Scuola Galileiana di Studi Superiori – Anno 2008/2009
Prova di Chimica
1. Il magnesio ha tre isotopi naturali. L’isotopo 24Mg (massa 23.985042 u) è presente per il 78.99%
e l’isotopo 25Mg (massa 24.985837 u) è presente per il 10.00%. Qual è la massa del terzo isotopo?
(La massa atomica del Mg è 24.305052 u).
2. Il sodio tetraborato decaidrato (Na2B4O7•10H2O) è spesso usato come agente pulente e può essere
titolato con acidi secondo la reazione qui sotto. Un campione di 3.113 g contenente questo
composto viene titolato con 24.18 mL di HCl 0.1106 M. Qual è la percentuale di Na2B4O7 in questo
campione? (MAH = 1.0079 u; MAB = 10.811 u; MAO = 15.999 u; MANa = 22.990 u)
B4O72-(aq) + 2 H+(aq) + 5 H2O(l) ⎯→ 4 H3BO3
3. Una miscela di CH4(g) a 0.500 atm e di O2(g) a 0.750 atm è presente in un contenitore di 3.00 L a
28 °C. La miscela viene fatta esplodere con una scintilla ed avviene la reazione riportata qui sotto.
Qual è la pressione totale all’interno del contenitore, ora a 44 °C, al termine della reazione? La
tensione di vapore dell’acqua a 44 °C è 68.26 mmHg.
CH4(g) + 2 O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2 H2O(l)
4. PCl2F3 è una molecola polare. Quale delle seguenti affermazioni è vera? Perché?
a)
b)
c)
d)
L’angolo Cl-P-Cl è di 180°.
Tutti gli angoli F-P-F sono di 120°.
C’è almeno un angolo F-P-F di 90°.
Tutti gli angoli F-P-F sono di 90°.
5. Una miscela contenente 0.0750 M HCl(g) e 0.0330 M O2(g) raggiunge l’equilibrio a 480 °C:
4 HCl(g) + O2(g)
2 Cl2(g) + 2 H2O(g)
All’equilibrio, [Cl2] = 0.030 M. Qual è il valore di Kc?
6. Bilanciare l’equazione:
Cl2(g) + Au(s) ⎯→ Cl-(aq) + Au3+(aq)
e scrivere le semireazioni di ossidazione e di riduzione. Nella direzione indicata, la reazione è
spontanea? Calcolare E° e ∆G°.
(E°Cl2/Cl- = +1.36 V; E°Au3+/Au = +1.40 V)
SOLUZIONI:
1.
MA(Mg) × 100% = MA(24Mg) × 78.99% + MA(25Mg) × 10.00% + MA(?Mg) × (100–78.99–10.00)%
MA(?Mg) = (24.305052 u × 1 - 23.985042 u × 0.7899 - 24.985837 u × 0.1000) / 0.1101
= 25.98 u
2. Per la titolazione vengono usate le seguenti moli di acido:
nH+ = 0.1106 mol/L × 24.18 × 10-3 L = 2.674 × 10-3 mol
La quantità di tetraborato titolata è quindi:
nB4O72- = ½ nH+ = 1.337 × 10-3 mol
MMNa2B4O7 = 4 × 10.811 + 7 × 15.999 + 2 × 22.990 = 201.22 u
wNa2B4O7 = nB4O72- × PMNa2B4O7 = 1.337 × 10-3 mol × 201.22 g mol-1 = 0.2690 g
e la percentuale nel campione è:
%Na2B4O7 = wNa2B4O7 / wTot × 100 = 0.2690 / 3.113 × 100 = 8.641% Na2B4O7
3. Dalla relazione PV = nRT è possibile calcolare il rapporto molare fra CH4 e O2, semplicemente
come rapporto fra le pressioni parziali dei due gas:
nCH4 / nO2 = PCH4 / PO2 = 0.500 / 0.750 = 1: 1.5
Poiché i due composti reagiscono in stechiometria 1:2, O2 è il reagente limitante e quindi sarà
consumato interamente. Le quantità di prodotti dipendono dalla quantità di reagente limitante. Al
termine della reazione, la pressione parziale dei vari gas (a 28 °C) sarà la seguente:
PCH4 = PCH4(iniz.) – [PO2(iniz.) / 2] = 0.500 - 0.750 / 2 = 0.125 atm
PO2 = 0 atm
PCO2 = [PO2(iniz.) / 2] = 0.375 atm
La pressione parziale esercitata a 44 °C è facilmente ricavabile considerando che V ed n sono
costanti passando da 28 °C a 44 °C (il volume di acqua liquida è trascurabile):
P1 / T1 = P2 / T2
e quindi:
PCH4(44 °C) = 0.125 × (273.15 + 44) / (273.15 + 28) = 0.132 atm
PCO2(44 °C) =0.375 × (273.15 + 44) / (273.15 + 28) = 0.395 atm
Per quanto riguarda H2O, essa eserciterà una pressione pari a:
PH2O(44 °C) = 68.26 mmHg / 760 mmHg/atm = 0.0898 atm
e la pressione totale sarà pertanto:
PTot(44 °C) = 0.132 + 0.395 + 0.0898 = 0.617 atm
4. C’è almeno un angolo F-P-F di 90°.
Infatti, la struttura del PCl2F3 è a bipiramide trigonale. Poiché PCl2F3 è una molecola polare, è
necessario che non sia simmetrica, ossia che i tre atomi di fluoro non stiano tutti nel piano. Almeno
uno deve essere in posizione assiale (ed almeno uno dev’essere sul piano).
5. Le quantità di prodotti stanno in precisi rapporti stechiometrici con i reagenti consumati:
[Cl2] = [H2O] = 0.030 M
[HCl]finale = [HCl]iniz. – 2 [Cl2] = 0.0750 – 0.060 = 0.015 M
[O2]finale = [O2]iniz. – ½ [Cl2] = 0.0330 – 0.015 = 0.018 M
Dalla definizione di Kc,
[Cl 2 ]2 [H 2 O]2
Kc =
[HCl]4 [O 2 ]
si ricava pertanto:
0.030 2 × 0.030 2
Kc =
= 890 M-1
4
0.015 × 0.018
6. Secondo l’equazione, Au si ossida perdendo elettroni e Cl2 ne guadagna riducendosi. Per
decidere se ciò avviene spontaneamente, occorre bilanciare ogni semireazione separatamente per
atomi e cariche:
Cl2(g) + 2e- ⎯→ 2Cl-(aq)
E°red = +1.36 V
3+
E°ox = –1.40 V
Au(s) ⎯→ Au (aq) + 3e
e combinarle in un singolo processo a 6 elettroni:
3×[Cl2(g) + 2e- ⎯→ 2Cl-(aq)]
2×[Au(s) ⎯→ Au3+(aq) + 3e-]
3Cl2(g) + 2Au(s) ⎯→ 6Cl-(aq) + 2Au3+(aq)
E° = E°red + E°ox = –0.04 V
I potenziali elettrodici non vengono modificati dai coefficienti stechiometrici.
Poiché il potenziale standard è negativo, il ∆G° è positivo, e quindi in condizioni standard la
reazione NON è spontanea:
∆G° = –nFE° = –6 mol × 96485 C mol-1 × (–0.04 J C-1) = 2.3 × 104 J = 23 kJ
