < 0 (b) < 0 (c) > 0
19.13 (a) > 0 (b) < 0 (c) > 0
19.14 (a) > 0 (b) < 0 (c) > 0
19.15 (a) Butano(g); il 2-butene ha rotazione limitata attorno all'asse del legame doppio e avrebbe
meno flessibilità
(b) Xe(g); massa maggiore
(c) CH4(g); S(g) è maggiore di S(l)
19.16 (a) C2H5OH(l); complessità molecolare maggiore.
(b) KClO3(aq); A(aq) è maggiore di S(s)
(c) K(s); massa maggiore
19.17 (a) diamante < grafite < carbone di legna; l'entropia aumenta dallo stato cristallino più ordinato
allo stato amorfo
(b) ghiaccio < acqua liquida < vapore acqueo; l'entropia aumenta quando la sostanza passa dallo stato
solido allo stato liquido allo stato gassoso
(c) atomi di O < O2 < O3; l'entropia aumenta all'aumentare della complessità molecolare
19.18 (a) ClO4-(aq) > ClO3->(aq) > ClO2-(aq); l'entropia diminuisce al diminuire della complessità
molecolare
(b) NO2(g) > NO(g) > N2(g); l'entropia diminuisce al diminuire della complessità molecolare
(c) Fe3O4(s) > Fe2O3(s) > Al2O3(s); l'entropia diminuisce al diminuire sia della massa sia della
complessità molecolare
19.20 Per una trasformazione che si muove spontaneamente verso l'equilibrio: ∆Ssistema + ∆Sambiente =
∆SUniverso > 0. Per una trasformazione all'equilibrio, ∆Ssistema + ∆Sambiente = ∆SUniverso = 0. Per una
trasformazione spontanea qualsiasi, l'entropia dell'Universo aumenta.
19.21 SCl2O(g)0 = 2SHClO(g)0 – SH2O(g)0 - ∆Sr0
19.22 (a) < 0; ∆S0 = -172,4 J/K
(b) > 0; ∆S0 = 141,6 J/K
(c) < 0; ∆S0 = -837 J/K
19.23 ∆S0 = 93,1 J/K. Sì: un aumento del numero di moli di gas dovrebbe dare ∆S > 0.
19.24 ∆S0 = -311 J/K. Sì: una diminuzione del numero di moli di gas dovrebbe dare ∆S < 0.
19.25 -75,6 J/K
19.26 -242 J/K
19.28 -97,2 J/K
64
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
19.30 Per una trasformazione spontanea, ∆SUniverso > 0. Poiché la temperatura assoluta è sempre
positiva, ne consegue che ∆Gsistema < 0 per una trasformazione spontanea.
19.32 Se ∆G0 = ∆H0 – T ∆S0 < 0 ad alte temperature ∆H0 > 0 e ∆S0 > 0. Ciò sarebbe vero per i
processi di fusione.
19.33 I valori dell'entropia aumentano soltanto gradualmente in una particolare fase. Perciò, purché
non avvengano transizioni di fase, il valore di ∆S0 è relativamente indipendente dalla temperatura.
19.34 (a) -1138 kJ
(b) -1379,4 kJ
(c) -224 kJ
19.35 (a) ∆H0 = -1202 kJ; ∆S0 = -216,6 J/K; ∆G0 = -1138 kJ
(b) ∆H0 = -1351,9 kJ; ∆S0 = 91 j/K; ∆G0 = -1379 kJ
(c) ∆H0 = -277 kJ; ∆S0 = -175 J/K; ∆G0 = -226 kJ
19.36 (a) Una diminuzione del numero di moli di gas dovrebbe determinare un valore negativo di
∆S0. La combustione di CO(g) (un combustibile) determinerà un rilascio di energia ossia un valore
negativo di ∆H0.
(b) ∆G0 = -257,2 kJ
19.37 (a) – 0,409 kJ/(mol · K)
(b) –198 kJ/mol
19.38 (a) ∆H0 = 90,7 kJ; ∆S0 = 221 J/K
(b) ∆G = 22,0 kJ a 38 °C, -0,1 kJ a 138 °C, -22,2 kJ a 238 °C
(c) La reazione è sfavorevole a 38 °C, favorevole a 238 °C, e essenzialmente all'equilibrio a 138 °C.
19.39 ∆H0 = 30,91 kJ; ∆S0 = 95,15 J/K; Tb = 331,8 K
19.40 (a) ∆H0 = -241,826 kJ, ∆S0 = -44,4 J/K, ∆G0 = -228,60 kJ
(b) Sì, diventerà non spontanea ad alte temperature.
(c) Al di sotto di 5,45 · 103 K, la reazione diventa spontanea.
19.42 (a) ∆G0 avrebbe un valore positivo relativamente grande.
(b) K avrebbe un valore estremamente grande; il valore di Q dipende dalle condizioni iniziali.
19.45 La variazione di energia libera standard, ∆G0, avviene quando tutti i componenti del sistema
sono nei loro stati standard. Nelle condizioni degli stati standard, ∆G = ∆G0.
19.46 (a) 1,7 · 106
(b) 3,89 · 10-34
(c) 1,26 · 1048
19.47 (a) 6,57 · 10173
(b) 5 · 10-15
(c) 3,5 · 104
19.48 5,0 · 10-51
19.49 3,4 · 105
19.50 ∆G0 = 27 kJ/mol; no
19.51 (a) 28,8 kJ/mol
(b) verso sinistra
(c) ∆G = 7,1 kJ/mol; verso sinistra
19.52 (a) nessuna temperatura
(b) 326 kJ
(c) 266 kJ
19.55 (a) spontanea
(b) +
(c) +
(d) (e) -; non spontanea
(f) -
65
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
19.59 (a) 2,3 · 102
(b) Fare respirare alla vittima aria arricchita di ossigeno.
19.61 -370 kJ
19.65 ∆H0 = -137,14 kJ, ∆S0 = -120,3 J/K, ∆G0 = -101,25 kJ
19.67 (a) ∆H0 = 470,5 kJ; ∆S0 = 558,4 J/K
(b) Sarà spontanea a temperature più alte, a cui il termine –T ∆S sarà maggiore in valore assoluto di
∆H.
(c) No
(d) 842,6 K
19.72
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
∆G0 = -1487,2 kJ; spontanea
4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s)
∆G0 = -3164 kJ; spontanea
66
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
Risposte a problemi scelti
Capitolo 20
20.1 L’ossidazione è la perdita di uno o più elettroni e un aumento del numero di ossidazione. La
riduzione è l’acquisto di uno o più elettroni e la diminuzione del numero di ossidazione.
20.3 Un processo elettrochimico comporta un flusso di elettroni.Almeno una sostanza deve perdere
uno o più elettroni e un’altra deve acquistarli perché si produca un flusso di elettroni. Questo
trasferimento di elettroni è un processo redox.
20.6 Aggiungere un ugual numero di ioni OH- da entrambi i lati per neutralizzare gli ioni H+ e produrre
H2O.
20.8 Per una cella voltaica o galvanica ∆Gsis < 0. Per una cella elettrolitica ∆Gsis < 0, ovvero un
aumento di energia libera.
20.10 (a) Cl- (b) MnO4- (c) MnO4- (d) Cl- (e) da Cl- a MnO4(f) 8H2SO4(aq) + 2KMnO4(aq) + 10KCl(aq) → 2MnSO4(aq) + 5Cl2(g) + 8H2O(l)
20.11 (a) ClO3-(aq) + 6I-(aq) + 6H+(aq) → Cl-(aq) + 3 I2(s) + 3H2O(l)
agente ossidante ClO3-; agente riducente I(b) 2MnO4-(aq) + 3SO32-(aq) + H2O(l) → 2MnO2(s) + 3SO42-(aq) + 2OH-(aq)
agente ossidante MnO4-; agente riducente SO32(c) 2MnO4-(aq) + 5H2O2(aq)+ 6H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 5O2(g) + 8H2O(l)
agente ossidante MnO4-; agente riducente H2O2
20.12 (a) Cr2O72-(aq) + 3 Zn(s) + 14H+(aq) → 3Zn2+(aq) + 2Cr3+(aq) + 8H2O(l) agente ossidante
MnO4-; agente riducente H2O2
(b) 3Fe(OH)2(s) + MnO4-(aq) + 2H2O(l) → MnO2(s) + 3Fe(OH)3(s) + OH-(aq)
agente ossidante MnO4-; agente riducente Fe(OH)2
(c) 5Zn(s) + 2NO3-(aq) + 12H+(aq) → 5Zn2+(aq) + N2(g) + 6H2O(l)
agente ossidante NO3-; agente riducente Zn
20.13 (a) 4Sb(s) + 4NO3-(aq) + 4H+(aq) → Sb4O6(s) + 4NO(g) +2H2O(l)
agente ossidante NO3-; agente riducente Sb
(b) 2Mn2+(aq) + 5BiO3-(aq) + 14H+(aq) → 2MnO4-(aq) + 5Bi3+(aq) + 7H2O(l)
agente ossidante BiO3-; agente riducente Mn2+
(c) 2Fe(OH)2(s) + Pb(OH)3-(aq) → 2Fe(OH)3(s)+ Pb(s) + OH-(aq)
agente ossidante Pb(OH)3-; agente riducente Fe(OH)2
20.14 Bilanciare le seguenti reazioni ed identificare gli agenti ossidanti e riducenti:
(a)5As4O6(s) + 8MnO4-(aq) + 18H2O(l) → 20AsO43-(aq) + 8Mn2+(aq) + 36H+(aq)
agente ossidante MnO4-; agente riducente As4O6
(b)P4(s) + 6H2O(l) → 2H3PO43-(aq) + 4H+(aq)+ 2PH3(g)
agente ossidante P4; agente riducente P4
(c)2MnO4-(aq) + H2O(l) + 3CN-(aq) → 2MnO2(s)+ 3CNO-(aq) + 2OHagente ossidante MnO4-; agente riducente CN20.16 (a)A (b)E (c)C (d)A (e)E (f)E
20.19 Gli elettrodi attivi sono componenti delle reazioni di semicella. Gli elettrodi inerti sono usati per
condurre corrente ma non partecipano alle reazioni di semicella. Due comuni elettrodi inerti sono la
grafite e il platino.
20.20 (a)metallo A (b)metallo B (c)metallo A (d)La formazione di bolle di H2 significa che H+ è
stato ridotto dal metallo B. Poiché il metallo A è un miglior agente riducente del metallo B, le bolle di
H2 si formano quando il metallo A viene immerso in acido.
67
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
20.22 (a)da sinistra a destra (b) sinistra (c)destra (d)Ni (e)Fe (f)Fe (g)1 M NiSO4 (h)K+, NO3(i)nessuno (j) da destra a sinistra
(k)
riduzione: Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s)
ossidazione: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e(reazione completa) Fe(s) + Ni2+(aq) → Fe2+(aq) + Ni(s)
20.24 (a) Al(s)⏐Al3+(aq)║Cr3+(aq)⏐Cr(s)
(b) Pt⏐SO2(aq), SO42-(aq), H+(aq)║Cu2+(s)⏐Cu(s)
Nota: la grafite potrebbe essere usata al posto di Pt.
20.27 Il potenziale di cella (E0), come le altre grandezze termodinamiche, cambia in segno invertendo
la reazione. A differenza di altre grandezze termodinamiche, i potenziali di cella sono proprietà
intensive. Perciò la variazione dei coefficienti stechiometrici di una semireazione non influenza il
valore del potenziale di cella.
(b) Ca2+ < Ag+ < Cr2O2-7
20.29 (a)Br2 > Fe3+ > Cu2+
35
-31
20.40 (a) 3×10 (b)4×10
20.41 (a) 1×10-67 (b) 6×109
20.42 (a) –203 kJ b) 1,73×102 kJ
20.43 (a) 382 kJ (b) 55,9 kJ
20.44 E0 = 0,22 V; ∆G = -21 kJ
20.45 E0 = 0,055 V; ∆G = -11 kJ
20.46 9×10-4 M
20.47 (a) 0,05 V (b) 0,03 V (c) 0,40 M (d) [Ni2+] = 0,09 M (e) [Co2+] = 0,91 M
20.48 L’elettrodo A è l’anodo. E0 = 0,085 V
20.49 In una batteria gli elettroni fluiscono dall’anodo al catodo perché l’ossidazione ha luogo
all’anodo e la riduzione al catodo.
20.55 Si usa come anodo sacrificale un metallo più reattivo (cioè uno che viene ossidato più
facilmente). Solo (a), (b), (c), (f) e (g) sono adeguati per il ferro (anche se Na non durerebbe molto a
lungo!).
20.57 Il potenziale di 1,5 V della pila a secco è maggiore del potenziale di 0,34 V della cella voltaica.
Questo è più che sufficiente per invertire la reazione in modo che Cd si ridissolva e Cu si depositi.
20.59 Lo ione nitrato non può essere ossidato (e dunque non può reagire all’anodo) perché è già nel
suo stato di ossidazione più elevato.
20.61 (a)Br2(g) (b)Na(l)
20.62 anodo: I2(g); catodo: Mg(l)
20.63 anodo: Br2(g); catodo: Ca(l)
20.64 rame e bromo
20.65 iodio, zinco e argento
20.66 (a) catodo: H2(g) e OH-(aq); anodo: O2(g)e H3O+(aq)
(b) catodo: Sn(s); anodo: O2(g)e H3O+(aq)
20.67 (a) catodo: NO(g); anodo: O2(g)e H3O+(aq);
(b) catodo: H2(g) e OH-(aq); anodo: Cl2(g)
20.68 (a) 2,93 mol e- (b) 2,83×105 C (c) 31,4 A
20.69 0,252 g
20.70 1,1×104 s
20.71 (a)In acqua pura non sono presenti sufficienti ioni per condurre la corrente necessaria per
l’elettrolisi. L’aggiunta di Na+ e di SO42- aumenta la velocità di elettrolisi. (b) la riduzione di H2O ha
un potenziale di semicella più positivo della riduzione di Na+; l’ossidazione di H2O è la sola reazione
possibile perché SO42- non può essere ossidato. In altre parole, è più facile ridurre H2O piuttosto che
Na+ ed è più facile ossidare H2O piuttosto che SO42-.
20.72 44,2 g
68
Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni 2/ed
Martin S. Silberberg
Copyright © 2008 - The McGraw-Hill Companies srl
20.74 (a)2,0×1011 C (b)2,4×1011 J (c) 6,1x×106 g
20.77 69,4 % Cu
20.81 (a)E0 = 0,13 V per Pb (cella 1); (b)E0 = 0,34 V per Cu (cella 2); (c) Nella cella 1 l’elettrodo
negativo è Pb(s). Nella cella 2, l’elettrodo inerte di Pt è l’elettrodo negativo. (c) L’aggiunta di S2abbassa la concentrazione di Pb2+ il che porta ad un aumento del voltaggio della cella. (d) –0,13 V
20.84 Il fattore chiave è che la tabella è costruita con potenziali elettrodici standard in soluzione
acquosa. I potenziali estremamente alti ed estremamente bassi si riferiscono a specie molto reattive
quali F2 e Li.Queste sostanze reagiscono direttamente con l’acqua e non secondo le semireazioni
indicate. Una risposta alternativa (ma equivalente) è che in una cella acquosa con un potenziale
maggiore di 1,23 V si ha decomposizione dell’acqua in H2 e O2.Quando due elettrodi, a cui viene
imposta una differenza di potenziale di 6 V, vengono immersi in acqua, si ha elettrolisi dell’acqua.
20.86 (a) da Mg alla tubazione (b) 0,36 A
20.88 (a) Cella I: 4 mol e-; ∆G = -475 kJ
(b) Cella II: 2 mol e-; ∆G = -394 kJ
(c) Cella III: 2 mol e-; ∆G = -453 kJ
(a) Cella I: -0,613 kJ/g
(b) Cella II: -2,62 kJ/g
La cella a combustibile (I) ha il massimo rapporto e la cella piombo-acida (II) il minimo. Questo è
dovuto principalmente al fatto che nella cella a combustibile si usano materiali con piccole masse
molari.
20.90 (a) 9,6 g Cu (b) 0,38 M