Chimica, domande e risposte d'esame, Prove d'esame di Chimica

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Chimica - domande e risposte esami ed esercizi

svolti

Chimica Generale

(Università degli Studi Niccolò Cusano - Telematica

Roma)

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA CIVILE/INDUSTRIALE Classe L-7/ Esame di Chimica Generale CFU 9 Prof. Pietro Tasselli

1. Descrivere cosa si intende per ibridizzazione. Spiegare come è possibile che la molecola di metano esista. (6 punti) Risoluzione Riarrangiamento energetico degli orbitali di che contengono gli elettroni di valenza, portando alla formazione di orbitali ibridi che dipendono dalla composizione in termini di orbitali s,p,d,f. Il metano esiste perché l’atomo di carbonio si ibridizza sp^3 , ci sono quattro orbitali ibridi sp^3 … spiegare accuratamente. 2. Calcolare quale è la pressione osmotica esercitata da 10 g di acido solforico in un recipiente di due litri d’acqua alla temperatura di 40°C. P.A. (H) = 1 uma, P.A. (O) = 16 uma, P.A. (S) = 32 uma. 10 g di acido cloridrico nello stesso recipiente, eserciterebbero la stessa pressione? Motivare la risposta. (6 punti) Risoluzione In questo esempio possiamo considerare l’acido solforico completamente dissociato, quindi in partenza H 2 SO 4 , risulta completamente dissociato come 2 H+^ + SO 4 2-. In totale ci sono tre ioni, quindi i=3. 10 g corrispondono a 10 g / (21 + 32 + 416)g/mol = 10 g /98 g/mol = 0.1 mol La pressione osmotica si calcola dalla formula =iCRT=3 * 0.1 mol / 2 L * 0.0821 L atm/K mol * (40 +273.15) K = 3.85 atm 10 g di HCl, non eserciterebbero la stessa pressione per due motivi, in questo caso i=2, e le moli non sono 0.1 ma sarebbero 10g/36g/mol = 0.28. Quindi per l’acido cloridrico, HCl, =iCRT=2 * 0.28 mol / 2 L * 0.0821 L atm/K mol * (40 +273.15) K > 3.85 atm. 3. In un recipiente del volume di 2 L si trova una soluzione 0.2 M di acido acetico, risolvere i seguenti punti: i) scrivere la reazione di idrolisi in acqua ii) calcolare il pH di questa soluzione iii) stabilire quanti grammi di NaOH occorre aggiungere per arrivare ad un pH=6, trascurando la variazione di volume. M.A. (Na) = 23 uma, M.A. (O) = 16 uma, M.A. (H) = 1 uma, Ka=10-6. (6 punti) Risoluzione i) CH 3 CO 2 H + H 2 O  CH 3 CO 2 -^ + H 3 O+

Stabilire, anodo e catodo, e qualora fosse presente una f.e.m. pari a 0.1 V, il valore dell’energia libera associata a questa reazione. (6 punti) Risoluzione La specie A si ossida, secondo la semi-reazione, rappresenta l’anodo A3+^  A5+^ + 2e- La specie B si riduce, secondo la semi-reazione, rappresenta il catodo B + 3e-^  B3- Considerando il diverso numero di elettroni coinvolti nelle due semi-reazioni, possiamo moltiplicare *3 la semi-reazione dell’anodo, e *2 la semi-reazione del catodo. 3A3+^  3A5+^ + 6e- 2B + 6e-^  2B3- Sommandole si ottiene l’equazione bilanciata, 3A3+^ + 2B  3A5+^ + 2B3- G=-nFE= -6 * 96500 C/mol * 0.1 V = -57.9 kJ

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA CIVILE Classe L- Esame di Chimica Generale CFU 9 Prof. Pietro Tasselli

1. Spiegare cosa intendeva Boltzmann per Entropia? (6 punti) Risoluzione Descrizione statistica dell’entropia, vista come il numero di stati possibili con cui può essere descritto un sistema. Entropia legata alla probabilità che un evento avvenga… spiegare accuratamente. 2. In un recipiente di 2L, 0.03 mol di acido cloridrico sono state neutralizzate dopo l’aggiunta di 300 mL di idrossido di sodio. i) Stabilire il pH prima dell’aggiunta della base, ii) stabilire la concentrazione iniziale della base aggiunta. iii)Se, nel recipiente ci fosse stato un acido debole (0.03 mol in 2L) con Ka=10-7, anziché acido cloridrico, che volume di base forte (alla concentrazione calcolata nel punto ii) si sarebbe dovuta aggiungere per ottenere un pH=7? (6 punti) Risoluzione i) All’inizio il pH nel recipiente si calcola, calcolando la concentrazione di HCl, 0.03 mol/2L = 0.015 M, e quindi pH per un acido forte è in questo caso = -log (0.015) = 1.82. ii) Affinchè 0.03 mol vengano neutralizzate, occorre aggiungere 0.03 mol di NaOH, e quindi la concentrazione iniziale di NaOH era 0.03 mol/0.3L=0.1 M iii) In questo caso, in seguito all’aggiunta di NaOH, si sarebbe formato un tampone acido, formato da acido debole (HA) e la sua base coniugata (A-). Affinchè il pH=7, considerando la formula Henderson-Hasselbanch pH=pKa + log [A-]/[HA], vuol dire che essendo pKa=7, allora il rapporto [A-]/[HA] deve essere 1. Considerando i volumi delle due specie uguali, perche si trovano nello stesso recipiente, il rapporto mol A-/ mol HA = 1. All’inizio c’erano 0.03 mol di HA, quindi ora per far si che il rapporto sia 1, mol A-^ = mol HA = 0.015. Per far si che rimangano 0.015 mol di HA, vuole dire che abbiamo aggiunto 0.015 mol di NaOH che hanno neutralizzato l’acido, secondo l’equazione HA + OH-^  H 2 O + A- Se sono state aggiunte 0.015 mol di NaOH, e la concentrazione calcolata nel punto ii) era 0.1 M, vuol dire che sono stati aggiunti 0.015 mol / 0.1 mol/L = 0.15 L. 3. Data la reazione A (g) + B (g) ⇆ 2C (g) condotta a 50°C e 1 atm, calcolare i valori di G°, H° e S° sapendo che: Hf di A e C valgono, rispettivamente, -200 kJ/mol e -400 kJ/mol. S° di A, B e C valgono, rispettivamente, 100 J/K mol,

i) il Kps= ss  s=(Kps)0.5=(10-20)0.5=10-10^ M ii) Se viene aggiunto 0.001 M di A+, per effetto dello ione a comune, la solubilità diminuisce il Kps= (s+0.001)s, 0.001>>s, quindi  Kps=0.001*s  s= Kps/0.001 = 10-20/0.001 = 10-17^ M, il sale precipita, infatti la solubilità del sale passa da 10-10^ a 10-17, diminuisce di circa 10 milioni di volte. iii) Se viene aggiunto CY, non succede nulla perché né lo ione A+^ né lo ione X-^ sono coinvolti nella formazione di sali con C+^ o Y-, la solubilità del sale rimane invariata.

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA CIVILE/INDUSTRIALE Classe L-7/ Esame di Chimica Generale CFU 9 Prof. Pietro Tasselli

1. Descrivere le interazioni intermolecolari che si conoscono. (6 punti) Risoluzione: ione-ione, ione-dipolo, dipolo-dipolo, london, legame idrogeno (Descrivere in modo dettagliato anche le loro dipendenze dalla distanza) 2. In un recipiente ci sono 5 g di acido cloridrico. i) Quale pressione esercita questa soluzione se si trova in un recipiente di 300 mL a temperatura di 30°C? ii) Se ci fosse l’acido carbonico, completamente dissociato, H 2 CO 3 , supponendo che questo eserciti la stessa pressione calcolata al punto precedente, quanti grammi di questo acido sarebbero presenti? iii) Calcolare, anche il numero di atomi di O che sono presenti. P.A. (H)=1 uma, P.A. (Cl)=35 uma, P.A. (C)=12 uma, P.A. (O)=16 uma. (6 Punti) Risoluzione: i) Pressione osmotica =iCRT In questo caso considerando l’HCl un acido forte, è completamente dissociato in H+^ e Cl-, quindi i=2. La concentrazione è 5 g / (1+35) g/mol / 0.3 L = 0.46 mol/L. =20.46 mol/L * 0.0821 L atm/mol K * (30+273.15) K = 22.9 atm ii) Se ci fosse stato l’acido carbonico, considerandolo completamente dissociato come 2 H+^ e CO 3 2-, e quindi i=3 in questo caso. Basterà impostare l’equazione utilizzata in precedenza ma questa volta scegliere come incognita la concentrazione dell’acido carbonico 22.9 atm = 3C * 0.0821 L atm/mol K * (30+273.15) K  C= 22.9 / 30.0821 L atm/mol K * 303.15 K = 0.3 M Una volta calcolata la concentrazione, sapendo che il volume è di 0.3L si calcolano le moli 0. mol/L * 0.3 L = 0.09 mol che moltiplicate per il peso molecolare (2 + 12 + 163) = 62 g/mol, ci danno i grammi 0.09 mol62 g/mol = 5.58 g iii) Considerando che ci sono 0.09 mol H2CO3, allora ogni molecola di acido carbonico contiene 3 atomi di ossigeno, quindi se ci sono 0.09 moli di acido, ci saranno 0.093 mol di Ossigeno = 0. mol. Se ogni mole contiene un Numero di Avogadro di particelle, allora ci saranno 0.276. 1023 =1.610^23 atomi di Ossigeno. 3. Data la reazione

ii) Se invece si considerassero le reazioni scritte nel verso contrario, si potrebbe scrivere una classifica della reazione più spontanea? (6 punti) Risoluzione: Si consideri la relazione dell’energia di libera di Gibbs che ci da informazione sulla spontaneità di un processo: G=H-TS. Quello che succede è che, se la reazione è esotermica allora H<0 e a parità di temperatura, l’unico fattore che potrà rendere un processo piu o meno spontaneo sarà il S. i)La reazione più spontanea è A (s)  B (g), A (g)  2 B (g), A (g)  B (s), 2 A (g)  B (s). A (s)  B (g) è più spontanea di A (g)  2 B (g), perché influisce di più il cambiamento di stato da solido a gas che l’aumento del numero di particelle. E cosi via anche le altre reazioni, la meno spontanea è 2 A (g)  B (s) perché da due molecole allo stato gassoso passiamo ad una allo stato solido, il che rappresenta una doppia perdita entropica. ii) Al contrario invece l’ordine sarebbe 2 A (g)  B (s), A (g)  B (s), A (g)  2 B (g), A (s)  B (g).

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA CIVILE/INDUSTRIALE Classe L-7/ Chimica Generale_Esonero I Prof. Pietro Tasselli

1. Descrivere il concetto di ibridizzazione di un elemento. Quale è l’ibridizzazione del carbonio nelle molecole di metano, benzene ed etilene? Inoltre posizionare tutti gli orbitali atomici che si conoscono (tralasciando quelli d e f) dal meno al più energetico. (6 punti) Risoluzione: Riarrangiamento degli elettroni, con promozioni di elettroni su orbitali a più alta energia in modo da formare orbitali con caratteristiche ibride…spiegare dettagliatamente. Nel metano sp^3 CH 4 , nel benzene sp^2 C 6 H 6 , nell’etilene sp^2 C 2 H 4. S, sp, sp^2 , sp^3 , p. 2. Si considerino due elementi, uno (A) fa parte del 7° gruppo e 2° periodo, mentre un altro (B) fa parte del 1° gruppo e 3° periodo. i) scrivere le configurazioni elettroniche dei due elementi, ii) stabilire chi è l’elemento più elettronegativo e iii) definire il numero di elettroni di valenza per ciascun atomo. (6 punti) Risoluzione: i) (A) 1s^2 2s^2 2p^5 , (B) 1s^2 2s^2 2p^7 3s^1 ii) L’elemento più elettronegativo è A in quanto sta più a destra nella tavola periodica degli elementi. iii) (A) ha 7 elettroni di valenza, (B) ha un elettrone di valenza. 3. Negli acidi minerali (quelli dalla formula HXWYOZ, dove W è il non metallo), si sa che l’azoto, N (il non metallo) può avere come numeri di ossidazione + 3 e +5. Un recipiente contiene 4 x 10^20 atomi di ossigeno, i) quanti grammi di acido nitrico ci sono in quel recipiente? ii) Se invece, avendo sempre lo stesso numero di atomi di ossigeno, volessimo calcolare la massa dell’acido nitroso in un secondo recipiente, a quanto sarebbe uguale? M.A. (H) = 1 uma, M.A. (N) = 14 uma, M.A. (O) = 16 uma. (6 Punti) Risoluzione: i) Acido nitrico, l’azoto ha numero di ossidazione 5, la formula è HNO 3. Se ci sono 4x10^20 atomi di ossigeno, vuol dire che ci sono 4x10^20 / 6.022x10^23 = 0.66 x 10-3^ moli di ossigeno. Ogni molecola di acido nitrico contiene 3 atomi di ossigeno, quindi se ci sono x mol di ossigeno, ci saranno x/3 mol di acido nitrico, 0.66 x 10 -3^ / 3 = 0.22 x 10 -3^ mol di acido nitrico. L’acido nitrico pesa 1 + 14 + 16* = 63 g/mol, quindi ci sono 0.22 x 10 -3^ mol * 63 g/mol = 13.86 x 10 -3^ g di acido nitrico.

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA INDUSTRIALE Classe L- Esame di Chimica Generale CFU 9 Prof. Pietro Tasselli

1. Descrivere le proprietà colligative che si conoscono, fare degli esempi che si possono osservare quotidianamente? (6 punti) Risoluzione: Abbassamento della tensione di vapore, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, osmosi. Esempi: sale nell’acqua che bolle, sale sul ghiaccio, globuli rossi in acqua… Spiegare in modo dettagliato. 2. Si possiedono due recipienti: nel recipiente A, si trovano 100 mL di acido acetico 0.01 M; nel recipiente B, si trovano 50 ml di idrossido di sodio 0.002 M. i) Calcolare il pH di entrambi i contenitori, ii) stabilire il pH che si otterrebbe nel contenitore A se venissero aggiunti 25 mL del contenitore B, e iii) stabilire il pH che si otterrebbe nel contenitore B qualora venissero aggiunti 50 mL del contenitore A. Ka=10-5^ (6 punti) Risoluzione: i) Nel recipiente A il pH iniziale si calcola dalla relazione che si utilizza per acidi deboli [H+] = (Ka0.01)0.5=(10-50.01)0.5^ = 3.110-4^ M  pH=-log3.110-4=3. Nel recipiente B c’è una base forte, completamente dissociata nei suoi ioni NaOH  Na+^ + OH-, quindi pOH=-log 0.002 = 2.7  pH=14-pOH=14-2.7 = 11. ii) Se si aggiungono 25 mL di B in A, vuol dire che stiamo aggiungendo 0.025 L * 0.002 mol/L = 0.00005 mol di base forte e quindi di OH-. Dato che nel recipiente c’erano 0.1 L * 0.01 mol/L = 0.001 mol di acido debole, quello che succede è una parziale neutralizzazione HA + OH-^  A-^ + H 2 O Rimangono 0.001 – 0.00005 = 0.00095 mol di HA e se ne producono 0.00005 di A-, abbiamo una soluzione tampone, e il pH = pKa + log [A-]/[HA] = 5 + log (0.00005 mol /0.125 L)/ (0.00095 mol /0.125 L) = 3. iii) Se si aggiungono 50 mL di A in B, è come aggiungere tutto B in 50 mL di A ed il concetto è simile al punto precedente. Vuol dire che stiamo aggiungendo 0.05 L * 0.002 mol/L = 0.0001 mol di base forte e quindi di OH-. Dato che del recipiente A abbiamo preso solo 50 mL, c’erano 0.05 L * 0.01 mol/L = 0.0005 mol di acido debole, quello che succede è una parziale neutralizzazione HA + OH-^  A-^ + H 2 O

Rimangono 0.0005 – 0.0001 = 0.0004 mol di HA e se ne producono 0.0001 di A-, abbiamo una soluzione tampone, e il pH = pKa + log [A-]/[HA] = 5 + log (0.0001 mol /0.1 L)/ (0.0004 mol /0. L) = 4.

3. Data la reazione A (g) + B (g) ⇆ 2C (g) condotta a 50°C in un recipiente di due litri, all’equilibrio si trova che non hanno reagito 3 mol di A e 2 mol di B, mentre si sono formate 2 mol di C. i) Calcolare la costante di equilibrio e, ii) calcolare la pressione che c’è nel recipiente quando si è giunti all’equilibrio. iii) Cosa succede se l’ambiente di reazione passa da due litri ad un litro? Variano le pressioni in gioco? Spiegare tutti i punti. ( Punti) Risoluzione: i) Il testo ci dà già le moli all’equilibrio, sia di reagenti che di prodotti. Essendo la somma dei coefficienti stechiometrici dei reagenti = alla somma dei coefficienti stechiometrici dei prodotti, allora possiamo scrivere Kc= 22 /32= 0. ii) La pressione si calcola utilizzando l’espressione per i gas ideali, PV=nRT. P=nRT/V=(2+3+2) mol * 0.0821 L atm/mol K (50+273.15) K / 2 L = 92 atm iii) Comprimendo il volume della metà, la pressione raddoppia. PV=k 4. In un recipiente vengono introdotti due composti. Uno di questi composti ha una frazione molare di H pari al 50%, mentre la restante percentuale è dovuta al cloro. Il secondo composto, invece, è composto da ferro e cloro, ma qui il ferro partecipa con una frazione molare del 25%. i) Stabilire quali siano i due composti, scrivendo formula e nome, ii) se si prendono 2 mol di ciascun composto, quale dei due composti possiede più cloro, e iii) se si prendono 2 g di ciascun composto, quale dei due composti possiede più cloro? P.A. (H)=1 uma, P.A. (Cl)=35 uma, P.A. (Fe)=55 uma. (6 Punti) Risoluzione: i) Il primo composto è HCl, acido cloridrico, in quanto se H ha frazione molare del 50%, il restante 50% è del cloro. Il secondo composto invece ha una frazione molare del 25% di ferro, quindi su 100, il 75% è del cloro. Tradotto, vuol dire che ci sono 1 atomo di Fe e 3 di Cl, FeCl 3 , il composto è cloruro ferrico. ii) Se prendiamo due moli di HCl e due moli di FeCl 3 , possiede più cloro il FeCl 3. Perché? Perché ogni molecola di FeCl 3 contiene 3 atomi di cloro, quindi 2 moli di FeCl 3 corrispondono a 23= mol di cloro. Mentre due moli di HCl contengono 2 mol di cloro. iii) Se prendiamo due grammi di HCl e due moli di FeCl 3 , si devono calcolare le moli. Ne abbiamo 2 g / (1+35)g/mol = 0.056 mol di HCl, quindi 0.056 mol di cloro. Ne abbiamo 2 g / (55+353)g/mol = 0.0125 mol di FeCl 3 , quindi 0.015*3=0.045 mol di cloro. Possiede più cloro l’acido cloridrico. 5. Dopo aver bilanciato la seguente reazione (mostrando i passaggi) HI + Br 2 ⇆ I 2 + HBr

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA CIVILE/INDUSTRIALE Classe L-7/ Chimica Generale_Esonero II Prof. Pietro Tasselli

1. Descrivere dettagliatamente le interazioni intermolecolari che si conoscono. Inoltre, spiegare perché le ragazze dopo la doccia non hanno bisogno di rimettersi lo smalto sulle unghie (assumendo che già lo avessero) (6 punti) Risoluzione: ione-ione, ione-dipolo, dipolo-dipolo, dispersione di london, legame idrogeno, legame idrofobico. Lo smalto è apolare, non interagisce con l’acqua che invece è polare. Il simile scioglie il simile. 2. Se in un recipiente di 200 cc vengono aggiunti 410^20 molecole di un sale del tipo AX 2 , che pressione osmotica esercita questa soluzione? Calcolare quanti grammi di glucosio occorre aggiungere in un altro recipiente, stavolta di 1 L, affinché la pressione osmotica sia la metà di quella calcolata nel punto precedente. T = 25°C, P.M. (Glucosio) = 180 uma. (6 punti) Risoluzione: 200 cc corrispondono a 0.2 L. 410^20 molecole corrispondono a 410^20 /6.0210^23 = 0.6710-3^ moli. Il sale AX 2 si dissocia in A2+^ e 2X-, quindi tre ioni  i=3. =iCRT= (3) * (0.6710-3^ / 0.2) mol/L * (0.0821) L atm/mol K * (25+273.15) K = 0.246 atm Il glucosio invece non si ionizza, e quindi i=1. Vogliamo ottenere una pressione che sia la metà di quella precedente, in un volume più grande. =iCRT= 0.246/2 = 0.123 atm  C = /iRT = (0.123) atm / (1) * (0.0821) L atm/mol K * (25+273.15) K = 0.005 mol/L Dato che abbiamo 1L di soluzione, occorre 0.005 mol/L * 1L = 0.005 mol di glucosio. Dalla relazione n=g/PM  g= n*PM = 0.005 mol * 180 g/mol = 0.9 g 3. Si consideri la seguente reazione, che avviene a 25°C in un volume di 700 mL: A + 3B  2C All’inizio si fanno reagire 3 mol di A e 4 mol di B. Al termine della reazione, B è esaurito. Stabilire: i) La frazione molare di tutte le specie rimaste nel recipiente di reazione alla fine della reazione; ii) La pressione totale nel recipiente; iii) Quanto vale la pressione nel recipiente se alla fine si aggiungono 3 g di CO 2. (6 Punti)

Risoluzione: Se si fanno reagire 3 mol di A e 4 mol di B, e alla fine tutto B è esaurito vuol dire che tutte le 4 moli di B hanno reagito. Secondo la reazione ed i coefficienti stechiometrici, per una molecola di A ne servono 3 di B, e si formano 2 molecole di C. Vuol dire che la quantità che reagisce di A, sarà 1/ di quella di B. Quindi se sono 4 moli di B hanno reagito, se ne saranno consumate 4/3=1.3 di A. Rimangono non reagite, 3-1.3=1.6 mol di A, e si formano 21.3=2.6 mol di C. i) Le moli alla fine sono, 1.6 mol di A e 2.6 mol di C. xA = 1.6/(1.6+2.6)= 0.38, xB=2.6/(1.6+2.6)= 1-xA=0. ii) la pressione totale nel recipiente si calcola con l’equazione di stato dei gas, assumendo il comportamente ideale dei gas A e C. PV=nRT  P = nRT/V = (1.6+2.6) mol * (0.0821) L atm/mol K * (25+273.15) K / (0.7) L = 146.86 atm ii) Se si aggiunge CO 2 , considerando i gas come ideali e non interagenti, la pressione totale è solo la somma delle pressioni parziali. Basterà calcolare le moli di anidride carbonica aggiunta e sommarle a quelle di A e C nell’equazione di prima. nCO 2 = g/PM = 3 g / (12+162) g/mol = 3 g / 44 g/mol = 0.07 mol PV=nRT  P = nRT/V = (1.6+2.6+0.07) mol * (0.0821) L atm/mol K * (25+273.15) K / (0.7) L = 149 atm

4. Stabilire e spiegare se la reazione A(g) + B(s)  2C(s) è spontanea, sapendo che A e B si trovano nel loro stato fondamentale, e che l’entalpia di formazione di C è 50 kJ/mol. Ci si trova alla temperatura di 25°C. Giustificare la risposta. (6 punti) Risoluzione: Se A e B si trovano nel loro stato fondamentale, allora le loro entalpie di formazione = 0. Quindi per la legge di Hess, la variazione di entalpia totale dipende solo dal reagente C, tenendo conto del coefficiente stechiometrico, H=50 kJ/mol * 2 mol – (0 + 0) = 100 kJ. Una reazione per essere spontanea deve avere una variazione di energia libera G< 0, quindi in questo caso G= H - TS < 0 Il H lo abbiamo calcolato, essere 100 kJ. Il S invece sappiamo che di sicuro è un qualcosa di negativo perché nel verso in cui è scritta la reazione, si formano due molecole allo stato solido, partendo da una situazione di gas + solido. L’entropia dei prodotti è sicuramente < di quella dei reagenti, e quindi anche senza sapere il nuero esatto, siamo sicuri che S<0. Nel complessivo, G= H - TS, sappiamo che il termine H>0, ma sappiamo che anche il termine -TS >0, poiché S<0. Quindi di sicuro il G sarà >0, quindi la reazione non spontanea in questo verso, ma sarà spontanea la reazione inversa 2C(s)  A(g) + B(s).

CORSO DI STUDI IN INGEGNERIA CIVILE Classe L- Esame di Chimica Generale CFU 9 Prof. Pietro Tasselli

1. Descrivere il modello degli orbitali molecolari, e disegnare il diagramma relativo alla molecola di idrogeno. (6 punti) Risoluzione: Teoria degli orbitali molecolari, formazione di orbitali molecolari leganti e antileganti(), ordine di legame. Calcolo dell’ordine di legame per la molecola di H 2 , che risulta essere = 1. 2. Sciogliendo NaCl in 500 mL di acqua, quest’ultima bolle a 101.3°C. Considerando che la Keb=1.8 K kg/mol determinare quanti grammi di sale sono stati aggiunti. Inoltre, determinare quante moli di cloruro ferrico occorre aggiungere a 500 mL di acqua affinchè si produca la stessa temperatura di ebollizione registrata nel caso precedente. P.A. (Na)=23 uma, P.A. (Cl)=35 uma. (6 Punti) Risoluzione: Si parla di innalzamento ebullioscopico, quindi T=imKeb Il T è la differenza rispetto alla normale temperatura di ebollizione dell’acqua pura, cioè 100°C, quindi 101.3°-100°C=1.3 °C, ma questo delta è anche il delta in Kelvin, 1.3 K (Dire che la temperatura cresce di un K o di un °C, è la stessa cosa). NaCl si ionizza in due ioni, quindi i=2. =2m1.8 K kg/mol  m = 0.36 mol/kg Considerando i 500 mL di acqua, la sua densità unitaria, quindi 500 mL di acqua pesano 500 g, quindi 0.5 kg. La molalità (m) è data dal rapporto delle moli del soluto sul peso in kg del solvente (acqua)  0.36 mol/kg = mol / 0.5 kg  mol = 0.36 mol/kg * 0.5 kg = 0.18 mol 0.18 mol di NaCl corrispondono a 0.18 mol * (23+35) g/mol = 10.44 g Se vogliamo aumentare la temperatura di ebollizione dell’acqua di 1.3 K con un altro sale, il cloruro ferrico, occorrerà ricordare la sua formula FeCl 3 , e che si ionizza in 4 ioni, quindi i=4. =4m*1.8 K kg/mol  m = 0.18 mol/kg, corrispondono 0.18 mol/kg * 0.5 kg = 0.09 mol di cloruro ferrico. 3. Si consideri la seguente reazione a 50°C

3A (g) ⇆ B (s) all’equilibrio si trovano, nel recipiente da due litri dove è avvenuta la reazione, 5 mol di A e 2 mol di B. i) Calcolare la Kc; ii) Calcolare la Kp; iii) Calcolare le frazioni molari di A e B all’equilibrio. (6 Punti) Risoluzione: i) la Kc contiene al suo interno solo le concentrazioni di gas e liquidi (non puri), quindi considerando che B è un solido… La concentrazione di A = 5 mol / 2 L = 2.5 M  Kc = 1/[A]^3 =1/2.5^3 = 0.064 M- ii) Kp dipende solo da A, quindi se si vuole usare la formula Kp=Kc (RT)n, occorre considerare che n = 0-3 = -3, segue che Kp=0.064 * ((0.0821) L atm/mol K * (50+273.15) K) -3^ = 0.064 * 0.00005= 0.000003 atm- iii) All’equilibrio ci sono in tutto 5+2=7 mol, quindi la xA=5/7=0.71, mentre xB=2/7=1-xA=0.

4. In un recipiente di 6L che contiene acqua vengono introdotte 0.3 mol di acido acetico. Dopo aver scritto la reazione di dissociazione dell’acido, determinare i) il pH della soluzione ii) il pH dopo l’aggiunta di 10 mL NaOH 0.01 M iii) il pH dopo l’aggiunta di NaOH necessaria per arrivare all’equivalenza La Ka dell’acido acetico è circa 10 -5. (6 Punti) Risoluzione: L’acido acetico CH 3 CO 2 H, lo scrivo nella formula generica HA HA + H 2 O  H 3 O+^ + A- i) essendo un acido debole, usiamo la formula approssimata [H+]= (Ka*[HA])0.5= (10-5^ * 0.3/6 M)0.5^ = 0.0007 M pH=-log(0.0007) = 3. ii) Se si aggiungono 10 mL di NaOH (base forte) 0.01 M, si stanno aggiungendo 0.01 L * 0. mol/L = 0.0001 mol di OH-. La base neutralizza in parte l’HA, secondo la reazione HA + OH-^  A-^ + H 2 O Vuol dire che, rimangono 0.3 – 0.0001 = 0.2999 mol di HA e si formano 0.0001 mol di A-. Quando sono presenti un acido debole e la sua base coniugata siamo in presenza di una soluzione tampone, e il pH = pKa + log [A-]/[HA], considerando che il volume è lo stesso per le due specie allora possiamo usare il rapporto delle moli, pH = pKa + log (mol A-)/(molHA)= 5 + log 0.0001/0.2999 = 5-3.47 = 1.53. Questo risultato è sbagliato perché è impossibile che dopo l’aggiunta di una base, il pH aumenti. Quindi vuol dire che no si può usare questa approssimazione e che il pH rimane pressoché lo stesso del punto i). iii) Quando si arriva all’equivalenza, vuol dire che tutte le moli di HA sono state neutralizzate dalle moli aggiunte di OH-. Occorre calcolare il volume aggiunto di OH-, considerando che servono 0.3 mol di OH-, e che la soluzione di partenza è 0.01 M, vuol dire che sono aggiunti 0.3 mol / 0.01 mol/L = 30 L.