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I.S. "E. Torricelli" Alunno _____________________ A.S. 2017/2018 classe _________ Piano di lavoro estivo per gli alunni con debito formativo in Chimica Analitica e Strumentale (3° A CHIM) Studiare i capitoli n° 1,2,3,4,5,6,8,9,10,11,12,13,14, 18, 23, 24, 25, 26, 27 del libro di testo “Le basi della chimica analitica” di Rubino, Cozzi, Vanzaghi - Zanichelli e svolgere nuovamente tutti gli esercizi presenti in fondo ad ogni capitolo. Di seguito alcuni esercizi aggiuntivi svolti: .

Reagente limitante Esercizio svolto 5,00 g di magnesio vengono fatti reagire con 5,00 g di arsenico. La reazione (da bilanciare) è la seguente: Mg(s) + As(s) → Mg3As2(s) Calcolare la massa di Mg3As2 che si ottiene dalla reazione.

Bilanciamo innanzitutto la reazione: Mg(s) + As(s) → Mg3As2 (s) 3 Mg(s) + 2 As(s) → Mg3As2(s) La reazione è ora bilanciata. Determiniamo le moli di Mg dividendo il valore della massa in grammi per la massa molare del magnesio: n Mg = m / Mm = 5g / (24,305 g/mol) = 0,206 mol Determiniamo le moli di As: n As = m / Mm = 5g / (74,92 g/mol) = 0,0667 mol Per determinare il reagente limitante è sufficiente dividere il valore delle moli di ciascun elemento per il suo coefficiente stechiometrico (NR). Il valore più piccolo indica il reagente limitante: 0,206 / 3 = 0,06866 (Mg) 0,0667 / 2 = 0,0333 (As) Tra i due, il valore più piccolo è quello di As che pertanto è il limitante. Utilizzando l’NR di As, moltiplicandolo per il coefficiente di Mg3As2, possiamo ottenere le moli Determiniamo la massa molare di Mg3As2: Mm = (24,305 · 3) + (74,92 · 2) = 222,755 g/mol Determiniamo infine i grammi di Mg3As2 prodotti: m = n · Mm = 0,03335 mol · 222,755 g/mol = 7,43 g

1. Una massa di 300 g di nitrato di sodio viene fatta reagire con 200 g di acido solforico secondo la reazione da bilanciare: NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + HNO3 Individua il reagente limitante e determina le quantità in grammi dei due prodotti.

2. Nella reazione MgSO4 + BaCl2 → MgCl2 + BaSO4 quanti grammi di solfato di bario si ottengono partendo da 250 mL di una soluzione 0,200M di cloruro di bario?

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3. Per produrre idrogeno si può usare la seguente reazione (da bilanciare): Mg +HCl → MgCl2 + H2 Quanti grammi di idrogeno si possono ottenere da 4,00 g di Mg e 5,00 g di HCl?

4. Data la seguente reazione: 2Al + 6HCl → 3H2 + 2AlCl3 Determinare il reagente limitante quando si fanno reagire 1,80 g di Al con 10,0 mL di una soluzione 12,1M di HCl

Composizione percentuale Esercizio svolto Si hanno 40,00 g del composto CuSO4·5H2O. Determinare: a) le moli di acqua di cristallizzazione; b) la massa dell'acqua di cristallizzazione; c) la percentuale di acqua di cristallizzazione. In una formula chimica gli indici indicano i rapporti molari tra gli elementi. Nella formula di un sale idrato deve essere indicata anche la proporzione tra il numero di moli del sale e il numero di moli di acqua. In particolare, la formula CuSO4·5H2O ci dice che ci sono cinque moli di acqua per ogni mole del sale solfato di rame pentaidrato (CuSO4). a) Per determinare le moli di acqua presenti in 40,00 g di campione, dobbiamo calcolare le moli di sale idrato e moltiplicarle per cinque. n = m / Mm = 40,00 g / 249,7 g · mol-1 = 0,1602 mol di CuSO4·5H2O In cui: 249,7 g · mol-1 è la massa molare di CuSO4·5H2O Quindi: 0,1602 mol · 5 = 0,8010 mol di H2O (mol di acqua di cristallizzazione). b) Per determinare la massa dell'acqua di cristallizzazione basta moltiplicare il numero di moli di acqua di cristallizzazione per il valore della massa molare dell'acqua (18,02 g/mol). m (H2O) = n · Mm = 0,8010 mol · 18,02 g/mol = 14,43 g (grammi di acqua di cristallizzazione). c) Per determinare la percentuale di acqua di cristallizzazione bisogna notare che in 40,00 g di campione sono presenti 14,43 g di acqua. Basta impostare quindi la seguente proporzione: 14,43 : 40,00 = X : 100 Da cui: X = 36,08% (percentuale acqua di cristallizzazione) 5. Si hanno 10 g di H2C2O4∙2H2O. Determinare: a) le moli di acqua di cristallizzazione; b) la massa dell'acqua di cristallizzazione; c) la percentuale di acqua di cristallizzazione 6. Calcolare la composizione percentuale degli elementi presenti nel sale di Mohr:

Fe(NH4)2(SO4)2∙6H2O Soluzioni Esercizio svolto 2 Quanti ml di HCl concentrato (38,3 % m/m; d = 1,19 g/ml) bisogna prelevare per preparare 500 ml di una soluzione 0,220 M dell'acido? Svolgimento

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Dal testo dell'esercizio risulta che si vogliono preparare 500 ml di una soluzione 0,220 M di HCl. Determiniamo il numero di moli moltiplicando la molarità per il volume in litri della soluzione: n° moli (HCl) = M ·V = 0,220 mol/l · 0,5 l = 0,11 mol Determiniamo a quanti grammi corrispondono 0,11 moli di HCl moltiplicando il valore del numero di moli per la massa molare dell’HCl (36,45 g/mol) m = n · Mm = 0,11 · 36,45 g/mol = 4,01 g Questa quantità in grammi di soluto deve essere prelevata dalla soluzione al 38,3 % m/m. Dalla definizione di percentuale in massa risulta che una concentrazione del 38,3 % m/m contiene 38,3 g di soluto in 100 grammi di soluzione. Mediante una proporzione è possibile determinare i grammi di soluzione da prelevare: 38,3 : 100 = 4,01 : X da cui: X = (4,01 · 100) / 38,3 = 10,47 g di soluzione. Utilizzando il valore della densità è possibile determinare il volume della soluzione da prelevare dividendo la massa per il valore della densità: V = m / d = 10,47 g / (1,19 g/ml) = 8,80 ml Quindi il volume di HCl concentrato da prelevare è di 8,80 ml. Esercizio svolto 2 A 750 ml di una soluzione di KOH al 10,5%m/m, d = 1,10 g/ml vengono aggiunti 100 ml di una soluzione 0,2 M di KOH e 10,0 g di KOH solido puro al 95,0%. Determinare la molarità della soluzione finale. Svolgimento Determiniamo il numero di moli presenti in 750 ml di una soluzione di KOH al 10,5%m/m la cui densità è d = 1,10 g/ml. Calcoliamo la massa della soluzione moltiplicando la densità per il volume: m = d · V = 1,10 g/ml · 750 ml = 825 g Sapendo che la soluzione è al 10,5%m/m, è possibile determinare i grammi di soluto presenti in 825 grammi di soluzione impostando una proporzione: 10,5 : 100 = X : 825 da cui: X = 825 · 10,5 / 100 = 86,625 g di KOH Calcoliamo la massa molare del KOH Mm = 39,1 + 16 + 1 = 56,1 g/mol Determiniamo il numero di moli di soluto dividendo la massa in grammi per la massa molare: n = m / Mm = 86,625g / (56,1 g/mol) = 1,544 mol Pertanto, il numero di moli presenti in 750 ml di una soluzione di KOH al 10,5%m/m è 1,544 mol. Determiniamo il numero di moli di soluto presenti nei 100 ml (= 0,100 l) della soluzione 0,2 M di KOH moltiplicando la molarità per il volume: n = M · V = 0,2 mol/l · 0,1 l = 0,02 mol Per determinare il numero di moli presenti in 10,0 g di KOH solido puro al 95,0%, bisogna innanzitutto determinare, mediante una semplice proporzione, i grammi di KOH puro: 95,0 : 100 = X : 10,0 da cui: X = 95,0 · 10,0 / 100 = 9,5 g Determiniamo le moli di KOH dividendo la massa in grammi per il valore della massa molare: n = m / Mm = 9,5 g / (56,1 g/mol) = 0,169 mol Determiniamo le moli totali:

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n KOH totali = 1,544 + 0,02 + 0,169 = 1,733 mol Determiniamo il volume totale: V (totale) = 750 ml + 100 ml = 850 ml = 0,850 l Determiniamo infine la molarità della soluzione finale dividendo il numero di moli totali per il volume totale: M = n / V = 1,733 mol / 0,850 l = 2,04 mol/l Pertanto, la molarità della soluzione finale è 2,04 mol/l.

7. Calcola la concentrazione delle seguenti soluzioni come % in massa (% m/m)

A. in 500,0 g di acqua sono disciolti 25,8 g di HCl B. in 100,0 cm3 di acqua sono disciolti 32,1 g di acido nitrico (dH2O = 1,00 g/ml) C. in 157 g di acqua sono sciolti 92,5 g di HCl D. in 210 g di acqua sono sciolti 90 g di NH3

8. La concentrazione di una soluzione acquosa di NaOH è 50 % m/m. La densità della soluzione è 1.5 g/ml. Calcola il volume della soluzione che contiene 15 g di NaOH

9. Una soluzione contiene 3,30g di carbonato di sodio idrato, Na2CO3∙10H2O, in 15,0 ml. Qual è la molarità della soluzione?

10. Calcola il volume di una soluzione di NH3 1,2 M che contenga 0.125 moli di soluto

11. In 300 cm3 di una soluzione sono disciolti 23,4 g di NaCl. Calcola la Molarità della soluzione

12. Quanti grammi di Pb(NO3)2 sono necessari per preparare 5 L di soluzione acquosa 0,85 M?

13. Calcola il volume di una soluzione di HCl 12 M necessario per preparare 1,5 L di una soluzione 0,25 M.

14. Calcola la Molarità di una soluzione ottenuta prelevando 10 ml di una soluzione di NaOH 0,5 M e sciogliendoli in 250 ml di acqua

15. Calcola la concentrazione della seguente soluzione come % in massa (% m/m): 20 g di HCl sono sciolti in 200 ml di acqua

16. Calcola il volume di una soluzione di HNO3 2 M che contenga 0,250 moli di soluto

17. A quale volume si devono portare 50,0 ml di una soluzione 0,400M di solfato di cromo idrato, Cr2(SO4)3∙18H2O, per preparare una soluzione diluita con concentrazione uguale a 0,500 M?

18. Occorre preparare 800 ml di soluzione di acido solforico 0,1M (PM = 98.07) avendo a disposizione una soluzione di acido solforico concentrato, al 40,25% e densità = 1,305 g/ml. Calcolare quale volume della soluzione concentrata occorre prelevare per preparare la soluzione richiesta.

19. Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta miscelando 20 mL di HCl 2 M con 5 mL di HCl al 34% , d = 1,15 g/mL 60% m/m.

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20. Calcolare il volume di HCl da prelevare da una soluzione di HCl al 36% , d = 1,13 g/mL 65% m/m

21. Dissociare ionicamente i seguenti sali, acidi e idrossidi utilizzando la tabella degli anioni sottostante:

- AgNO3 - Cu(NO3)2 - FeCO3 - HCl - FeCl2 - NaClO3 - NaCl - Al2O3 - NaCl - H2SO4

- Na2SO4 - Pb(NO3)2 - NaI - PbI2 - NaNO3 - KOH - K2SO4 - HNO3 - NaOH - NaNO3

- FeCl3 - NaBr - Na2CO3 - Ca(OH)2 - CaCO3 - NaOH - Mg(OH)2 - MgCl2 - Ba(OH) - LiOH

22. Porre in forma ionica:

a. Na[Al(OH)4] + H2SO4 Na2SO4 + Al2(SO4)3 + H2O b. Hg(NO3)2 + KI K2HgI4 c. Na2CrO4 + H2SO4 Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Ossidoriduzioni Esercizio svolto. REDOX in ambiente acido Bilancia la seguente reazione redox in ambiente acido MnCl2 + HNO3 + HCl → NO + MnCl4 + H2O Dopo aver assegnato i numeri di ossidazione, si constata che il Mn passa da numero di ossidazione +2 in MnCl2 a numero di ossidazione +4 in MnCl4: si ossida cedendo due elettroni. L'altro elemento che partecipa alla reazione di ossido-riduzione è l'azoto N. Esso passa da numero di ossidazione +5 in HNO3 a numero di ossidazione +2 in NO: si riduce acquistando tre elettroni. Il bilanciamento va fatto dissociando i Sali e ponendoli in forma ionica: Mn2+ → Mn4+ + 2e- NO3

- + 3 e- → NO

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Occorre adesso bilanciare le cariche elettriche che devono tener conto degli elettroni e degli ioni presenti. Essendo in ambiente acido si usano gli H+. Nella prima semireazione ci sono nei reagenti due cariche positive dovute allo ione Mn2+ e 2 cariche positive nei prodotti dovute alle 4 cariche dello ione Mn4+ meno i 2 elettroni (cariche negative). La semireazione è elettricamente bilanciata. Nella seconda semireazione ci sono 4 cariche negative nei reagenti dovute allo ione NO3

- e ai 3 elettroni, mentre i prodotti sono elettricamente neutri. Siamo in ambiente acido, perciò occorre aggiungere ai reagenti 4H+. In questo modo si modificano le masse di H e O, che vengono compensate con 2 molecole d’acqua nei prodotti: Mn2+ → Mn4+ + 2e- NO3

- + 3 e- + 4H+ → NO + 2 H2O Allo scopo di bilanciare il numero di elettroni ceduti / persi è pertanto necessario moltiplicare per 3 la prima semireazione e per 2 la seconda: (Mn2+ → Mn4+ + 2e-) ∙3 (NO3

- + 3 e- + 4H+ → NO + 2 H2O)∙2 Sommando le due semireazione si ottiene: 3 Mn2+ + 2 NO3

- + 4H+ + 6 e- → 2 NO + 3 Mn4+ + 2H2O + 6 e- In tale modo pareggiamo gli elettroni ceduti ed acquistati che sono per entrambe le semireazioni pari a sei. Rimane da bilanciare Cl che viene bilanciato come se si trattasse di una normale reazione. Per bilanciare il cloro è necessario mettere un 6 davanti ad HCl: 3 MnCl2 + 2 HNO3 + 6 HCl → 2 NO + 3 MnCl4 + 2H2O Esercizio svolto. REDOX in ambiente basico Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione: K2Cr2O7 + H2O + S → SO2 + KOH + Cr2O3 Per bilanciare l'equazione si prendono in considerazione solo gli atomi che variano il proprio numero di ossidazione: il numero di ossidazione dello S passa da zero a +4; il cromo passa da numero di ossidazione +6 a numero di ossidazione +3. Perciò ogni atomo di zolfo perde 4 elettroni e ogni atomo di cromo ne acquista 3. Poichè K2Cr2O7 contiene 2 atomi di Cr e anche Cr2O3 gli elettroni scambiati saranno 6 Il bilanciamento va fatto dissociando i Sali e ponendoli in forma ionica: Cr2O7

2- + 6e- → Cr2O3 S → SO2 + 4e-

Nella prima semireazione ci sono 8 cariche negative, 2 dovute allo ione e 6 agli elettroni, mentre i prodotti sono elettricamente neutri. Essendo in ambiente basico occorre aggiungere ai prodotti 8 OH-. In questo modo si modificano anche le masse di H e O, che vengono compensate con 4 molecole d’acqua nei reagenti.

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Nella seconda semireazione ci sono 4 cariche negative nei prodotti, mentre i reagenti sono elettricamente neutri. Occorre aggiungere ai reagenti 4OH--. In questo modo si modificano anche le masse di H e O, che vengono compensate con 2 molecole d’acqua nei prodotti:

Cr2O72- + 6e- + 4H2O → Cr2O3 + 8OH-

S + 4OH- → SO2 + 4e- + 2 H2O

Affinchè gli elettroni ceduti e acquistati siano in ugual numero, è necessario far reagire 2 molecole di bicromato (12 elettroni acquistati) con 3 atomi di S (12 elettroni ceduti) moltiplicando la prima semireazione per 2 e la seconda per 3 (m.c.m. fra gli elettroni): (Cr2O7

2- + 6e- + 4H2O → Cr2O3 + 8OH-)∙2 (S + 4OH- → SO2 + 4e- + 2 H2O)∙3 Sommando le due semireazioni otteniamo: 2 Cr2O7

2- + H2O + 3 S → 3 SO2 + KOH + 2 Cr2O3 Avendo così fissato i rapporti tra ossidante e riducente, il principio di conservazione della massa permetterà di completare il bilanciamento della reazione. Bilanciando gli atomi di K si ha: 2 K2Cr2O7 + H2O + 3 S → 3 SO2 + 4 KOH + 2 Cr2O3

23. Stabilire il NO di ciascun elemento: a. N2 b. Na2O2 c. Na3PO4 d. H4P2O7 e. Na2S f. PCl3

g. HAsO4=

h. Al(OH)4-

i. Fe+++

j. MnO4-

k. SO3=

l. NH4+

24. Scrivere le reazioni elettroniche (semireazioni) per i seguenti processi (ambiente acido): a. NO NO3

- b. Pb PbO2 c. H2S S d. H2O O2 e. Mn++ MnO2

25. Scrivere le reazioni elettroniche per i seguenti processi (ambiente basico): a. H2O2 O2 b. SnO2

= SnO3=

c. H2O H2O2 d. Mn++ MnO4

= e. NH3 NO3

-

26. Trova i numeri di ossidazione di ogni elemento nei seguenti composti e bilancia la seguente equazione chimica: K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + Cl2

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27. Risolvere le seguenti equazioni di ossidoriduzione: a. CrO3 + HIO4 H2CrO4 + HI b. MnO2 + KNO3 + Na2CO3 NaMnO4 + CO2 + KNO2 c. Zn + NaNO3 + NaOH + H2O Na2[Zn(OH)4] + NH3 d. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O e. As2O3 + KIO4 K3AsO4 + KIO3 + H2O

Normalità Esercizio svolto

A 150 ml di una soluzione di Na2SO4 0.60 M viene aggiunta acqua pura, fino ad ottenere 222 ml di soluzione. Calcolare la normalità (N) della soluzione risultante. Calcoliamo la normalità della soluzione finale dalla relazione: N(eq/l) = n (eq/mol) ∙ M (mol/l) Una mole di Na2SO4 da luogo a due moli di Na+ (2 moli di cariche positive) e 1 mole di SO4 -2 (2 moli di cariche negative) per cui 1 mol Na2SO4 = 2 eq Na2SO4 N = 2 eq/mol N soluzione = 2 eq/mol * 0.60 mol/l = 1.2 eq/l Dopo la diluizione il numero di equivalenti rimane invariato N1V1 = N2V2 N2 = N1V1/V2 N2 = (1.2 eq /l ∙ 0.150 l )/ 0.22 l = 0.81 eq /l

28. Calcolare la Molarità e la Normalità di una soluzione che contiene 5.20 g di idrossido di calcio

in 1.70 L di soluzione.

29. Calcolare la Molarità e la Normalità di una soluzione che contiene 7.85 g di acido solforico in 1.50 L di soluzione.

30. In una titolazione si sono usati 23.00 ml di una soluzione di NaOH 0.105 N per neutralizzare 15.0 ml di una soluzione di H2SO4 di concentrazione non nota. Calcolare la normalità e molarità della soluzione di H2SO4.

31. In una titolazione si sono usati 38.2 ml di una soluzione di H2SO4 0.255 N per neutralizzare 42.3 ml di una soluzione di NaOH di concentrazione non nota. Calcolare la normalità e molarità della soluzione di NaOH.

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32. 30 ml di una soluzione di HCl 0.20 N neutralizzano 22 ml di una soluzione di Ba(OH)2 di densità 1.027 g/ml. Calcolare Normalità, Molarità e % in peso della soluzione di Ba(OH)2. Equivalenti. Esercizio svolto Calcolare i grammi di solfato ferroso FeSO4 che sono necessari per ridurre, in ambiente acido, 18,77 g di bicromato di potassio K2Cr2O7 a sale di Cr(III). PS Nella reazione il solfato ferroso FeSO4 si ossida a solfato ferrico Fe2(SO4)3. Determiniamo la massa molare delle due sostanze: Risulta che: Mm (FeSO4) = 151,90 g/mol Mm (K2Cr2O7) = 294,19 g/mol Per determinare il numero di equivalenti (eq) di una sostanza bisogna fare il rapporto tra la massa in grammi (mg) della sostanza e la sua massa equivalente (ME)

La massa-equivalente (ME) è una quantità il cui valore dipende dal tipo di sostanza e dal tipo di reazione a cui partecipa. Nel caso di una reazione redox (ed è il nostro caso) la massa equivalente ME è data dal rapporto fra la massa molare e gli equivalenti acquistati (o persi).

Determiniamo la ME di K2Cr2O7. Nella riduzione: K2Cr2O7 +6e- → 2Cr3+ ogni atomo di Cr acquista 3 elettroni (infatti Cr passa da un numero di ossidazione +6 a +3). In K2Cr2O7 ci sono due atomi di Cr, pertanto z = 3 · 2 = 6 eq/mol quindi: ME di K2Cr2O7= 294,19(g/mol) / 6( eq/mol) = 49,03 g/eq Determiniamo il numero di equivalenti di K2Cr2O7: eq = m /ME =8,77g / 49,03eq/mol = 0,383 eq 0,383 eq di K2Cr2O7 reagiscono con 0,383 eq di FeSO4. Quindi: eq (FeSO4) = 0,383 eq Determiniamo la ME di FeSO4. Nella ossidazione: FeSO4 → Fe2(SO4)3 ogni atomo di Fe perde un solo elettrone (infatti Fe passa da un numero di ossidazione +2 a +3). In FeSO4 c'è un solo atomo di Fe, pertanto: z = 1eq/mol Quindi: ME (FeSO4) = 151,9(g/mol) / 1(eq/mol) = 151,9 g/eq Determiniamo infine la massa in grammi di FeSO4: m(FeSO4) = eq · ME = 0,383 eq · 151,9 g/eq= 58,2 g Quindi, la massa in grammi di FeSO4 che reagisce con i 18,77 g di K2Cr2O7 è pari a 58,2g

33. Una soluzione di permanganato di potassio contiene 3,098 g in 300 ml. Determinare la sua normalità supponendo che venga adoperata in reazioni in cui si trasforma in Mn++

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34. Per ossidare una soluzione al 20,0% m/m di solfato ferroso (d = 1,05 g/ml) a solfato ferrico in ambiente acido, sono necessari 1,80 g di bicromato di potassio. Scrivere la reazione e calcolare il volume di soluzione di solfato ferroso ossidato

35. Calcolare i grammi di solfato ferroso FeSO4 che reagiscono con 50 mL di una soluzione 0,5 N di permanganato di potassio KMnO4 secondo la reazione (non bilanciata): KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O

36. Calcolare a quanti grammi corrispondono 1 eq dell’ossidante o del riducente in ciascuna delle seguenti reazioni:

a. HNO3 +H2S -> H2O + NO + S b. K2Cr2O7 + HCl -> Cl2 + CrCl3 c. HNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + NO2 d. KMnO4 + FeSO4 -> MnSO4 + Fe2(SO4)3

Equilibrio Esercizio svolto In un recipiente vengono introdotte quantità equimolari di I2(g) e H2(g). Avviene la reazione:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) la cui costante di equilibrio, ad una data temperatura, è 46. Raggiunto l'equilibrio, nel recipiente sono presenti 2,5 mol/l di HI(g). Calcolare le concentrazioni di H2(g) e I2(g) all'equilibrio e all'inizio della reazione. Per la reazione:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) sono presenti all'equilibrio 2,5 mol/l di HI(g). Per la reazione precedente, l'espressione della costante di equilibrio è: Keq = [HI]2 / [H2] · [I2] Indichiamo con X la concentrazione di H2 e di I2 all'equilibrio. Il valore di tali concentrazioni è uguale infatti all'interno del recipiente vengono inserite quantità equimolari delle due sostanze. La concentrazione di HI all'equilibrio è invece = 2,5 mol/l. Sostituendo tali valori nell'espressione della costante di equilibrio, si ha: Keq = [HI]2 / [H2] · [I2] Keq = 2,52 / X2 = 46 Da cui: 6,25 / X2 = 46 6,25 = 46 · X2 X2 = 6,25 / 46 X2 = 0,136 da cui infine: X = 0,369 mol/l Pertanto la concentrazione di H2 e di I2 all'equilibrio è 0,369 mol/l. Determiniamo ora la concentrazione iniziale di H2 e di I2. Dalla reazione: H2(g) + I2(g) ⥩2 HI(g) è possibile notare che per due mol/l di HI che si sono formate, le mol/l di H2 e di I2 reagite sono la metà. Pertanto le mol/l sia di H2 che di I2 che hanno reagito sono:

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mol/l H2 reagite = mol/l di I2 reagite = (2,5 mol/l) / 2 = 1,25 mol/l Le mol/l iniziali di H2 sono date dalla somma tra le moli presenti all'equilibrio e le moli reagite per dare HI. moli/l iniziali di H2 = 0,369 + 1,25 = 1,62 mol/l Stesso identico discorso vale per I2: mol/l iniziali di I2 = 0,369 + 1,25 = 1,62 mol/l

37. Ad una certa temperatura 2 moli di NH3(g) vengono poste in un recipiente da 10 litri. Avviene la seguente reazione all’equilibrio:

2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) Sapendo che all’equilibrio è presente 1 mole di NH3, determinare il valore della costante di equilibrio Kc.

38. Per la seguente reazione: I2(g) + H2(g) 2 HI(g) valgono le seguenti concentrazioni determinate in condizioni di equilibrio: [H2] = [I2] = 0,005 M; [HI] = 0,040 M Aggiungendo una determinata quantità di H2 si viene ad instaurare un nuovo equilibrio per il quale vale: [HI] = 0,042 M a) Determinare i nuovi valori di [H2] e [I2] b) Determinare la quantità di H2 aggiunta

39. All'interno di un recipiente ed in condizioni di equilibrio chimico sono presenti le seguenti quantità di sostanza:

CO = 6,50 mol

H2O (vapore) = 0,65 mol

CO2 = 0,68 mol

H2 = 0,68 moli

CO + H2O CO2 + H2 All'interno del recipiente sono introdotte 2,00 moli di H2O sotto forma di vapore. Mantenendo costante il volume del recipiente e la temperatura, calcolare le moli di CO e H2 che sono presenti nel nuovo equilibrio. Equilibri di solubilità Esercizio svolto Determinare quanti grammi di Ag2SO4 è possibile sciogliere in 1,0 L di acqua pura e in 1,00 L di una soluzione 0,420 M di Na2SO4. Kps(Ag2SO4) = 7,0 · 10-5. La reazione di dissoluzione è la seguente:

Ag2SO4(s) 2 Ag+(aq) + SO42-(aq)

Se indichiamo con s la solubilità del solfato di argento (Ag2SO4), si avrà che s rappresenta anche la concentrazione in soluzione degli ioni SO4

2-(aq) mentre la concentrazione degli ioni Ag+(aq) è 2·s. [SO42-] = s [Ag+] = 2·s Pertanto:

12

Kps = [Ag+]2 · [SO42-] = (2·s)2 · s = 4·s3 Da cui: s = 0,026 mol/L La solubilità in acqua pura di Ag2SO4 è pertanto: 0,026 mol/L · 312g/mol = 8,1 g/L in cui 312 g/mol è la massa molare di Ag2SO4. Quindi la quantità di Ag2SO4 è possibile sciogliere in 1,0 L di acqua pura è pari a 8,1 g. Nella soluzione 0,420 M di solfato di sodio deve ancora valere la relazione del prodotto di solubilità ma in questo caso si ha che: [SO42-] = s + 0,420 [Ag+] = 2·s Pertanto: Kps = [Ag+]2 · [SO4

2-] = (2·s)2 · (s + 0,420) = 4 · s2· (s + 0,420) Trascurando in prima approssimazione s rispetto a 0,420 mol/L si ottiene: Kps = 4 · s2· 0,420 = 1,68 · s2 Da cui: s = 6,45 · 10-3 mol/L La solubilità di Ag2SO4 nella soluzione 0,420 M di Na2SO4 è pertanto: 6,45 · 10-3 mol/L · 312 g/mol = 2,0 g/L in cui 312 g/mol è la massa molare di Ag2SO4. Possiamo infine dimostrare che l'approssimazione fatta è corretta in quanto il valore 6,45 · 10-3 è molto più piccolo di 0,420, quindi ritenere che (s + 0,420) è circa uguale a 0,420 è una approssimazione lecita. Quindi la quantità di Ag2SO4 è possibile sciogliere in 1,00 L di una soluzione 0,420 M di Na2SO4 è pari a 2,0 g.

Prodotti di solubilità

CaSO4 7,10x10-5

BaSO4 1,07x10-10

SrSO4 3,44x10-7

CaCO3 4,96x10-9

BaCO3 2,58x10-9

SrCO3 5,60x10-10

CaC2O4×H2O 2.32×10-9

BaC2O4 2.3 x 10-8

SrC2O4 4,00 x 10-7

AgCl 1,6x10-10

Ag2CrO4 1,2x10-12

AgBr 7,7x10-13

AgI 1,5x10-16

40. Calcolare la solubilità in g/100 ml del fluoruro di bario, sapendo che il Ks è uguale a 1,73∙10-6

13

41. Sapendo che il prodotto di solubilità di Ag2C2O4 è di 1,2∙10-12, calcolare la solubilità del sale (g/L).

42. Sapendo che il prodotto di solubilità di Ba(IO3)2 è di 6,0 ∙10-10, calcolare la solubilità del sale

(g/L). 43. Determina senza fare calcoli quale composto di ciascuna coppia è il più solubile:

a. AgBr; AgI b. CaCO3; CaSO4 c. BaSO4; BaC2O4

44. Determina senza fare calcoli quale composto di ciascuna coppia è il più solubile: a. AgCl; AgBr b. SrC2O4; SrCO3 c. BaCO3; BaC2O4

45. Si mescolano 30 ml di soluzione di CaCl2 con 30 ml di soluzione di Na2SO4 e viene aggiunta

acqua fino ad un volume totale di 250 ml. Calcola le contrazioni finali degli ioni calcio e solfato quando le concentrazioni iniziali sono:

0.032 M

0.20 M (Ks CaSO4=1.0x10-4)

46. Prevedere se si forma precipitato di CaSO4 (Ks= 2x10-4) mescolando 100 ml di una soluzione 0,1 M di ioni calcio con 100 ml di una soluzione 0,2 M di ioni solfato.

Acidi e basi Esercizio svolto: acidi/basi deboli

Determinare il pH di una soluzione costituita da NH4OH con Kb = 1.8x10-5 di concentrazione 0.01 M. Per le basi moderatamente deboli di solito vengono riportate le Kb che si riferiscono alla seguente reazione: NH3 + H2O NH4

+ + OH- Kb = [NH4+] [OH-] / [NH3]

Ka per una base si riferisce alla reazione NH4

+ + H2O NH3 + H3O+ È facile verificare che Ka = Kw / Kb In questo caso Ka = 1x10-14 / 1.8x10-5 = 5.6∙10-10 Nell’esercizio in questione:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

[ I] C0 0 0

∆ -x +x +x [F ] C0-x x x Kb = x2 / (C0 - x)

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Anche in questo caso x è trascurabile rispetto C0 per cui l’equazione viene semplificata

Kb = x2 / C0, da cui x =0KbC [OH-] = x = 4.24x10-4 pOH = 3.37, pH = 10.63

Un errore di distrazione in cui si incorre spesso negli esercizi in cui è presente una base è quello di dimenticarsi che x = [OH-]. Si ricorda che pKb = -log Kb; Kb = 10-pKb se la forza della base è crescente il valore di Kb è crescente il valore di pKb è decrescente Esempio svolto Caso acido forte a cui viene aggiunta base forte Determinare la variazione di pH di una soluzione di 100 mL 0.10 M di HCl a cui vengono aggiunti rispettivamente : a) 10.0 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH. b) 39.9 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH. c) 40.0 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH. d) 40.1 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH. e) 50 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH. pH iniziale prima dell’aggiunta di NaOH HCl si dissocia completamente per cui pHiniziale = -log[0.1] = 1.00 L’aggiunta di NaOH provoca la reazione di HCl. Per determinare il pH della soluzione è necessario valutare cosa succeda in soluzione e quali specie siano presenti dopo l’aggiunta. HCl + NaOH NaCl + H2O a) Per determinare quale specie sia in eccesso bisogna valutare il numero di moli di ciascun componente all’inizio e dopo la reazione: a tale scopo si ricordi che n = M x V(in L)

HCl + NaOH NaCl + H2O I 0.1x0.1=0.01 0 0

∆ 0 0.01x0.25=2.5x10-3 F 0.01-2.5x10-3=7.5x10-3 0 2.5x10-3 Come si è visto sopra, la formazione di NaCl non influenza in maniera evidente il pH della soluzione che è determinato solo dalla presenza di eccesso di HCl o di NaOH. Anche la quantità di H2O che si forma dalla reazione è assolutamente trascurabile in confronto all’H2O presente come solvente. Dopo la reazione resta un eccesso di HCl per cui la soluzione è acida: infatti, [H3O+] = n/V (in L), [H3O+] = 0.0075/0.110 = 0.068 pH = 1.17 b) applicando gli stessi principi sopra esposti:

HCl + NaOH NaCl + H2O

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I 0.01 0 0 ∆ 0 9.975x10-3 F 2.5x10-5 0 2.5x10-5 [H3O+] = n/V (in L), [H3O+] = 2.5x10-5/0.1399 = 1.79x10-4 pH = 3.75 c)

HCl + NaOH NaCl + H2O I 0.01 0 0

∆ 0 0.01 F 0 0 0.01 Il numero di equivalenti di HCl e di NaOH sono = e quindi nessuno di essi è in eccesso. NaCl che si forma non influisce sul pH che quindi = 7.00 d)

HCl + NaOH NaCl + H2O I 0.01 0 0 ∆ 0 0.010025 F 0 2.5x10-5 0.01 È presente un eccesso di NaOH [OH-] = 2.5x10-5/0.1401 = 1.78x10-4 pOH = 3.75 pH = 10.25 e)

HCl + NaOH NaCl + H2O I 0.01 0 0

∆ 0 0.0125 F 0 0.0025 0.01 È presente un eccesso ancor maggiore di NaOH [OH-] = 0.025/0.150 = 0.017 pOH = 1.78 pH = 12.22 Si osservi come, nell’intorno del punto equivalente, all’aggiunta di appena 0.2 mL, tra 39.9 e 40.1 mL di NaOH (pari a 5x10-5 moli) si ottiene una variazione di 6.5 unità di pH. I dati sono riassunti nella tabella

47. Calcolare il pH di una soluzione contenente 3.0 mg/L di H3BO3 (Ka=5.0x10-10) 48. Calcolare il pH di una soluzione di idrossido di bario 0.01 M.

mL NaOH pH

0 1.00

a 10.0 1.17

b 39.9 3.75

c 40.0 7.00

d 40.1 10.05

e 50.0 12.22

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49. A 10,0 ml di una soluzione di idrossido di sodio si aggiungono 20,5 ml di acido cloridrico 1,230 N. La soluzione risultante è acida. Per la neutralizzazione occorrono 12,9 ml di un'altra soluzione di idrossido di sodio 0,505 N. Calcolare la concentrazione della prima soluzione di idrossido di sodio.

50. Calcolare il volume di HCl 0,01 M da aggiungere a 100 mL di una soluzione di KOH a pH = 12 per rendere il pH = 11.

51. Calcolare quanti ml di NaOH a pH 10.9 occorrono per neutralizzare 25 ml di una soluzione di

H2SO4 che ha un pH di 3,40

52. Una soluzione ammoniacale ha un pH = 11,37. Trovare la concentrazione sapendo che la Kb = 1,78 ∙ 10-5

Idrolisi salina Esercizio svolto Calcolare il pH di una soluzione acquosa di KF 0.2 M. (Ka HF = 3.5 x 10-4)

KF è un sale che deriva da un acido debole (HF) e da una base forte (KOH). In acqua l’ idrolisi dello ione F- influisce sul pH.

F- + H2O HF + OH- Il pH della soluzione risultante sarà basico

F- + H2O HF + OH- Inizio 0.2 - - Variazione -x +x +x Equilibrio 0.2-x x x Kb = Kw/Ka = x2/(0.2-x) ~ x2/(0.2) __________

x = [OH–] = Kw / Ka ∙ Cs dove Kw è la costante di dissociazione elettrolitica dell’acqua pari a 10–14, Ka è la costante di dissociazione acida dell’acido fluoridrico pari a 3.5 x 10–4 e Cs è la concentrazione del sale in soluzione, cioè 0,02 M. Applicando la formula si ottiene che: ___________________

[OH–] = 10–14 / 3.5 x 10–4 ∙ 0,2 = 1.19 x 10–5 mol/L Conoscendo [OH–], è possibile risalire al pOH:

pOH = - log [OH–] = - log (1.19x 10–6) = 4.92 Dal pOH è possibile risalire al pH sapendo che:

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pH = 14 – pOH

pH = 14 – 4.92 = 9.08

53. Calcola: a.Il pH di una soluzione 0.100 M di cloruro di ammonio b.Il pH di una soluzione ottenuta mescolando 50,0 ml di Ba(OH)2 0.100 M con 40,0 ml di NH4Cl 0.25

Esempio svolto Caso acido debole a cui viene aggiunta base forte Soluzioni tampone

Ad una soluzione di 25 mL di CH3COOH 0.01 M sono aggiunti rispettivamente: a) 10 mL di NaOH 0.01 M b) 12.5 mL di NaOH 0.01 M c) 20 mL di NaOH 0.01 M d) 25 mL di NaOH 0.01 M e) 30 mL di NaOH 0.01 M pKa = 4.74 Inizialmente, prima di introdurre NaOH, il pH della soluzione è quello del CH3COOH di concentrazione 0.01 M. Applicando le equazioni già viste,

pH = -log oKa C = 3.38

a) Questa aggiunta porta alla formazione di tampone.

CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O I 0.01x0.025=2.5x10-4 0 0

∆ 0 0.01x0.01=1.0x10-4 F 1.5x10-4 0 1.0x10-4

pH = pKa + lognA

nHA

= 4.74 - 0.18 = 4.56

b)

CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O I 2.5x10-4 0 0

∆ 0 1.25x10-4 F 1.25x10-4 0 1.25x10-4 è il caso n HA = n A- cioè la semi-titolazione

pH = pKa + lognA

nHA

pH = pKa = 4.74

c)

CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O I 2.5x10-4 0 0

∆ 0 2x10-4 F 0.5x10-4 0 2x10-4

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pH = pKa + lognA

nHA

= 4.74 + 0.60 = 5.34

d)

CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O I 2.5x10-4 0 0 ∆ 0 2.5x10-4 F 0 0 2.5x10-4 Corrisponde alla titolazione, quindi si forma solo CH3COO- che reagisce con H2O [CH3COO-] = 2.5x10-4/ 0.050 = 0.005 = C0

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- I C0 0 0

∆ -x +x +x F C0-x x x Kb = x2 / (C0 - x)

Kb = x2 / C0, da cui x =0KbC [OH-] = x = 1.66x10-6 pOH = 5.77 pH = 8.22

e)

CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O I 2.5x10-4 0 0

∆ 0 3x10-4 F 0 0.5x10-4 2.5x10-4 Base forte OH- + CH3COO- non fanno tampone: è come se la base forte fosse sciolta in 55 mL di acqua. [OH-] = 0.5x10-4/ 0.055 = 9.1x10-4 pOH = -log(9.1x10-3) = 3.04, pH = 10.96

54. 150 ml di una soluzione 0,95M di acido acetico vengono titolati con idrossido di potassio 0,5N.

Calcolare il pH: a) della soluzione iniziale di acido acetico, b) della soluzione al punto in cui l'acido è stato neutralizzato a metà, c) al punto di equivalenza stechiometrica. Per l'acido acetico Ka= 1,78∙10-5

55. Calcolare quanti grammi di CH3COONa ( MM = 82,04 ) si devono aggiungere a 300 ml di CH3COOH 0,5 M per avere un pH = 3,48 (Ka = 1,76 ∙ 10-5)

56. Quali delle seguenti quattro soluzioni vanno miscelate per ottenere una soluzione tampone a pH=8

a)CH3COOH 0.50 M

b)HClO 0.100 M

c)CH3COOK 0.100 M

d)NaClO 0.150 M

Kb (NH3) = 1.8*10-5 mol/l

Ka (CH3COOH) = 1.8*10-5 mol/l

Ka (HClO) = 3*10-8 mol/l

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57. Prepara la scheda di analisi per le seguenti tecniche di analisi, indicando lo standard primario utilizzato, l’eventuale indicatore, e ed evidenziando le possibili problematiche riscontrabili durante l’analisi:

- Acidimetria

- Alcalimetria

- Permanganometria

- Iodometria

- Iodimetria

- Argentometria

- Complessometria

GUIDA PER LA SCHEDA DI ANALISI:

1) METODO 2) REATTIVI E STANDARD PRIMARIO 3) STRUMENTI 4) INDICATORE 5) REAZIONE 6) PROCEDIMENTO 7) CALCOLI (FORMULA SINTETICA)