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Indice

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TEST 1 - FENOMENI E TRASFORMAZIONI DELLA MATERIA................................................2

Soluzioni Test 1..................................................................................................................................5 TEST 2 - Simboli e leggi nelle trasformazioni chimiche.....................................................................6

Soluzioni Test 2................................................................................................................................13 TEST 3 - Struttura e Proprietà dell'Atomo ........................................................................................14

Soluzioni Test 3................................................................................................................................18 TEST 4– Elementi, Tavola Periodica, Nomenclatura e Formazione dei composti ...........................20

Soluzioni Test 4................................................................................................................................42 TEST 5 – Soluzioni: tipi, definizioni e concentrazioni......................................................................45

Soluzioni Test 5................................................................................................................................48 TEST 6 - Reazioni chimiche: Tipi,Bilanciamento, calcoli e altri aspetti quantitativi .......................49

Soluzioni Test 6 .............................................................................................................................54 TEST 7 – Reazioni di ossido-riduzione .............................................................................................55

Soluzioni Test 7 .............................................................................................................................58 TEST 8- Il legame chimico................................................................................................................59

Soluzioni Test 8................................................................................................................................61 TEST 9 - Leggi e stechiometria dei gas.............................................................................................62

Soluzioni Test 9................................................................................................................................63 TEST 10 – Aspetti energetici di una reazione chimica......................................................................64

Soluzioni Test 10..............................................................................................................................66 TEST 11 – Equilibrio chimico e velocità di una reazione chimica ...................................................67

Soluzioni Test 11..............................................................................................................................70 TEST 12 – Acidi, basi e calcolo pH..................................................................................................71

Soluzioni Test 12..............................................................................................................................75 TEST 13 – L’elettrochimica ..............................................................................................................76

Soluzioni Test 13..............................................................................................................................79 TEST 14 – I composti del carbonio ...................................................................................................80

Soluzioni Test 14..............................................................................................................................82

TEST 1: Fenomeni e trasformazioni della materia

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TEST 1 - FENOMENI E TRASFORMAZIONI DELLA MATERIA 1. Sono fenomeni chimici

a. La rottura di un vetro b. La formazione della ruggine c. La combustione del metano d. La caduta di un masso e. L’ebollizione dell’acqua

2. Riscaldando, a pressione costante, una sostanza solida si può verificare la:

a. Fusione b. Sublimazione c. Solidificazione d. Vaporizzazione e. Liquefazione

3. L’elemento più abbondante nell’aria è:

a. Idrogeno b. Azoto c. Ossigeno d. Cloro

4. Una sostanza semplice può essere:

a. Il latte b. L’aria c. L’alluminio d. Un elemento e. Scomposta nei suoi elementi

5. Sono eterogenei i seguenti sistemi

a. Il fumo b. Il latte c. Acqua d. Ghiaccio e. Un pezzo di ferro

6. I materiali costituiti da più fasi sono definiti:

a. Omogenei b. Eterogenei c. Isomorfi d. Puri

7. Il passaggio diretto di una sostanza da solido ad aeriforme è detta:

a. Sublimazione b. Evaporazione c. Brinamento d. Gassificazione


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8. I non metalli:

a. Sono duttili b. Sono tutti solidi tranne il cloro c. Sono buoni conduttori di calore e corrente elettrica d. Danno origine a composti a comportamento acido

9. La densità dell’acqua del mare è più elevata di quella dell’acqua pura. Ciò indica che

lo stesso volume di acqua di mare ha, rispetto allo stesso volume di acqua pura,

a. Una minor massa b. Un minor volume c. Una massa maggiore d. Un volume maggiore

10. Analizzando più volte campioni di acqua di mare si determina un contenuto di sale del

35%. Ciò indica che l’acqua di mare è un composto? a. Si, perché l’acqua è omogenea b. No, perché è eterogenea c. No,perché si può variarne la composizione

11. Quale sostanza ha una composizione definita e costante?:

a. Il gasolio b. L’olio di semi c. L’acqua del mare d. Lo zucchero

12. Pesando lo stesso oggetto sulla Terra e sulla Luna otteniamo un valore:

a. Maggiore sulla Luna b. Minore sulla Luna c. Uguale nei due casi d. Maggiore sulla Terra

13. La massa di un cucchiaino di zucchero è una proprietà:

a. Intensiva b. Estensiva c. Distensiva d. Neutra

14. La densità è una proprietà:

a. Fisica b. Chimica c. Di Fase

15. Indicare le proprietà tipiche di un metallo: a. Duttile b. Malleabile c. Fragile d. Amorfo e. Cattivo conduttore del calore


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16. Si desidera separare una miscela di sostanze in base al loro punto di ebollizione.

Indicare la tecnica corretta: a. Fusione b. Ebollizione c. Distillazione d. Cristallizzazione e. Estrazione

17. Data la massa M e il volume V, la relazione per determinare la densità è:

a. M·V b. M/V c. V/M d. 1/V·M

18. Indicare il numero di cifre significative del numero 0.025

a. 4 b. 5 c. 2 d. 3

19. Indicare il numero di cifre significative che dovrebbero indicarsi nel risultato del

prodotto 0.61·0.0052·0.040: a. 2 b. 5 c. 1 d. 3

20. Indicare la corretta notazione scientifica di 0.003156

a. 31.65·10-4 b. 3.165·10-3 c. 3.165·103 d. 3.165·10-4

21. Gli elementi allo stato naturale sono solidi, liquidi e gassosi. Indicare quelli che si

presentano come liquidi, gassosi e gassosi rari (gas nobili):

a. Liquidi.........................................................................................................................................................................................................................................................

b. Gassosi..............................................................................................................

..........................................................................................................................

................

c. Gassosi rari...............................................................................................................

..................................................................................................................................


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Soluzioni Test 1 1. b, c; 2. a, b; 3. b; 4. c, d; 5. a, b; 6. b; 7. a; 8. d; 9. c; 10. c; 11. d; 12. b, d; 13. b; 14. a 15. a,b; 16. b, c; 17. b; 18. 2; 19. a; 20. b; 21. a= Mercurio (Hg) e Bromo (Br), b= Idrogeno (H), Azoto (N), Ossigeno (O), Fluoro (F), Cloro (Cl), c= Elio

(He),Neon (Ne), Argon (Ar), Cripto (Kr), Xeno (Xe), Radon (Rn);

TEST 2: Simboli e leggi nelle trasformazioni chimiche 6

TEST 2 - Simboli e leggi nelle trasformazioni chimiche

1. Per ogni nome di elemento, scrivi il rispettivo simbolo, scegliendolo tra quelli di seguito riportati: Ag, O, Me, He, S, ZO, Ca, Na, PP, Hg, Fe, Az, N, E, So, Ar

a. Ferro b. Sodio c. Ossigeno d. Zolfo e. Mercurio f. Elio g. Azoto h. Argento

2. Nelle trasformazioni chimiche si mantiene costante: a. Il volume b. La temperatura c. La massa d. La densità

3. L’unità di massa atomica è: a. Un numero intero b. Un dodicesimo della massa del carbonio 12 ( ) C12

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c. Un numero relativo d. Indicato uma e. Denominato Dalton

4. La massa molecolare di una sostanza: a. Può essere un multiplo della massa atomica b. È data dalla somma delle masse atomiche c. Si misura in nanogrammi d. Si indica in uma

5. La massa atomica relativa di un elemento indica:

a. Il valore della massa atomica b. Un parametro tipico di ogni elemento c. Il rapporto della massa atomica dell’elemento e la massa di un dodicesimo del

Carbonio 12 d. Si esprime in grammi

6. La molecola è l’insieme:

a. Unione di più atomi dello stesso tipo b. Unione di differenti atomi c. Unione di composti d. È un miscuglio

7. La relazione matematica che descrive la mole di un composto è: a. Massa/Massa Molecolare Relativa (MMR) b. Massa Molecolare Relativa/ Massa c. Massa ·Massa Molecolare Relativa


8. Per i composti ionici è corretto parlare di : a. Massa Molecolare Relativa (MMR) b. Massa Ionica Relativa (MIR) c. Massa Formula Relativa (MFR)

9. La molecola di Ossigeno (O2) è formata da:

a. Due molecole di Ossigeno b. Due atomi di Ossigeno c. Due elementi di ossigeno d. Un composto di Ossigeno

10. L’atomo di Ferro (Fe) contiene:

a. Nessun atomo di Ferro b. Un atomo di Ferro c. Un composto di Ferro d. Un elemento di Ferro

11. La molecola di K2SO4 è formata da:

a. 2 atomi di Potassio, 1 di Zolfo e 4 di Ossigeno b. 2 atomi di K, 1 di S e 4 di O c. 2 atomi di Sodio, 1 di Zolfo e 4 di Ossigeno d. 3 atomi di Potassio, 1 di Zolfo e 4 di Ossigeno

12. La molecola di Ca3(PO4)2 è formata da:

a. 2 molecole di P, 4 di O e 3 di Ca b. 3 molecole di Ca, 2 di P e 8 di O c. 3 molecole di Ca, 1 di P e 4 di O d. 3 molecole di Calcio, 2 di Fosforo e 8 di Ossigeno

13. La massa atomica dell’Alluminio è:

a. 26.9815 b. 26.0 c. 78 d. Non è un dato noto

14. In una formula chimica il numero di atomi presenti in un composto è definito:

a. Coefficiente b. Indice c. Costante

15. Scrivendo 3·ZnCl2 si indica che:

a. L’indice del Cloro è 6 b. L’indice del Cloro è 2 c. L’indice del Cloro è 1 d. L’indice del Cloro è 3


16. Scrivendo 3· Ca3(PO4)2 si indica che:

a. Gli atomi di Ossigeno contenuti nella molecola sono 24 b. Gli atomi di Calcio contenuti nella molecola sono 3 c. Gli atomi di Ossigeno contenuti nella molecola sono 12 d. Gli atomi di Fosforo contenuti nella molecola sono 6

17. In una formula chimica il numero che precede una formula è definito:

a. Coefficiente b. Indice c. Costante

18. Quale dei seguenti composti contiene più idrogeno?:

a. H2SO4 b. 3·HCl c. 2·HNO3

19. La massa molecolare dell’Ossigeno è:

a. 16 b. 32 c. 8 d. 31.9988

20. La massa molecolare, arrotondata all’unità, del composto Al(OH)3 è:

a. 1377 b. 44 c. 78

21. Un dodicesimo (1/12) della massa dell’atomo di carbonio rappresenta:

a. La massa atomica relativa del carbonio b. L’unità di massa atomica c. La massa molecolare relativa del carbonio

22. Il più piccolo rapporto intero fra gli elementi presenti in un composto è definita

formula: a. Chimica b. Molecolare c. Minima d. Atomica

23. Il simbolo del Sodio è:

a. N b. S c. Na d. So


24. La MMR (Massa Molecolare Relativa, arrotondata all’unità, dell’ H2SO4 (acido

solforico) è: a. 98 b. 96 c. 196 d. 64

25. Le moli contenute in 25 grammi di H2SO4 (acido solforico) sono:

a. 0.255 b. 2.55 c. 0.025 d. 25

26. Il simbolo del Fosforo è:

a. F b. P c. Ph d. Fo

27. Quanti grammi di H3PO4 sono presenti in 2 moli?

a. 196 b. 49 c. 98 d. 30.9738

28. Una mole di Ammoniaca (MMR 17,03061):

a. contiene 6.06*10-23

molecole b. pesa circa17 grammi c. contiene un numero di molecole pari al numero di Avogadro d. contiene un numero di atomi di Azoto pari al numero di Avogadro e. è circa 17 uma

29. La percentuale di Ossigeno contenuta nel Ca(OH)2 è a. 57.76 b. 44.21 c. 42.24 d. 102

30. Quante molecole sono contenute in 0.02 moli di Alcool Etilico (CH3CH2OH)?

a. 1.2046·1023 b. 1.2046·1022 c. 1.2046·1024 d. 6.023·1023

31. La MMR di un idrocarburo avente formula minima C2 H4 è pari a 224. Qual’è la sua

formula molecolare? a. C8H16 b. C16H32 c. C3H8 d. C2H4


32. Una mole di azoto (MMR ≈ 28): a. A Condizioni Normali (1Atm e 0°C) occupa un volume di 22.414 litri b. Pesa circa 28 grammi c. Pesa 28 uma d. Si combina con tre molecole di Idrogeno per dare 1 mole di Ammoniaca

33. Due litri di Ossigeno (MMR ≈ 32):

a. Contengono lo stesso numero di molecole di due litri di Azoto (stessa pressione e temperatura)

b. A Condizioni Normali (1Atm e 0°C) corrispondono a due moli c. Pesano circa 64 grammi d. Contengono circa 5.374·1022 molecole

34. Un numero di molecole di acqua pari al numero di Avogadro:

a. Pesano nell’insieme circa 18 grammi b. Contengono 1 grammoatomo di Idrogeno c. Sono contenute in una mole di acqua d. Sono contenute in una mole di ghiaccio e. Sono contenute in una mole di vapore

35. Quali masse di Ossigeno ci sono nei tre composti ?

a. 22 moli di PbO2 b. 2 moli di CaCO3 c. 65 moli di H2O

36. Calcolare le percentuali degli elementi contenuti nel composto NaClO:

37. La somma delle masse dei reagenti di una trasformazione chimica è uguale alla somma

delle masse dei ............................................................................(completare la frase)

38. Gli elementi chimici si combinano tra loro secondo un rapporto in peso ......................................... (completare la frase)

39. Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pression,

contengono ......................................... (completare la frase)

40. Le moli corrispondenti a 0.1 kg di Anidride Carbonica (CO2) sono: (utilizzare le seguenti MA: Ossigeno16; Carbonio 12):

a. 20.0 b. 2.4 c. 44 d. 2.273

41. La formula per calcolare la percentuale di Potassio nel composto K2O è:

a. (K/ K2O)·100 b. (2·K/ K2O)·100 c. (K2O/K)·100 d. (K2O/2·K)·100


42. Il composto Na2Cr2O7 ha il maggior numero di atomi di:

a. Sodio b. Cromo c. Ossigeno

43. Indicare la formula molecolare di un composto avente formula minima CH e peso

molecolare 26: a. C2H4 b. C2H2 c. C3H3 d. C6H12

44. L’analisi elementare di un composto ha data come risultato il 5.03 % di Calcio, in 100

grammi di composto sono presenti: a. 5.03 g di Ca b. 5.03 g di C c. 50.3 g di Ca d. 0.0503 g di Ca

45. Il composto CuSO4·7H2O ha una MMR di:

a. 285.0 b. 285.6 c. 177.6 d. 159.6

46. Indica le affermazioni che ritieni corrette:

a. Date diverse quantità dello stesso composto, esse contengono le stesse quantità dello stesso elemento

b. Date diverse quantità di campione di un medesimo composto, il rapporto tra le quantità degli elementi nei singoli campioni è costante

c. Se si fanno reagire completamente Calcio e Ossigeno, le quantità reagite di Calcio sono inversamente proporzionali alle quantità di Ossigeno

d. Se si fanno reagire completamente Calcio e Ossigeno, le quantità reagite di Calcio sono proporzionali alle quantità di Ossigeno

e. Combinando due elementi nello stesso composto essi sono in rapporto costante anche prelevando diversi campioni

47. Un composto organico, contenente soltanto C,H e O, ha data all’analisi i seguenti

risultati: C=56%, H=7%, O=37%. Determinare la formula minima del composto. 48. Un composto inorganico, contenente soltanto K, Cr e O, ha data all’analisi i seguenti

risultati: K=26%, Cr=36%, O=38%. Determinare la formula minima del composto.

49. Un campione purificato di minerale di Calcio, pari a 2.678 grammi,contiene 1.073 g di Calcio, 0.321 g di Carbonio, e 1.284 g di Ossigeno. Determinare le percentuali dei tre elementi presenti nel minerale.


50. Indica le affermazioni che ritieni errate:

a. Stesse quantità di composti diversi formati dallo stesso elemento contengono medesime quantità di questo elemento.

b. Quando due elementi formano composti diversi, ad una data quantità di un elemento corrispondono quantità dell’altro elemento che danno rapporti espressi da numeri interi e piccoli

c. Quando due elementi formano composti diversi, nello stesso composto,ad una data quantità di un elemento corrispondono quantità dell’altro elemento che danno rapporti espressi da numeri interi e piccoli

d. Quando un elemento forma composti diversi, le sue percentuali in massa danno rapporti espressi da numeri interi e piccoli

51. 200 g di Calcio si combina con 80 g di Ossigeno per formare CaO (Ossido di Calcio).

Quanti grammi di Calcio si combinano con le seguenti quantità di Ossigeno: a. 16 g b. 60 g c. 32 g d. 180 g

52. La Massa Atomica Relativa (MAR) di un elemento corrisponde: a. Alla media tra i MAR dei diversi isotopi esistenti in natura, in base alla

percentuale di abbondanza sulla terra b. A quella dell’isotopo più stabile c. A quella dell’isotopo più abbondante


Soluzioni Test 2 1. a=Fe, b=Na, c=O, d=S, e=Hg, f=He, g=N, h=Ag; 2. b; 3. b,c,d,e; 4. a,b,d; 5. c; 6. a,b; 7. a; 8. c; 9. b; 10. b; 11. a,b; 12. b,d; 13. a; 14. b; 15. b; 16. a,d; 17. a; 18. b; 19. d; 20. c; 21. b; 22. c; 23. b; 24. a; 25. a; 26. b; 27. a; 28. b,c,d; 29. c; 30. b; 31. b; 32. a,b; 33. a,d; 34. a,c,d,e; 35. a=704g, b=96g, c=1040g; 36. Na=31%,Cl=48%, O=21%; 37. prodotti della trasformazione; 38. definito e costante; 39. un egual numero di molecole; 40. d; 41. b; 42. c; 43. b; 44. a; 45. b; 46. b,d,e; 47. C2H3O; 48. K2Cr2O7; 49. Ca=40.0%, C=12.0%, O=48.0%; 50. b; 51. a=40g, b=150g, c=80g, d=450g; 52. a;

TEST 3: Struttura e Proprietà dell'Atomo

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TEST 3 - Struttura e Proprietà dell'Atomo 1. Si definisca l’affinità elettronica (massimo 2 righe) 2. Si definisca l’elettronegatività (massimo 2 righe)

3. Si definisca l’energia di ionizzazione (massimo 2 righe)

4. Il numero quantico principale “n” indica:

a. Il livello energetico di un orbitale b. Un quanto di luce c. Il livello magnetico di un orbitale d. Il numero di “spin”

5. La struttura atomica di un elemento comprende 11 elettroni in totale. Si completi, con

il dato mancante (x), la seguente configurazione dell’elemento:

1s2 2s2 2px 3s1

6. Il numero atomico rappresenta.............................................. (Completare la risposta)

7. Il munsero di massa rappresenta.......................................... (Completare la risposta)

8. Gli isotopi di uno stesso elemento, allo stato naturale o di ione, hanno:

a. stesso numero atomico b. stesso numero di massa c. differente numero di elettroni d. stesso numero di neutroni

9. Per un generico elemento X la scritta riporta il numero di massa e il numero

atomico. La lettera......... indica il numero di massa e la lettera........... indica il numero atomico (Completare la risposta).

XAZ

10. Quali dei seguenti costituenti dell’atomo ha massa (confrontabile con la massa

dell’atomo) e carica: a. protone b. neutrone c. elettrone d. non ci sono costituenti che hanno contemporaneamente massa e carica

11. Il neutrone si trova nel:

a. nucleo b. nella nuvola elettronica c. non è presente nell’atomo

12. Descrivere lo stato eccitato dell’elettrone (massimo 2 righe)

13. I gas nobili possiedono tutti la stessa struttura esterna:

a. Vero b. Falso


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14. Un elemento ha numero di massa 56 e contiene 30 neutroni. Indicare tale elemento. 15. Un elemento, allo stato neutro, ha numero di massa 138 e contiene 80 neutroni.

Indicare il numero di elettroni 16. Quanti protoni (p) e quanti elettroni (e) sono presenti nello ione Na+ ? ( Il numero

atomico del sodio è 11): a. 23 p; 23 e b. 11 p; 10 e c. 11 p; 11 e d. 12 p; 11 e

17. Quale delle seguenti radiazioni, emesse da un atomo radioattivo, viene deflessa verso

il polo positivo di un campo elettrico esterno? a. La particella alfa b. La particella beta c. La radiazione gamma d. Un positrone

18. Enunciare il principio di esclusione del Pauli (massimo 2 righe)

19. Enunciare il principio di indeterminazione di Heisemberg (massimo 2 righe)

20. Quali sono le caratteristiche del protone?

21. Che cos’ è il numero atomico di un atomo?

22. Che cos’è una particella alfa?

23. Definire il tempo di dimezzamento di una sostanza radioattiva

24. Che cos’è una sostanza radioattiva?

25. In che cosa consiste il comportamento dualistico dell’elettrone?

26. Che cosa descrive il numero quantico angolare?

27. Quanti sono gli orbitali di forma d?

28. Che cosa esprime il numero quantico di spin?

29. Scrivere la legge che ci permette di calcolare l’energia di un’ onda e descriverne le

varie grandezze che sono messe in relazione dalla legge.

30. Dato il numero quantico principale n=2 indicare i valori che possono assumere i numeri quantici”l” (secondario) e “m” (magnetico)

31. Scrivere la configurazione elettronica dell’ossigeno

32. La teoria di Bohr (massimo 3 righe)


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33. Scrivere la relazione di “De Broglie” e indicarne la fondamentale importanza per le teorie del comportamento “corpuscolare” e “ondulatorio” dell’elettrone.

34. Elencare gli orbitali nell’ordine crescente di elettroni che possono contenere

35. Le soluzioni dell’equazione di Schrodinger ci permettono di calcolare .... ......

.................… (completare in massimo 2 righe)

36. Quale rappresentazione grafica ha un orbitale “s”

37. Quale valore assume il numero quantico di spin?

38. Indicare l’ordine progressivo di riempimento degli orbitali (regola della diagonale)

39. Scrivere il numero massimo di elettroni per ogni orbitale

40. Un elettrone ha massa e carica uguale al protone? Si No

41. L’inerzia chimica dei gas nobili è dovuta: a. Agli orbitali di tipo p b. Alla presenza dell’ottetto elettronico esterno c. Alla cessione di elettroni esterni d. Alla configurazione esterna completa e. All’acquisto di elettroni

42. Metti nell’ordine crescente energetico i seguenti orbitali: 5s, 4f, 5d, 6s, 5f, 5p, 6d, 6f

43. Le particelle che costituiscono il nucleo sono: a. Protoni ed elettroni b. Elettroni e neutroni c. Protoni e neutroni

44. La maggior parte della massa dell’atomo è concentrata:

a. Nel nucleo b. Nei protoni c. Nei protoni più elettroni d. Nei neutroni più protoni

45. Il simbolo 2p3 indica che:

a. Sono presenti 6 elettroni nell’orbitale p b. Sono presenti 2 elettroni nell’orbitale p c. Sono presenti 3 elettroni nell’orbitale p d. Sono presenti 1,5 elettroni nell’orbitale p

46. Gli orbitali 3f appartengono al:

a. Al terzo livello energetico b. Terzo sottolivello c. Non esistono


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47. Un orbitale atomico può contenere al massimo: a. Un elettrone b. Due elettroni c. Tre elettroni d. Dipende dal numero quantico principale

48. Un orbitale atomico può considerarsi: a. Un livello energetico b. Una componente di un sottolivello c. Un elemento del nucleo d. Un sottolivello energetico

49. Scrivere le configurazioni elettroniche degli elementi aventi il numero atomico (Z)

uguale a: 6, 8, 10, 11 50. Un isotopo “Y” ha un numero atomico 8 e numero di massa 17. Quindi “Y”:

a. Ha 8 neutroni b. Ha 17 protoni c. È un isotopo del cloro d. È un isotopo dell’ossigeno

51. Tra le seguenti frasi identifica quelle che sono assimilabili alla quantizzazione dei livelli

energetici: a. Salire le scale b. Il saltellare del passero c. Il movimento del serpente d. Il movimento di un treno

52. L’orbitale indica : a. L’orbita dell’elettrone interno al nucleo b. La regione dello spazio in cui è massima la probabilità di trovare l’elettrone c. L’orbita del nucleo d. La struttura dell’atomo

53. In base al principio di indeterminazione, per una particella in movimento (es.

l’elettrone) si può determinare con precisione: a. Né la posizione né la velocità b. La posizione e la velocità allo stesso istante c. La velocità ( o più correttamente la quantità di moto) d. La traettoria (o posizione)

54. Un elettrone che dallo stato eccitato ritorna allo stato fondamentale:

a. Assorbe energia b. Emette energia c. Né assorbe né emette energia d. Annulla energia

55. Indicare il numero degli orbitali “p”; 56. Indicare la forma degli orbitali “p”;


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Soluzioni Test 3 1. L’energia che viene liberata da un atomo neutro dell’elemento allo stato gassoso, quando uno o più elettroni si

uniscono ad esso; 2. La capacità di un atomo della molecola di attrarre verso di se la coppia (le coppie) di elettroni che lo legano ad un

altro atomo; 3. l’energia necessaria a strappare uno o più elettroni di un atomo neutro in forma gassosa; 4. a; 5. x=6; 6. numero protoni; 7. somma protoni e neutroni; 8. a; 9. A (n° massa) e Z (n° atomico; 10. a; 11. a; 12. l’elettrone occupa un livello energetico superiore a quello stazionario o fondamentale; 13. a; 14. Fe; 15. 58; 16. b; 17. b; 18. due elettroni dello stesso atomo non possono avere la medesima quaterna di numeri quantici e devono differire per

il numero di “spin”; 19. non è possibile conoscere contemporaneamente velocità e posizione di una particella atomica; 20. possiede massa e carica; 21. numero di protoni di un atomo; 22. particelle di materia con massa circa 4 volte il protone e carica elettrica positiva circa 2 volte il protone; 23. il tempo necessario per dimezzare un certo numero iniziale di atomi radioattivi; 24. è capace di emettere radiazioni invisibili che impressionano una lastra fotografica; 25. a seconda dei casi si comporta come onda o come corpuscolo; 26. il verso di rotazione di un elettrone ( “spin” dell’elettrone); 27. 10; 28. il verso di rotazione di un elettrone; 29. E=h·ν con h = costante di Planck e ν = frequenza dell’onda; 30. l= 0, 1 e con l=0 è m=0 , con l=1 è m=-1,0,+1; 31. 1s2 2 s2 2p4; 32. il momento angolare dell’elettrone: m·v·r ( dove m= massa, v=velocità e r=raggio dell’orbita) non può assumere

tutti i valori possibili, ma solo quelli multipli interi del più piccolo valore possibile e cioè: m·v·r=π2hn con

n=1,2,3.....(n=numero quantico principale, h=costante di Planck) 33. λ= h/m·ν (λ= lunghezza d’onda, h= costante di Planck, m=massa particella, ν= frequenza dell’onda), l’equazione

“lega “ il concetto d’onda con il concetto di particella; 34. s, p, d, f; 35. dell’energia che tiene uniti gli atomi e anche il numero e intensità delle righe spettrali di emissione; 36. sferico; 37. +1/2, -1/2; 38. 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s.......; 39. s=2, p=6,d=10, f=14; 40. no, è uguale solo la carica; 41. b,d; 42. 5s, 5p, 6s, 4f, 5d, 5f, 6d, 6f; 43. c; 44. a,d; 45. c; 46. c; 47. b; 48. d; 49. con Z=6 1s2 2 s2 2p2, con Z=8 1s2 2 s2 2p4, con Z=10 1s2 2 s2 2p6, con Z=11 1s2 2 s2 2p6 3s1; 50. d; 51. a, b; 52. b; 53. c, d;


19

54. b; 55. gli orbitali “p” sono tre, diretti nelle tre direzioni ed indicati px , py e pz ; 56. hanno la tipica forma a clava;

TEST 4– Elementi, Tavola Periodica, Nomenclatura e Formazione dei composti

20


1. Il composto HClO, dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza”più piccola +1, prende il nome acido xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti

a. ipo b. oso c. per d. ico e. idrico f. io g. ato h. ito

2. Il composto HClO2,, dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza” +2, prende il nome acido xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti


3. Il composto HClO3,, dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza” +5, prende il nome acido xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti


4. Il composto HClO4 ,dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza”più alta +7, prende il nome acido xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti



21

5. Il composto HCl del Cloro (composto con l’idrogeno) prende il nome acido xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti

a. ipo b. oso c. per d. ico e. io f. idrico g. ato h. ito

6. Il composto Cl2O7 ,dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza” più alta +7, prende il nome anidride xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti

a. ipo b. osa c. per d. ica e. idrica f. io g. ato h. ito

7. Il composto Cl2O5 , dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza” +5, prende il nome anidride xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti


8. Il composto Cl2O3 , dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza” +3, prende il nome anidride xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti



22

9. Il composto Cl2O, dove il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza” più bassa +1, prende il nome anidride xxxxcloryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti


10. Il composto Na2O del Sodio (avente con l’ossigeno “valenza” +1) prende il nome ossido xxxsodyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza ( yyy ) tra quelli di seguito proposti

a. ipo b. osa c. per d. ica e. idrico f. io g. ato h. ito

11. Nel composto Fe2O3 , dove il Ferro (avente con l’ossigeno “valenza” +2 e +3) esplica la “valenza” maggiore, prende il nome ossido xxxferryyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti


12. Il composto FeO, dove il Ferro (avente con l’ossigeno “valenza” +2 e +3) esplica la “valenza” minore, prende il nome ossido xxxferryyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti



23

13. Il composto FeSO4 , dove il Ferro (avente con l’ossigeno “valenza” +2 e +3) esplica la

“valenza” minore e lo Zolfo (avente con l’ossigeno “valenza” +4 e +6) ) esplica la “valenza” maggiore , prende il nome solfxxx ferryyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti


14. Il composto FeSO3 , dove il Ferro (avente con l’ossigeno “valenza” +2 e +3) esplica la “valenza” minore e lo Zolfo (avente con l’ossigeno “valenza” +4 e +6) ) esplica la “valenza” minore , prende il nome solfxxx ferryyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti


15. Il composto Fe2 (SO3)3 , dove il Ferro (avente con l’ossigeno “valenza” +2 e +3) esplica la “valenza” maggiore e lo Zolfo (avente con l’ossigeno “valenza” +4 e +6) ) esplica la “valenza” minore , prende il nome solfxxx ferryyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti



24

16. Il composto Fe2 (SO4)3 , dove il Ferro (avente con l’ossigeno “valenza” +2 e +3)

esplica la “valenza” maggiore e lo Zolfo (avente con l’ossigeno “valenza” +4 e +6) ) esplica la “valenza” maggiore , prende il nome solfxxx ferryyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti


17. Il composto Al2 (SO4)3 , dove l’ Allumnio esplica la sua unica “valenza” +3 e lo Zolfo (avente con l’ossigeno “valenza” +4 e +6) ) esplica la “valenza” maggiore , prende il nome solfxxx di Alluminyyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti


18. Il composto Al2 (SO3)3 , dove l’ Allumnio esplica la sua unica “valenza” +3 e lo Zolfo (avente con l’ossigeno “valenza” +4 e +6) ) esplica la “valenza” minore , prende il nome solfxxx di Alluminyyy; completa il nome scegliendo il prefisso(xxx ) e desinenza (yyy ) tra quelli di seguito proposti



25

19. Il composto KClO4 ,dove il Potassio esplica la sua unica “valenza” +1 e il Cloro

(avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza”più alta +7, prende il nome xxxcloryyyy di potassyyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti


20. Il composto KClO ,dove il Potassio esplica la sua unica “valenza” +1 e il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza”più piccola +1, prende il nome xxxcloryyyy di potassyyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti


21. Il composto Fe (ClO)2 , dove il Ferro esplica la sua “valenza” minore +2 e il Cloro (avente con l’ossigeno “valenza” +1,+3,+5,+7) esplica la “valenza”più piccola +1, prende il nome xxxcloryyyy ferryyyy ; completa il nome scegliendo il prefisso ( xxxx ) e desinenza ( yyyy ) tra quelli di seguito proposti


22. Un elemento ha comportamento sicuramente metallico, se presenta una delle seguenti proprietà (sono possibili più risposte):

a. Elevato potenziale di ionizzazione V F b. Struttura elettronica esterna s1 V F c. Struttura elettronica esterna s2 V F d. Struttura elettronica esterna s2p5 V F


26

23. Un elemento ha comportamento sicuramente metallico, se presenta una delle seguenti

proprietà (sono possibili più risposte):

a. Bassa affinità per l'elettrone V F b. Basso potenziale di ionizzazione V F c. Struttura elettronica esterna s2p1 V F d. Nella tabella periodica si trova sulla sinistra V F e. Nella tabella periodica si trova sulla destra V F

24. Un elemento ha comportamento sicuramente metallico, se presenta una delle seguenti

proprietà (sono possibili più risposte):

a. Reagendo con l'ossigeno forma le anidridi V Fb. Reagendo con l'ossigeno forma gli ossidi V Fc. Gli ossidi del metallo reagendo con l’acqua formano un acido V Fd. Sostituisce l'idrogeno nella formazione dei sali V F

25. Un Scrivi le formule dei seguenti composti :

a. Ossido di potassio b. Ossido di calcio c. Anidride nitrica d. Idrossido di alluminio

26. Scrivi le formule dei seguenti composti :

a. Idrossido rameico b. Acido solforico c. Ossido ferrico d. Anidride solforica

27. Scrivi le formule dei seguenti composti :

a. Anidride perclorica b. Idrossido di calcio c. Acido Nitrico d. Acido ipocloroso

28. Assegna il nome ai composti indicati dalle seguenti formule:

a. Cu2O b. Fe2O3 c. N2O3 d. H2S


a. H2SO3 b. NaOH c. SO3 d. Ni(OH)2


27


a. HClO b. HCl c. HNO3 d. NaHCO3

31. La formula dell’ossido di Magnesio è MgxOy , in cui x,y valgono: a. 2,1 b. 1,1 c. 3,2 d. 2,3

32. La formula del fosfatomonoacido di calcio è CaHPO4; quella del cloruro di alluminio è AlCl3. La formula del fosfatomonoacido di alluminio è:

a. AlHPO4 b. Al2(HPO4)3 c. Al2HPO4 d. Al3HPO4

33. Quale, fra i seguenti elementi, ha il carattere prevalentemente non metallico?: a. Alluminio b. Potassio c. Carbonio d. Cloro

34. Nella tavola periodica, l’affinità per l’elettrone aumenta all’interno del periodo

spostandosi: a. Verso destra b. Verso sinistra c. Non aumenta d. Non ha andamento regolare

35. Nella tabella periodica il numero atomico degli elementi cresce:

a. regolarmente nel periodo b. regolarmente nel gruppo c. non varia d. non è una caratteristica degli elementi

36. L’energia di ionizzazione, all’interno di uno stesso gruppo: a. aumenta all’aumentare del numero atomico b. diminuisce all’aumentare del numero atomico c. diminuisce dall’alto verso il basso d. è costante

37. Nella tabella periodica gli elementi Non Metallici si localizzano:

a. al centro b. sono equamente distribuiti c. a sinistra d. a destra


28

38. Gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno stesse .................(completare)

39. Gli elementi che appartengono allo stesso periodo hanno in comune un numero quantico. Quale?

40. La tavola periodica è divisa in gruppi con la lettera A (esempio 3° etc.) e spesso in

gruppi con la lettera B (es 3B). Perché? (massimo due righe)

41. Il sodio è un elemento: a. Metallico b. Non metallico c. Metallico alcalino terroso d. Metallico alcalino e. Alogeno

42. Si definisce elemento di transizione quando esso:

a. Appartiene ai gruppi spesso etichettati con B b. L’orbitale d è incompleto c. Si trasformano naturalmente in altri elementi d. È un elemento radiattivo

43. Le colonne in cui è divisa la tavola periodica si chiamano:

a. Gruppi b. Colonne verticali c. Periodi d. Non hanno nome

44. Indicare la struttura atomica dello strato energetico esterno del gruppo IIA

(n, numero quantico, che varia da 1 a 7): a. ns2 b. ns2 np1 c. np3 nd1 d. np4

45. Indicare la struttura atomica dello strato energetico esterno del gruppo IIIB

(n, numero quantico, che varia da 1 a 7): a. ns2 (n-1)d1 b. ns2 (n-1)p1 c. np3 (n-1)d1 d. nd1 np4


29

46. Le righe in cui è divisa la tavola periodica si chiamano:

a. Gruppi b. Colonne verticali c. Periodi d. Non hanno nome

47. Un elemento avente configurazione elettronica esterna 5s2 4d1 appartiene al periodo:

a. 5 b. 4 c. 3 d. IIIB

48. La proprietà di un atomo, quando legato ad altri atomi per formare una molecola, di

attirare su di sé gli elettroni si chiama: a. Ionizzazione b. Elettronegatività c. Affinità elettronica d. Configurazione elettronica

49. La configurazione elettronica esterna di un atomo può essere rappresentata con la simbologia di Lewis. Riportare la configurazione per:

a. Idrogeno b. Boro c. Zolfo d. Elio

50. Il simbolo indica che: .

::.S

a. Lo zolfo ha numero atomico 6 b. Appartiene al sesto periodo c. Ha sei elettroni nel livello energetico più esterno d. Appartiene al gruppo VI A

51. Il Cloro è un elemento: a. Metallico b. Non metallico c. Metallico alcalino terroso d. Metallico alcalino e. Alogeno f. Gassoso

52. Per il Cloro, scrivi:

a. La massa molecolare relativa (valore medio) b. Il numero atomico c. Il numero di massa dell’isotopo che contiene 20 neutroni d. Il numero di elettroni dello ione Cl¯


30

53. Per il Cloro, scrivi:

a. La configurazione elettronica b. La configurazione dell’ultimo livello c. Il numero di elettroni nell’ultimo livello d. Un elemento con caratteristiche simili

54. Per il Cloro, scrivi: a. Il simbolo di Lewis b. Il numero di protoni c. Un elemento con caratteristiche opposte d. Affinità per l’elettrone

55. Scrivere la configurazione elettronica dell’ottetto (indicare con “n”i lgenerico

periodo)

56. Definire lo ione di un elemento (massimo 1 riga)

57. Definire il catione di un elemento (massimo 1 riga)

58. Definire l’anione di un elemento (massimo 1 riga)

59. Indica i composti binari tra le seguenti molecole: a. NO b. H2SO4 c. H2CO3 d. HCl e. MgO

60. Scegli, tra i seguenti composti, gli ossidi (ossidi basici): a. CO2 b. N2O3 c. BaO d. Na2O

61. Definisci un ossido (ossido o ossido basico nella normativa IUPAC) (massimo 2

righe)

62. Definisci un’anidride (ossido o ossido acido nella normativa IUPAC) (massimo 2 righe)

63. Definisci il numero di ossidazione (N.O.) di un elemento (massimo 3 righe)

64. Indicare la differenza tra numero di ossidazione (N.O.) e valenza

65. Dedurre il numero di ossidazione (almeno un valore) dei seguenti elementi in base al

loro posizione nel gruppo della tabella periodica: a. Sodio b. Calcio c. Alluminio d. Cloro


31

66. Che cosa dice la regola dell’ottetto (massimo 3 righe) ?

67. Un elemento ha la seguente configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6 3s2 . Indicare il

numero di ossidazione dell’elemento.

68. Dedurre uno dei probabili numeri di ossidazione dei seguenti elementi, in base alla loro configurazione elettronica e alle indicazioni date dalla regola di completamento dell’ottetto:

a. Potassio b. Magnesio c. Ossigeno d. Cloro

69. Quale delle seguenti affermazioni è vera per un elemento metallico?:

a. Tende a diventare un catione b. Tende a diventare un anione c. Ha numero di ossidazione negativo d. Con l’Ossigeno forma gli ossidi e. Con l’Ossigeno forma le anidridi (ossidi acidi)

70. Quale delle seguenti affermazioni è vera per un elemento non metallico?:

a. Tende a diventare un catione b. Tende a diventare un anione c. Ha numero di ossidazione negativo d. Con l’Ossigeno forma gli ossidi e. Con l’Ossigeno forma le anidridi (ossidi acidi)

71. Scegli, tra i seguenti composti, le anidridi (ossidi acidi):

a. CO2 b. N2O3 c. BaO d. Na2O

72. Assegna il nome IUPAC ai seguenti composti: a. H2SO3 b. NaOH c. SO3 d. Sn(OH)2

73. Assegna il nome IUPAC ai seguenti composti: a. HCl b. H2S c. P2O5 d. K2 SO4

74. Assegna il nome ai seguenti composti: a. HCl b. H2S c. P2O5 d. K2 SO4


32

75. Selezionare alcuni tipici modi di indicare il numero di ossidazione: a. S(+4) b. S(IV) c. S(–2) d. (+4) S e. (IV)S f. S+4

76. Indicare la differenza tra idrossido e base

77. Quando un composto si definisce idrossido(massimo 1 riga)?

78. Quali dei seguenti simboli indica l’ossidrile? a. –OH b. (OH)–1 c. ·OH d. HO– e. H2O

79. Indicare il numero di ossidazione dell’ossidrile

80. Quali dei seguenti composti è ternario?

a. H2SO4 b. H2O c. Na d. NaHSO4 e. HClO

81. Quali dei seguenti composti è un acido? a. H2SO4 b. H2O c. HCl d. KOH e. NaClO

82. Quali dei seguenti composti è un sale? a. H2SO4 b. MgO c. NaHCO3 d. NaCl e. KOH f. Ba(OH)SO4

83. Indicare la differenza tra le dizioni “carbonato acido di sodio” e “bicarbonato di

sodio”


33

84. Indica gli ossiacidi tra i seguenti composti

a. HNO3 b. HCl c. H2S d. HBr e. H3PO4

85. Indica gli idracidi tra i seguenti composti

a. HNO2 b. H2O c. H2S d. HF e. NH3 f. H2SO3

86. Scrivi i 5 acidi che non contengono ossigeno.

87. Assegna il nome alle formule dei composti sotto riportati scegliendo tra i seguenti

nomi: acido nitrico, acido nitroso, ossido di sodio, acqua, acido solforico, ossido ferrico, ammoniaca, acido solforoso, acido solfidrico, acido cloridrico, ossido ferroso, solfito di idrogeno, ossido di idrogeno, acido azotoso.

a. HNO2..................................... b. H2O........................................ c. H2S........................................ d. Fe2O3..................................... e. NH3........................................ f. H2SO3.....................................

88. Associa ai seguenti composti il corretto nome IUPAC, scegliendolo nell’elenco: acido

diossonitrico(V), acido dissonitrico(III), diossido di zolfo, monossido di dizolfo, solfuro di diidrogeno, triossido di dialluminio acido solfidrico, idrato di rame, diidrossido di rame(II), ammoniaca, triidruro di azoto, triidruro di azoto(V).

a. HNO2..................................... b. SO2........................................ c. H2S........................................ d. Al2O3..................................... e. Cu(OH)2.................................... f. NH3........................................

89. In una molecola la somma dei numeri di ossidazione (presi con il segno algebrico) è: a. Non calcolabile b. Caricata positivamente c. Caricata negativamente d. Neutra considerando la somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi e. Neutra, ma solo la somma dei numeri di ossidazione dei singoli atomi


34

90. Quali delle seguenti espressioni permette di calcolare correttamente il numero di

ossidazione (N.O.) del Cromo nel cromato di potassio (x indica l’N.O. del Cr e i numeri tra parentesi gli N.O. del Potassio e dell’Ossigeno)?

a. 2·(+1) + x + 4·(–2)=1 b. 2·(+1) + x + 4·(–2)=0 c. 2·(+1) + x + 4·(–2)= –1 d. x= –2·(+1) – 4·(–2) + 1 e. x= –2·(+1) – 4·(–2)

91. Quali delle seguenti espressioni permette di calcolare correttamente il numero di ossidazione (N.O.) del Cromo nello ione cromato CrO4

–2 (x indica l’N.O. del Cr)? a. x + 4·(–2)= –2 b. x + 4·(–2)= –1 c. x= –2 – 4·(–2) d. x= –2·(+1) – 4·(–2) + 2 e. x= –2·(+1) – 4·(–2) –2

92. I numeri di ossidazione (N.O.) degli elementi seguono alcune regole. Quali delle seguenti regole è vera?

a. Gli elementi non combinati hanno sempre N.O.= 0 b. Gli elementi allo stato naturale non hanno sempre N.O.=0 c. Quando una molecola è formata dagli stessi elementi, questi hanno N.O.=0 d. L’idrogeno ha sempre N.O.= +1 e. L’idrogeno ha sempre N.O.= +1 ad eccezione dei composti con i primi

elementi del gruppo IA e IIA, in cui ha N.O.= –1

93. I numeri di ossidazione (N.O.) degli elementi seguono alcune regole. Quali delle seguenti regole è vera?

a. L’ossigeno ha sempre N.O.= –2 b. L’ossigeno ha sempre N.O.= –2 ad eccezione dell’acqua ossigenata

(perossido), in cui ha N.O.= –1 c. L’ossigeno ha sempre N.O.= –2 ad eccezione dei perossidi ( esempio

l’acqua ossigenata: H2O2) in cui ha N.O.= –1 e dei superossidi (esempio diossido di litio: LiO2) in cui ha – 1/2

d. Il Fluoro ha sempre N.O.= –1 e. Il Fluoro, come il Cloro, ha N.O. ±1, +3, +5,+7

94. I numeri di ossidazione (N.O.) degli elementi seguono alcune regole. Quali delle

seguenti regole è vera? a. Gli elementi del primo gruppo hanno sempre N.O.=+1 b. Gli elementi del primo gruppo hanno N.O.=+1 solo nei composti binari con

gli alogeni c. Gli elementi del secondo gruppo hanno sempre N.O.=+2 d. Gli elementi del secondo gruppo hanno N.O.=+2 solo nei composti binari

con l’ossigeno e. Il non metallo negli ossiacidi ha sempre N.O. positivo


35

95. I numeri di ossidazione (N.O.) degli elementi seguono alcune regole. Quali delle

seguenti regole è vera? a. Il non metallo negli idracidi ha sempre N.O. negativo b. Il N.O. degli elementi nei composti dipende dalla sua elettronegatività c. Lo Zinco ha sempre N.O. +2 d. Lo Zinco, come il Rame, ha numero di ossidazione +1 e +2 e. L’Alluminio ha sempre N.O. +3

96. Indica il numero di ossidazione (N.O.) dei seguenti elementi nelle sostanze indicate in colonna, scegliendolo fra gli N.O. proposti:

Elemento Sostanze N.O. proposti N.O. elemento

Mn KMnO4 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 Ca Ca +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 Cr K2Cr2O7 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 O H2O2 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 Cu Cu(OH)2 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7

97. Indica il numero di ossidazione (N.O.) dei seguenti elementi nelle sostanze indicate

in colonna, scegliendolo fra gli N.O. proposti:

Elemento Sostanze N.O. proposti N.O. elementoH NaH +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 O H2O +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 H NH3 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 H HNO2 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 N HNO3 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7

98. Indica il numero di ossidazione (N.O.) dei seguenti elementi nelle sostanze indicate

in colonna, scegliendolo fra gli N.O. proposti:

Elemento Sostanze N.O. proposti N.O. elementoS S2 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 C NaHCO3 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 Cl HCl +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 S H2S +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7 P P2O5 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7

Na NaHCO3 +1,+2,+3,+5, +7, 0, –1, –2, –3, – 5, –7

99. Il numero di ossidazione può essere frazionario a. Vero b. Falso

100. Il numero di ossidazione (N.O.) di un non metallo in un acido può essere ricavato

conoscendo: a. N.O. ossigeno e idrogeno b. N.O. ossigeno e idrogeno e applicando la regola di neutralità della molecola c. La carica del residuo acido e dell’idrogeno d. Deve essere noto a priori


36

101. Si calcoli il numero di ossidazione (N.O.) del carbonio nel C4H10 (valore medio) 102. Quando un elemento si definisce anfotero (massimo 2 righe)?

103. Gli idruri sono:

a. Composti contenenti acqua b. Composti tra l’idrogeno ed alcuni elementi del primo e secondo gruppo c. Composti duri del carbonio d. Composti che in presenza di acqua si scindono liberando idrogeno

104. I composti idrati sono:

a. Composti che risentono dell’umidità b. Molecole che legano a se stessi molecole di acqua c. Composti che in presenza di aria si scindono liberando acqua d. Composti che reagendo con l’idrogeno formano acqua

105. Riporta nel seguente schema della tabella periodica il simbolo degli elementi del 1°,

2°e 3° periodo I A VIIIA

II A IIIA IVA VA VIA VIIA

III B IV B V

B VI B

VII B VII B IB IIB

106. Riporta nel seguente schema della tabella periodica il simbolo degli elementi del 4° periodo

I A VIIIA


III B IV B V

B VI B

VII B VII B IB IIB


37

107. Riporta nel seguente schema della tabella periodica il nome degli elementi del 1°, 2°e

3° periodo I A VIIIA


III B

IV B V B

VI B

VII B VII B IB IIB

108. Riporta nel seguente schema della tabella periodica il nome degli elementi del 4° periodo

I A VIIIA


III B

IV B V B

VI B

VII B VII B IB IIB


38

109. Riporta nel seguente schema della tabella periodica il numero di ossidazione degli

elementi del 1°, 2°e 3° periodo I A VIIIA


III B IV B V

B VI B

VII B VII B IB IIB

110. Riporta nel seguente schema della tabella periodica il numero di ossidazione degli elementi del 4° periodo

I A VIIIA


III B IV B V

B VI B

VII B VII B IB IIB

111. L’idracido si ottiene facendo reagire l’idrogeno con un....................(completa la frase)

112. Facendo reagire un’anidride con acqua si ottiene un....................(completa la frase)

113. Facendo reagire un ossido con acqua si ottiene un....................(completa la frase)

114. Quale delle seguenti reazioni conduce alla formazione di sali:

a. Metallo + ossido b. Metallo + acido c. Metallo + idrossido


a. Metallo + non metallo b. Metallo + ossido c. Metallo + idrossido d. Ossido + anidride


39


a. Metallo + idrossido b. Metallo + ossido c. Idrossido + anidride d. Metallo + idrossido

117. Quale delle seguenti reazioni conduce alla formazione di sali: a. Metallo + idrossido b. Metallo + ossido c. Metallo + idrossido d. Idrossido + acido

118. Quale delle seguenti reazioni conduce alla formazione di sali: a. Metallo + idrossido b. Metallo + ossido c. Ossido + acido d. Metallo + idrossido

119. Una sostanza si definisce “allotropica” quando: a. Ha stessa struttura fisica e diversa struttura chimica b. Ha stessa struttura chimica e diversa struttura fisica c. Forma composti di preferenza con l’alluminio d. Ha un comportamento chimico che dipende dall’ambiente con cui

interagisce

120. Dato un generico elemento EX, avente numero di ossidazione X dispari, nel reagire con l’Ossigeno (O(–2)) forma il composto (ossido o anidride):

a. E2OX b. EXO2 c. EOX d. EOX/2 e. EO

121. Dato un generico elemento EX, avente numero di ossidazione X pari, nel reagire con l’Ossigeno (O(–2)) forma il composto (ossido o anidride):

a. E2OX b. EXO2 c. EOX d. EOX/2 e. EO


40

122. Completa i passaggi necessari a formare l’acido solforico:

a. Scrivere le formule dell’anidride ................ e dell’acqua b. Scrivere la struttura dell’acido (ossiacido) HXY e sostituire a X e Y gli

elementi corretti, scelti tra zolfo e ossigeno c. Determinare l’ indice: α per l’idrogeno, β per X e γ per Y in base alla

somma del numero di atomi di Idrogeno, Zolfo e Ossigeno presenti nelle molecole di acqua e anidride solforosa

d. Dividere gli indici α, β e γ per l’indice dello Zolfo nella molecola dell’anidride

e. Riportare gli indici α, β e γ come indicato nel seguente schema Hα Xβ Yγ

123. Completa i passaggi necessari a formare l’acido nitrico: a. Scrivere le formule dell’anidride ................ e dell’acqua b. Scrivere la struttura dell’acido (ossiacido) HXY e sostituire a X e Y gli

elementi corretti, scelti tra azoto e ossigeno c. Determinare l’ indice: α per l’idrogeno, β per X e γ per Y in base alla

somma del numero di atomi di Idrogeno, Azoto e Ossigeno presenti nelle molecole di acqua e anidride nitrica

d. Dividere gli indici α, β e γ per l’indice dello Azoto nella molecola dell’anidride

e. Riportare gli indici α, β e γ come indicato nel seguente schema Hα Xβ Yγ

124. Dato un generico metallo MeX, avente numero di ossidazione X, il suo ossido nel reagire con l’acqua forma il composto:

a. Me2(OH)X b. MeXO2 c. Me(OH)X d. Me(OH)X/2

1. Definire un residuo acido( massimo 2 righe)

126. Quale dei seguenti ioni è un residuo acido? a. Na+ b. Cl– c. (SO4)–2 d. (OH)–

127. Quale dei seguenti ioni è un residuo acido? a. Al(OH)2

+ b. Ca+2 c. (H2PO4)–1 d. (NaSO4)–1

128. Indicare con quale razione/i è possibile formare dei sali a. HCl + H2O b. HCl + CaCO3 c. K2SO4 + ZnCl2 d. NaCl + KOH


41

129. La reazione di formazione dei sali detta di “semplice scambio” comporta l’impiego di un............................e di un ..............................(completare la frase)

130. La reazione di formazione dei sali detta di “doppio scambio” comporta l’impiego di

...................................(completare la frase)

131. Un acido si definisce poliprotico quando: a. È formato da più di tre elementi b. Contiene più di un atomo di idrogeno c. Il suo residuo acido è formato da più elementi

132. L’anidride fosforica, a differenza di numerose anidridi, può reagire con una, due e tre molecole di acqua formando i rispettivi acidi. Individuare i rispettivi nomi dal seguente elenco:

a. Acido ortofosforico quando si impiegano 3 molecole di acqua b. Acido metafosforico quando si impiegano 3 molecole di acqua c. Acido fosforico quando si impiegano 3 molecole di acqua d. Acido metafosforico quando si impiegano 2 molecole di acqua e. Acido metafosforico quando si impiega 1 molecola di acqua f. Acido pirofosforico quando si impiegano 2 molecole di acqua g. Acido pirofosforico quando si impiega 1 molecola di acqua


42

Soluzioni Test 4 1. acido ipocloroso 2. acido cloroso (il prefisso xxxx non c’è) 3. acido clorico (il prefisso xxxx non c’è) 4. acido perclorico 5. acido cloridrico (il prefisso xxxx non c’è) 6. anidride perclorica 7. anidride clorica (il prefisso xxxx non c’è) 8. anidride clorosa (il prefisso xxxx non c’è) 9. anidride ipoclorosa 10. di sodio (il prefisso non c’è, ma si aggiunge il “di”) 11. ferrico (il prefisso non c’è) 12. ferroso (il prefisso non c’è) 13. solfato ferroso 14. solfito ferroso 15. solfito ferrico 16. solfato ferrico 17. solfato di alluminio 18. solfito di alluminio 19. perclorato di potassio 20. ipoclorito di potassio 21. ipoclorito ferroso 22. a=F, b=V, c=V, d=F; 23. a=V, b=V, c=V, d=V, e=F; 24. a=F, b=V, c=F, d=V; 25. a=K2O, b=CaO, c=N2O5, d=Al(OH)3; 26. a= Cu(OH)2, b=H2SO4, c=Fe2O3, d=SO3; 27. a= Cl2O7, b= Ca(OH)2, c= HNO3, d=HClO; 28. a=ossido rameoso, b=ossido ferrico, c=anidride nitrica, d=acido solfidrico; 29. a=acido solforoso, b=idrossido di sodio, c=anidride solforica, d=idrato di nichel; 30. a=acido ipocloroso, b=acido cloridrico, c=acido nitrico, d=carbonato acido di sodio (bicarbonato di sodio); 31. b; 32. b; 33. d; 34. a; 35. a; 36. b,c; 37. d; 38. proprietà chimiche; 39. n° quantico principale; 40. nei gruppi etichettati con B si completa l’orbitale d, che non è presente o è completo nei gruppi etichettati con A; 41. a,d; 42. a,b; 43. a; 44. a; 45. a; 46. c; 47. a; 48. b;

49. H·, , ,·He· ; ...B

.::

.S

50. c,d; 51. b, e,f; 52. a=35.453, b=17, c=37, d=18; 53. a= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, b= 3s2 3p5, c=7, d= Fluoro (F);


43

54. a= , b=17, c= Sodio (Na), d= Elevata;

..::

.Cl

55. ns2 np6; 56. l’elemento naturale che ha ceduto oppure acquistato un elettrone (o elettroni); 57. l’elemento naturale che ha ceduto un elettrone (o elettroni); 58. l’elemento naturale che ha acquistato un elettrone (o elettroni); 59. a,d,e; 60. c, d; 61. si definisce ossido (ossido basico ) il composto dell’ossigeno con un metallo; 62. si definisce anidride (ossido acido ) il composto dell’ossigeno con un non metallo; 63. si definisce numero di ossidazione (N.O.) di un elemento l’ipotetico numero di elettroni che l’elemento

acquisterebbe o cederebbe quando forma una molecola, assumendo gli elettroni con segno positivo se ceduti, con segno negativo se acquistati;

64. la valenza è un termine non più in uso, ma spesso è usato come sinonimo dell’N.O. per i calcoli pratici o per indicare genericamente la capacità di combinarsi di un atomo;

65. a=1, b=2, c=3, d=7; 66. un atomo che ha otto elettroni (due per l’elio) nel livello esterno è particolarmente stabile (poco reattivo) e tende a

cedere (o acquistare) il minor numero di elettroni per raggiungere la configura dell’ottetto ; 67. due; 68. a=+1, b=+2, c=–2; d= –1; 69. a, d; 70. b, c, e; 71. a,b; 72. a= acido triossosolforico(IV), b= idrossido di sodio, c= triossido di zolfo, d= idrossido di stagno(II) oppure

diidrossido di stagno; 73. a= cloruro di Idrogeno, b= solfuro di diidrogeno, c= pentaossido di difosforo d= solfato(VI) di potassio oppure

tetraossosolfato(VI) di potassio; 74. a= acido cloridrico, b= acido solfidrico, c= anidride fosforica, d= solfato di potassio; 75. a, b, f; 76. indicano la stessa categoria di composti; 77. il composto è formato da un metallo e l’ossidrile (OH); 78. a, b, c; 79. –1; 80. a, e; 81. a, c; 82. c, d, f; 83. indicano lo stesso composto NaHCO3; 84. a, f; 85. c, d; 86. HF, HCl, HI, HBr, H2S; 87. a= acido nitroso, b= acqua, c= acido solfidrico, d= ossido ferrico, e= ammoniaca, f= acido solforoso; 88. a= acido dissonitrico(III), b= diossido di zolfo, c=, solfuro di diidrogeno, d=triossido di dialluminio, e= diidrossido

di rame(II), f= triidruro di azoto; 89. d; 90. b,e; 91. a, c; 92. a, c, e; 93. c, d; 94. a, c, e; 95. a, c, e; 96. Mn= +7, Ca= 0, Cr= +6, O= –1, Cu= +2, 97. H (NaH)= –1, O= –2, H(NH3)= +1, H(HNO2)=+1, N= +5; 98. S= 0, C= +4, Cl= –1, S= –2, P= +5, Na=+1; 99. vero 100. b; 101. N.O.=2.5 102. quando, in funzione dell’ambiente di reazione, si comporta da metallo o da non metallo; 103. b; 104. b;


44

105. vedi una tabella periodica; 106. vedi una tabella periodica; 107. vedi una tabella periodica; 108. vedi una tabella periodica; 109. vedi una tabella periodica; 110. vedi una tabella periodica; 111. non metallo; 112. acido; 113. idrossido; 114. b; 115. d; 116. c; 117. d; 118. c; 119. b; 120. a; 121. d; 122. a= solforosa (le formule sono SO3 e H2O), b= X è zolfo, Y è ossigeno, c= α vale 2 (2 atomi di idrogeno nell’acqua),

β vale 1 (un atomo di zolfo nell’anidride), γ vale 4 (3 atomi di Ossigeno nell’anidride + 1 atomo di Ossigeno nell’acqua); d= nella molecola SO3 lo zolfo ha indice 1 (se l’indice è 1 non si scrive), quindi gli indici non cambiano, e= H2SO4

123. a= nitrica (le formule sono N2O5 e H2O), b= X è azoto, Y è ossigeno, c= α è 2 (2 atomi di idrogeno nell’acqua), β è 2 (2 atomi di azoto nell’anidride), γ è 6 (5 atomi di Ossigeno nell’anidride + 1 atomo di Ossigeno nell’acqua); c= 2 (nella molecola N2O5 l’azoto ha indice 2), d= nella molecola N2O5 l’azoto ha indice 2, quindi gli indici sono α=1 (2/2), β =1 (2/2), γ=3 (6/2); e=HNO3

124. c; 125. ciò che rimane dalla molecola di un acido ( o di un sale ) eliminando tutti o in parte gli atomi di idrogeno (o del

metallo) 126. b, c; 127. c, d; 128. b, c; 129. sale, acido; 130. due sali; 131. b; 132. a, c, e, f;

TEST 5 – Soluzioni: tipi, definizioni e concentrazioni 45

TEST 5 – Soluzioni: tipi, definizioni e concentrazioni

1. La soluzione :

a. È costituita da una sola sostanza b. È sempre solida c. È un composto di due o più elementi d. Ha le stesse proprietà in ogni sua parte

2. La soluzione è:

a. Un elemento b. Una sostanza c. Una miscela d. Un composto

3. Si definisce soluzione la miscela che:

a. Presenta differenti proprietà a livello microscopico b. Presenta differenti proprietà a livello atomico c. Presenta le stesse proprietà a livello microscopico d. È costituita da due o più sostanze differenti tra loro e. È costituita dalla stessa sostanza in differenti forme fisiche

4. Si definisce soluzione la miscela che: a. È fisicamente omogenea e chimicamente eterogenea b. È fisicamente omogenea e chimicamente omogenea c. È fisicamente eterogenea e chimicamente eterogenea d. È fisicamente eterogenea e chimicamente omogenea

5. Le soluzioni possono essere allo stato.................., .................e.................. (completare

la frase) 6. In un soluzione è sempre possibile identificare:

a. Il soluto b. Il solvente c. L’acqua d. Più soluti e. Più solventi

7. Si definisce soluto il componente di una soluzione che risulta:

a. Più abbondante b. Meno abbondante c. Solido d. Liquido e. Indisciolto sul fondo

8. Si definisce solvente il componente di una soluzione che risulta:

a. Più abbondante b. Meno abbondante c. Solido d. Liquido e. Indisciolto sul fondo


9. Lo stato fisico di una soluzione è in genere determinato dallo stato fisico :

a. Del soluto b. Del solvente c. Del soluto e del solvente

10. Il più comune solvente utilizzato è:

a. L’acqua b. L’alcool c. Dipende dal soluto d. Non c’è un solvente prevalente

11. Definisci la concentrazione il rapporto tra:

a. La quantità del soluto e la quantità del solvente (le quantità possono essere espresse in unità di massa, di volume o molare)

b. La quantità di materia del solvente e la quantità del soluto (le quantità possono essere espresse in unità di massa, di volume o molare)

c. La quantità di materia del soluto e la quantità della soluzione (le quantità possono essere espresse in unità di massa, di volume o molare)

d. La quantità di molecole di soluto e la quantità di molecole di solvente

12. Volumi differenti di una stessa soluzione hanno: a. La stessa concentrazione b. La stessa densità c. Il peso del soluto d. Il peso totale

13. Volumi differenti di soluzioni a concentrazione diverse hanno sempre: a. La stessa concentrazione b. La stessa densità c. Il peso del soluto d. Il percento di acqua

14. Una soluzione è satura quando contiene disciolta il .................. possibile di soluto 15. Una soluzione si definisce concentrata quando:

a. È più diluita della soluzione satura b. Presenta un corpo di fondo c. È sovrassatura d. È satura

16. La concentrazione di una soluzione può essere espressa in termini di peso e volume.

Indicare l’espressione della concentrazione non corretta: a. Peso soluto·100/peso soluzione b. Peso soluto/ 100·peso solvente c. Peso soluto·100/MMR d. Parti per milione e. Molarità

17. Si definisce molarità..................................................(completare la frase)


18. Il simbolo della molarità è:

a. M b. m c. MOL d. N

19. La molalità rappresenta:

a. Moli di soluto/moli di solvente b. Moli di soluto/1000 g di solvente c. Moli di soluto/1 L di acqua a 4°C d. Moli di soluto/1 L di solvente e. Moli di soluto/1kg di solvente

20. Un determinato volume di contiene 10 moli di Azoto, 5 moli di Ossigeno e 3 moli di Anidride carbonica. Determinare la frazione molare delle tre sostanze.

21. Calcolare la molarita (M) che si ottiene Sciogliendo 0.2 moli di NaCl in 1500 mL di

acqua.

22. Determinare le moli di soluto che sono presenti in 500 mL di una soluzione 0.5 M di Cloruro di bario.

23. Calcolare la molalità della soluzione quando 20 g acido solforico sono presenti in

1500 mL di soluzione. 24. Si deve preparare 150 g di una soluzione di KCl contenete il 15% in peso di soluto.

Calcolare la quantità di sale e di acqua che deve essere impiegata.

25. 500 mL di una soluzione acquosa contiene 0.0002 g di di acido acetico. Quale dei seguenti risultati non è corretto:

a. 0.004g/L b. 4 mg/l c. 4 ppm(p) d. 8 mg/L


Soluzioni Test 5 1. d; 2. c; 3. b, c, d; 4. a 5. solido, liquido e gassoso 6. a, b, d; 7. b; 8. a; 9. b; 10. a; 11. a, c; 12. a,b; 13. c; 14. massimo 15. a 16. c 17. il numero di moli diviso il volume (espresso in litri) in cui sono disciolte 18. a 19. b, c, e; 20. 0.5556, 0.2777, 0.1667; 21. 0.1333 M; 22. 0.25 moli 23. 0.139 m 24. 22.5 g di KCl e 127.5 g di acqua 25. d

TEST 6 - Reazioni chimiche: Tipi,Bilanciamento, calcoli e altri aspetti quantitativi

49


1. Data la reazione H2 + I2 → 2HI indicare, tra le seguenti terne, i coefficienti corretti: e. 2,1,2 f. 1,1,2 g. 2,2,2 h. 2,2,1

2. Il bilanciamento di una reazione chimica si ottiene agendo su: a. Indici b. Coefficienti c. Numero di ossidazione d. Variando la quantità dei reagenti

3. Indicare i reagenti della reazione chimica H2 + O2 → H2O:

a. H, O b. H2 , O2 c. H2O d. H2 , O2 , H2O

4. In una reazione chimica i prodotti sono scritti....................e i reagenti a ................del segno di “uguaglianza” (completare la frase)

5. Il segno di “uguaglianza” in una reazione chimica è di solito indicato con:

a. =

b. → c. : d. ;

6. La conservazione della materia in una reazione chimica afferma che: a. In alcuni casi le moli dei reagenti sono uguali alle moli dei prodotti b. Le moli dei reagenti sono sempre uguali alle moli dei prodotti c. I volumi dei prodotti sono sempre uguali ai volumi dei reagenti d. La massa totale dei prodotti è uguale alla massa totale dei reagenti e. Gli atomi presenti nei reagenti sono presenti nei prodotti f. La somma di tutte le cariche positive e negative di tutti gli atomi dei prodotti è

uguale alla somma di tutte le cariche positive e negative di tutti gli atomi dei reagenti

g. La somma di tutte le cariche positive di tutti gli atomi dei prodotti è uguale alla somma di tutte le cariche positive di tutti gli atomi dei reagenti

h. La carica totale (somma di tutte le cariche positive e negative di tutti gli atomi) dei prodotti è uguale alla carica totale (somma di tutte le cariche positive e negative di tutti gli atomi) dei reagenti


50

7. La conservazione delle cariche in una reazione chimica afferma che:

a. La somma di tutte le cariche positive e negative di tutti gli atomi dei prodotti è uguale alla somma di tutte le cariche positive e negative di tutti gli atomi dei reagenti

b. La somma di tutte le cariche positive di tutti gli atomi dei prodotti è uguale alla somma di tutte le cariche positive di tutti gli atomi dei reagenti

c. La carica dei prodotti è uguale alla carica dei reagenti d. La somma di tutte le cariche negative di tutti gli atomi dei prodotti è uguale

alla somma di tutte le cariche negative di tutti gli atomi dei reagenti

8. La reazione ionica Fe+3 + 2I –1 → Fe+2 + I2 non è bilanciata come atomi di ferro. Bilanciarla elettricamente utilizzando la corretta equazione tra le seguenti proposte ( x è il coefficiente incognito del ferro e i numeri tra parentesi le cariche degli ioni):

a. x·(+2) +2·(–1) = x(+3) b. x·(+3) +2·(–1) = x(+2) c. x·(+2) +2·(–1) = x(+3)+2 d. x·(+2) = x(+3)–2·(–1)

9. Quali dei seguenti tipi di reazione non esistono: a. Di sintesi b. Disproporzioni c. Di scambio d. Doppio scambio e. Illimitate f. Decomposizione g. Indipendenti

10. Nella reazione Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 + H2O indicare i prodotti e i reagenti 11. Verifica se le seguenti reazioni sono bilanciate:

a. 2NaClO3 → 2NaCl + 3 O2 b. 2K + 2H2S → K2S + H2 c. 2Fe2O3 + 2H2O → 4Fe(OH)3

12. Verifica se le seguenti reazioni sono bilanciate:

a. KClO4 → KCl + 3 O2 b. 2Na + 2HCl → NaCl + H2 c. CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O d. 2Al2O3 + 2H2O → 4Al(OH)3

13. Completare, bilanciare le seguenti reazioni e se necessario sostituire al nome la formula del composto ( formazione di ossidi, anidridi, idrossidi ed acidi ).

a. .......Al +..........O2 → ........................

b. ......CaO +...........H2O → ........................

c. ......Cl2O + .......... → ...........HClO +..........

d. ..........+ ........ H2O→ acido solforoso +..........


51

14. Completare, bilanciare le seguenti reazioni e se necessario sostituire al nome la formula del composto (formazione di ossidi, anidridi, idrossidi ed acidi).

a. ............ +...........H2O → ........ Cu(OH)2 +......... b. .........S(2) +.......... → diossido di zolfo

+.............. c. ..........+.........H

2O→idrossido di bario +..........

d. ........ +.........H2O → ....HClO

2 +........

15. Completare, bilanciare le seguenti reazioni e se necessario sostituire al nome la

formula del composto (formazione di ossidi, anidridi, idrossidi ed acidi).

a. .......Fe(3)

+.............O2

→..................................

b. .......S(2)

+............... → acido solfidrico +............ c. ......SO

3+ .....H

2O→ acido tetraossosolforico+...........

d. ........Na+........H2O→ .................+.................

16. Completare, bilanciare le seguenti reazioni e se necessario sostituire al nome la

formula del composto (formazione dei sali).

a. .....K + ..........H2SO

4 →................+.................

b. .........Cr(OH)3 + acido nitrico →.................+..................

c. ...........CaO+.................HCl→........................+.................

d. ..........MgO+ acido triossocarbonico→.....................+................

17. Completare, bilanciare le seguenti reazioni e se necessario sostituire al nome la formula del composto (formazione dei sali).

a. ...........Al

2O

3+...............CO

2 →......................+............................

b. .........Cu(OH)2+............P

2O

3→......................+.................................

c. ..........Na2O+...................HCl→.......................+................................

d. ..........MgO+.............H3PO4→ fosfato biacido di magnesio +.....................


52

18. Completare, bilanciare le seguenti reazioni e se necessario sostituire al nome la formula

del composto (formazione dei sali).

a. ........carbonato di calcio +........H2SO4→..................+................

b. ..........FeCl3 +........HNO3→................+................

c. ........Nitrato di bario +.......... CO2 + H2O →.................+...................

d. ........AgNO3 + .................solfuro di disodio→....................+................... 19. Bilanciare le seguenti reazioni ioniche e se necessario sostituire al nome la formula del

composto.

a. ........Fe+3 +..........NH3+......... H2O →....... NH4

+ +........idrossido ferrico

b. ..........Fe3+ + .........H2S → .........Fe+2 + ............S + ...................H+

20. Bilanciare le seguenti reazioni ioniche e se necessario sostituire al nome la formula del

composto.

a. .....MnO4–1 +......OH–1→ ......residuo acido dell’ acido manganico+...... O2 + 2H2O

b. .......MnO4–1 + .........acqua ossigenata+ .......H+ → 2Mn+2 + ..............O2 +8H2O

21. Bilanciare le seguenti reazionie se necessario sostituire al nome la formula del

composto.

a. 1 KBrO3 + .......HCl + .........KI →........KCl +.....H2O+ ......bromuro di potassio+ ..........I2

b. 2 KMnO4 + .......HCl →......KCl + ..........MnCl2 +............. Cl2 +.......... H2O

22. Si definisce reagente in eccesso: a. Il composto presente in quantità superiore al rapporto molare dei reagenti b. Il composto che alla fine della reazione si consuma completamente c. Il reagente che si ritrova nei prodotti d. Non è un termine riferito alle reazioni chimiche e. Il composto presente in quantità inferiore al rapporto molare dei reagenti

23. Il reagente limitante è il composto che: a. È presente in quantità superiore al rapporto molare dei reagenti b. Alla fine della reazione si consuma completamente c. Si ritrova nei prodotti d. Non si riferisce alle reazioni chimiche e. È presente in quantità inferiore al rapporto molare dei reagenti


53

24. Calcolare la composizione percentuale di:

a. PbS04 b. Tetraborato di sodio decaidrato

25. Determinare i grammi di prodotti che si ottengono facendo reagire 200 g di MgO con SO3.in eccesso.

26. Si determini il reagente limitante quando si mettono a reagire 30 g di idrogeno

gassoso con 100 g di ossigeno gassoso 27. Calcola quanti grammi di solfato di alluminio si ottengono da 300 g di idrato di

alluminio e acido solforico in eccesso

28. Calcolare la massa di ossido di azoto (N.O. dell’azoto +2) che si ottiene facendo reagire 30 g di azoto gassoso con 10 g di ossigeno gassoso.

29. Verificare che nella reazione di formazione del nitrato di ferro (Fe+3) si conservi la

massa quando 300 g di ferro elementare reagisce stechiometricamente con acido nitrico (impiegare MMR con più cifre decimali)

30. Nella reazione di formazione del cloruro ferrico a partire da acido cloridrico e

diidrato di ferro (II) si ottengono 300 mmoli di prodotto. Determinare la quantità in grammi del diidrato di ferro (II).

31. Le moli contenute in 1 kg di rame sono

a. 15.738 b. 0.015738 c. 63.54 d. 1

32. Nella reazione N2+3H2→2N H3 quante moli di N H3 si ottengono per la trasformazione completa di 5 moli di N2?

a. 2 b. 2.5 c. 10 d. 7.5

33. Determinare i litri di soluzione 2 M di acido cloridrico che occorrono per sviluppare 20 g di idrogeno. L’ acido reagisce con zinco in eccesso.

34. 500 mL di una soluzione contente 500 mg/L di idrato di calcio deve essere

neutralizzata con acido cloridrico 0.1M secondo la reazione: idrato di calcio + acido cloridrico → cloruro di calcio + acqua. Determinare il volume di acido.

35. Un eccesso di acido solforico 1 M viene impiegata per sviluppare 20 g di anidride

carbonica reagendo con un minerale di carbonato ferrico contenente il 10% ( % in peso) di impurezze che non reagiscono. Determinare la quantità di minerale richiesta e il volume di acido.

36. Quale percentuale di zolfo è contenuta nell’acido solforico al 98%.


54

Soluzioni Test 6 1. b 2. b; 3. b; 4. destra, sinistra; 5. a, b; 6. a, d, e; 7. a 8. a 9. e,g; 10. Reagenti=Ba(OH)2 e CO2 , prodotti BaCO3 e H2O; 11. a 12. b; 13. a: 4Al+3O2→2Al2O3 , b: CaO+ H2O→Ca(OH)2 , c: Cl2O+ H2O→2HClO , d: SO + H214. a: CuO+H

2O→H2 SO3; 2O→Cu(OH)2 , b: S+O2→SO2 , c: BaO+ H2O=→Ba(OH)2 , d: Cl2O3+ H2O→2HClO2;

15. a: 4Fe+3O2→2Fe2O3 , b: S+H2→ H2S, c: SO3+ H2O→ H2 SO4 , d: 2Na+ 2H2O→ 2 NaOH+H2; 16. a: 2K +H2 SO4→ K2 SO4+ H2 , b: Cr(OH)3 +3HNO3→ Cr(NO3)3 + 3H2O , c: CaO+2HCl→CaCl2+ H2O, d: MgO+ H2 CO3→MgCO3+H2O; 17. a: Al2 O3+ 3CO2 → Al2 (

CO3)3 , b: 3Cu(OH)2 +P2 O3→ Cu3 (PO4)2 + H2O, c: Na2O+ 2HCl→ 2NaCl + H2O , d: MgO+ 2H3PO4→ Mg(H2PO4)2 + H2O;

18. a: CaCO3 +H2SO4→CaSO4 + H2CO3 , b: FeCl3 + 3HNO3→ Fe(NO3)3 + 3H Cl , d: Ba(NO3)2 + CO2 + H2O → 2HNO3 + BaCO3 , d: 2AgNO3 + Na2S → 2NaNO3 + Ag2S;

19. Fe+3 + 3NH3+ 3H2O → 3NH4

+ + Fe(OH)3 , b: 2Fe3+ + H2S →2 Fe+2 + S + 2H+

20. a:4MnO4–1 + 4OH– → 4MnO4

–2 + O2 +2H2O; b: 2MnO4–1 + 5H2O 2+6 H+ →2Mn+2 +5 O2 +8H2O

21. 1 KBrO3 + 6 HCl + 6 KI →6 KCl + 3 H2O+ KBr + 3 I2 , b: 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O;

22. a, c; 23. b, e; 24. a: piombo=90.7%, ossigeno=9.3%, b: sodio=12.1%, boro=11.3%, ossigeno= 71.3%, idrogeno=5.3%; 25. 597.35 g 26. L’ossigeno 27. 1315 g 28. 18.75 g 29. reagenti=1315.478 g, prodotti=1315.474 g 30. 0.213 g 31. a; 32. c; 33. 10 litri; 34. 246.36 litri 35. 49.1 g di minerale e circa 454 ml di acido 36. 13.1%

TEST 7 – Reazioni di ossido-riduzione 55

TEST 7 – Reazioni di ossido-riduzione 1. In una reazione di ossido-riduzione si ha:

a. Il trasferimento di protoni da una sostanza ad un’altra. b. Il trasferimento di elettroni da una sostanza ad un’altra. c. La perdita di elettroni da una molecola. d. L’emissione e successivo riassorbimento di elettroni da una molecola.

2. In una reazione di ossido-riduzione un elemento si riduce se:

a. Acquista elettroni b. Acquista neutroni c. Cede protoni d. Acquista protoni e. Cede elettroni

3. In una reazione di ossido-riduzione un elemento si ossida se: a. Acquista elettroni b. Acquista neutroni c. Cede protoni d. Acquista protoni e. Cede elettroni

4. Tra le seguenti affermazioni indicare quelle non corrette in relazione ad una reazione

di ossido-riduzione : a. Se due differenti elementi si ossidano, altrettanti se ne riducono b. Uno stesso elemento si ossida e si riduce c. Il numero di elettroni ceduti è uguale a quelli acquistati d. Non c’è trasferimento di elettroni

5. In una reazione di ossido-riduzione è corretta l’affermazione :

a. L’elemento che si ossida si chiama ossidante b. L’elemento che si ossida si chiama riducente c. L’elemento che si riduce si chiama ossidante d. L’elemento che si riduce si chiama riducente

6. In una reazione di ossido-riduzione è corretta l’affermazione :

a. L’elemento che acquista elettroni è chiamato riducente b. L’elemento che acquista elettroni è chiamato ossidante c. L’elemento che cede elettroni è chiamato riducente d. L’elemento che cede elettroni è chiamato ossidante

7. Quali delle seguenti semireazioni è correttamente riferita all’ ossidazione di un

elemento di uno ione : a. Cl2 → Cl–1 + 2e b. I+5 +2e → I+7 c. Fe+2 → Fe+3 + e d. 2Fe+2 → Fe2

+3 + 2e e. Non può essere scritta nessuna semireazione


8. Quali delle seguenti semireazioni è correttamente riferita alla riduzione di un elemento di uno ione :

a. Cl2 → 2 Cl–1 – 2e b. I+5 +2e → I+7 c. Fe+3 + e → Fe+2 d. 2Fe+2 → Fe2

+3 + 2e e. Non può essere scritta nessuna semireazione

9. Una disproporzione è:

a. Una reazione di ossido-riduzione in cui due elementi si ossidano e si riducono b. Una reazione in cui uno stesso elemento si ossida e si riduce c. Una reazione non di ossido-riduzione d. Una reazione nucleare

10. In quale delle seguenti reazioni lo zolfo è ossidato:

a. S + Fe → FeS b. S+ O2 → SO2 c. S+ H2 → H2S d. S + S → S2

11. Quali delle seguenti reazioni sono di ossido riduzione?: a. 4Al+3O2→2Al2O3 b. SO3+ H2O→H2 SO4 c. Cl2O3+ H2O→2HClO2 d. 2AgNO3 + Na2S = 2NaNO3 + Ag2S e. 4MnO4

–1 + 4OH– =→ 4MnO4–2 + O2 +2H2O

12. Nella reazione 2MnO4

–1 + 5H2O 2+6 H+ → 2Mn+2 +5 O2 +8H2O: a. Sia il manganese, sia l’ossigeno, acquistano elettroni b. Sia il manganese, sia l’ossigeno, cedono elettroni c. Il manganese cede elettroni, l’ossigeno acquista elettroni d. Il manganese acquista elettroni, l’ossigeno cede elettroni

13. Un mezzo ossidante è capace di acquistare elettroni con ..................del suo numero di ossidazione (completare la frase).

14. Un mezzo riducente è capace di cedere elettroni con ..................del suo numero di

ossidazione (completare la frase)

15. L’aumento complessivo del numero di ossidazione dell’elemento ossidato deve essere uguale alla diminuzione complessiva del numero di ossidazione dell’elemento ridotto. Perché?

16. Bilanciare la seguente reazione e se necessario sostituire al nome la formula del

composto.

.......PbO2 + ........ Pb + ..........H2SO4→ ..............solfato piomboso + ..............H2O

17. Bilanciare la seguente reazione e se necessario sostituire al nome la formula del

composto.


.........Cu + ...........HNO3 → ........nitrato rameico + ...........H2O + .............NO 18. Bilanciare la seguente reazione e se necessario sostituire al nome la formula del

composto.

....permanganato di potassio + .......HCl →......KCl + ........ MnCl2 +.......Cl2 +.......H2O 19. Bilanciare la seguente reazione e se necessario sostituire al nome la formula del

composto.

......KBrO3 + .......HCl + ......ioduro di potassio →.......KCl +.....H2O+ ......KBr + ........I2

20. Sostituire al nome la formula del composto e bilanciare la seguente reazione.

.....Iodato di potassio + ......solfato ferroso + .....acido solforico → .....ioduro di potassio +

.......solfato ferrico + ......acqua 21. Sostituire al nome la formula del composto e bilanciare la seguente reazione.

......solfuro arsenioso + ......nitrato di sodio + ......carbonato di sodio → ......arseniato di sodio + ......solfato di sodio +...... nitrito di sodio +....... anidride carbonica


Soluzioni Test 7 1. b; 2. a; 3. e; 4. a, d; 5. b, c; 6. b, c; 7. c, d; 8. c 9. b 10. b; 11. a, e; 12. d; 13. diminuzione 14. aumento 15. Non si possono formare elettroni liberi 16. PbO2 + Pb + 2H2SO4→ 2PbSO4 + 2H2O 17. 3Cu + 8HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO 18. 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O; 19. 1 KBrO3 + 6 HCl + 6 KI =.6 KCl + 3 H2O+ KBr + 3 I2 20. KIO4 + 8 FeSO4 + 4 H2SO4 → KI + 4 Fe2(SO4)3 + 4 H2O 21. As2S3 + 14 NaNO3 + 6 Na2CO3 → 2 Na3AsO4 + 3 Na2SO4 + 14 NaNO2 + 6 CO2

TEST 8 - Il legame chimico

59

TEST 8- Il legame chimico

1. Alle forze che tengono uniti gli atomi di una molecola viene dato il nome di a. Tensione atomica b. Legame chimico c. Legame orbitale d. Tensione atomica

2. Quando due atomi si avvicinano si manifestano delle forze:

a. repulsive b. attrattive c. che non interagiscono tra loro d. nucleari

3. Tutti gli atomi, ad eccezione dell’elio, nel formare i legami molecolari tendono a realizzare:

a. Una configurazione stabile b. L’ottetto elettronico c. La ionizzazione d. La minima stabilità

4. Il legame molecolare si stabilisce per:

a. Trasferimento di elettroni b. Condivisione degli elettroni c. Eliminazione di coppie di elettroni d. Condivisione di elettronegatività

5. Il legame ionico è quello che si forma tra: a. Cationi b. Anioni c. Anioni e cationi d. Atomi che hanno raggiunto l’ottetto per trasferimento di elettroni e. Atomi che hanno raggiunto l’ottetto per condivisione di elettroni

6. In generale, si può prevedere la formazione di legami ionici quando si combinano atomi collocati in alcuni gruppi della tavola periodica::

a. IA e IIA b. IA e VIIIA c. IA , IIA e VIIA d. IA , IIA e VIIA, VIIIA

7. Il legame covalente è quello che si forma tra:

a. Cationi b. Anioni c. Anioni e cationi d. Atomi che hanno raggiunto l’ottetto per trasferimento di elettroni e. Atomi che hanno raggiunto l’ottetto per condivisione di elettroni


60

8. Definire il dipolo molecolare (massimo 2 righe) 9. Il dipolo si stabilisce tra atomi della stessa molecola che hanno:

a. Stessa elettronegatività b. Differente elettronegatività c. Differente affinità elettronica d. Stessa energia di ionizzazione

10. Definire le molecole polari (massimo 1 riga) 11. Definire il legame idrogeno (massimo2 righe)

12. Definire l’ibridazione (massimo 2 righe)

13. Nell’elenco seguente indica il tipo di legame che non si instaura tra atomi:

a. Covalente b. Ionico c. Metallico d. Dativo e. Idrogeno f. Di Van der Waals

14. Il legame “π” si stabilisce tra gli orbitali che si sovrappongono .................. (completare la frase)

15. Il legame “σ” si stabilisce tra gli orbitali che si sovrappongono ............... .

(completare la frase)

16. I legami covalenti tra atomi possono essere rappresentati con .......................... (completare la frase)

17. La formula di struttura mette in evidenza:

a. I tipi di legame tra atomi di una molecola b. I tipi di legame all’interno dell’atomi c. I tipi di legame tra molecola d. La dipendenza matematica all’interno di una formula

18. In quali molecole è presente il legame covalente polare: a. HCl b. Cl2 c. NaCl d. CH4

19. La solubilità in acqua delle sostanze dipende anche dal tipo di legame che tali sostanze presentano:

a. Vero b. Falso


61

20. Quando si instaura un legame:

a. Viene assorbita energia b. Viene liberata energia c. Non si hanno effetti energetici d. Si verificano emissioni alfa

Soluzioni Test 8 1. b; 2. a, b; 3. a, b; 4. a, b; 5. c, d; 6. c; 7. e; 8. La presenza di concentrazioni di cariche positive e negative in aree ben distinte di una molecola (distribuzione non

uniforme degli elettroni di legame); 9. b; 10. le molecole che presentano dei dipolo; 11. il legame secondario che si stabilisce tra molecole polari che contengono idrogeno; l’idrogeno rappresenta la parte

positiva del dipolo; 12. quando gli orbitali si modificano assumendo una nuova distribuzione della nuvola elettronica che conserva alcune

delle caratteristiche degli orbitali di partenza; 13. e, f; 14. parallelamente; 15. frontalmente; 16. le formule di struttura; 17. a; 18. a; 19. a; 20. b;

TEST 9 - Leggi e stechiometria dei gas

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1. La legge dei gas ideali (o perfetti) afferma che: a. P·V = R·T b. P·V = n·R·T c. P·T = n·R· V d. P = n·R·V/T

2. La legge delle isoterme (legge di Boyle) afferma che:

a. P·V=cost b. P·V=cost se la temperatura è costante c. P·V=cost se la temperatura e il numero di moli è costante d. P/V =cost se la temperatura e il numero di moli è costante e. P/V=cost se la temperatura è costante f. P/V=cost

3. Un gas si definisce ideale quando: a. Le particelle del gas volume nullo b. Le particelle del gas non hanno volume e non ci sono interazione tra di esse c. Le particelle del gas hanno volume e non ci sono interazione tra di esse d. Le particelle del gas hanno volume e ci sono interazione tra di esse

4. Scrivere la legge delle trasformazioni isobare 5. Scrivere la legge delle trasformazioni isocore

6. Per un gas le condizioni normali sono.................................(completare la frase.

7. Indicare il valore corretto della costante universale dei gas:

a. 0.0821 mol·°K/L·atm b. 0.0821 L·atm/mol·°K c. 0.821 L·atm/mol·°K d. 0.821 mol·°K/L·atm

8. Calcolare il volume a condizioni normali 9. Un gas a condizioni normali pesa 1.4 g e occupa 700 ml. Determinare la sua massa

molecolare relativa.

10. Un gas a condizioni normali contiene 67.2*10–3 m3 di CO2 , 3 g di H2 e 5 moli di N2..Si determini la frazione molare di ciascun composto .

11. 130 g di zinco metallico vengono trattati con acido solforico in eccesso. Calcolare i

litri, a 25°C e 1 atm, di idrogeno sviluppato dalla reazione.

12. 100 mL di un gas che, a 18°C, ha una pressione di 760 mmHg (Torr), vengono riscaldati a 30°C. Calcolare il nuovo volume mantenendo costante la pressione.

13. I volumi a condizioni normali possono essere utilizzati per i calcoli in una reazione

chimica in sostituzione delle moli:


63

a. Vero b. Falso

14. Calcolare il volume di ossigeno a condizioni normali necessario a bruciare

completamente 5 litri di metano . 15. Un gas reale differisce da un gas ideale perché ha ................................

Soluzioni Test 9 1. b; 2. c; 3. b; 4. Vt=V0·(1+t/273.15) dove: Vt= volume gas a t°C, V0= volume gas a 0°C, t= temperatura in °C 5. Pt=P0·(1+t/273.15) dove: Pt= pressione gas a t°C, P0= pressione gas a 0°C, t= temperatura in °C 6. P= 1 atm e t=0°C 7. b; 8. VCN=22.414 litri 9. 44.8 10. CO2=0.316, H2=0.158, N2=0.526 11. 48.65 litri 12. 104.1mL 13. a; 14. 10 litri 15. le molecole hanno volume e interazioni tra esse.

TEST 10 – Aspetti energetici di una reazione chimica 64

TEST 10 – Aspetti energetici di una reazione chimica

1. L’energia che più frequentemente si incontra nello sviluppo di reazioni chimiche è...............(completa la frase).

2. Definisci i termini: sistema ed ambiente (massimo 2 righe)

3. In una reazione chimica:

a. Si conserva la massa b. Si conserva l’energia c. Si conserva l’energia e la massa d. Le moli e l’energia

4. L’energia sviluppata o assorbita da una reazione chimica è definita .........................(completare la frase).

5. Una reazione chimica che sviluppa calore è denominata:

a. Combustione b. Esotermica c. Endotermica d. Isotermica e. Adiabatica

6. Una reazione chimica che assorbe calore è denominata:

a. Combustione b. Esotermica c. Endotermica d. Isotermica e. Adiabatica

7. La generica reazione aA + bB = cC + dD -Q è del tipo:

a. Isotermico b. Endotermico c. Adiabatico d. Esotermico

8. La generica reazione aA + bB -Q = cC + dD è del tipo:

a. Isotermico b. Endotermico c. Adiabatico d. Esotermico

9. La reazione 2SO2 + 3O2 = 2SO3 + 50 Kcal/mole :

a. cede calore all’ambiente b. acquista calore dall’ambiente c. avviene a temperatura costante d. avviene in modo adiabatico

10. In una reazione chimica il termine isotermico indica:

a. reazione che avviene con cessione di calore b. reazione che avviene a temperatura costante


c. reazione che avviene in modo adiabatico d. reazione che avviene con acquisto di calore

11. In un recipiente, non isolato, sta avvenendo una reazione chimica e toccandolo in tempi diversi notate che questo è freddo, ne deducete che:

a. La reazione è endotermica b. Il recipiente è stato in frigorifero c. La reazione assorbe calore dall’ambiente d. La reazione cede calore all’ambiente

12. L’energia di attivazione rappresenta:

a. L’energia da fornire ai prodotti per ritornare ai reagenti b. L’energia necessaria a formare lo “stato attivato” c. L’energia che si calcola con la legge di Arrhenius d. L’endotermicità di una reazione

13. Il complesso attivato indica: a. Un reagente a minore energia b. Un reagente a maggiore energia c. Un intermedio di reazione a maggiore energia d. Un intermedio di reazione a minore energia e. Un prodotto a maggiore energia f. Un prodotto a minore energia

14. L’energia contenuta nei prodotti meno l’energia contenuta nei reagenti rappresenta:

a. L’energia da fornire ai prodotti per ritornare ai reagenti b. L’energia necessaria a tornare allo “stato attivato” c. L’energia da fornire ai reagenti per ritornare ai prodotti d. L’energia che una reazione assorbe o cede all’ambiente

15. Una reazione si definisce spontanea quando ............. (completa la frase. 16. L’impiego dell’energia libera permette di prevedere con certezza:

a. L’avanzamento di una reazione chimica b. L’energia complessiva dei prodotti c. La spontaneità di una reazione d. L’impossibilità di una reazione

17. Il carbonio brucia secondo la reazione complessiva C+ O2→ CO2 sviluppando 94.05

kcal/mole (393.1 kJ/mole). Determinare la quantità di calore prodotta facendo reagire 20 grammi di carbonio.

18. Per sviluppare 1000 kcal (4181 kJ) si brucia del carbonio secondo la reazione

complessiva C+ O2→ CO2 sviluppando 94.05 kcal/mole (393.1 kJ/mole). Determinare la massa di carbonio che deve essere impiegata.

19. Una reazione chimica può essere suddivisa in più reazioni (stadi di reazione o

reazioni intermedie)) che avvengono l’una di seguito all’altra: a. Vero b. Falso


20. Enunciare la legge di Hess. (massimo 2 righe)

Soluzioni Test 10 1. il calore; 2. Sistema è il luogo, generalmente chiuso, che contiene le sostanze chimiche e vi avvengono le reazioni; Ambiente è

tutto ciò che circonda il sistema. 3. c; 4. calore di reazione 5. b; 6. c; 7. b; 8. d; 9. a; 10. b; 11. a, c; 12. b; 13. c; 14. d; 15. la sua variazione di energia libera è minore di zero 16. c, d; 17. 156.8 kcal (655.2 kJ) 18. 127.55 g; 19. a; 20. la somma del “calore di reazione” dei singoli stadi di una reazione deve essere uguale al “calore di reazione” della

reazione complessiva (stadio somma);

TEST 11 – Equilibrio chimico e velocità di una reazione chimica 67

TEST 11 – Equilibrio chimico e velocità di una reazione chimica

1. Definisci la velocità di una reazione chimica (massimo un rigo) 2. La corretta espressione della velocità di reazione è:

a. –∆ moli reagenti/ ∆ tempo b. ∆ moli prodotti/ ∆ tempo c. Entrambe le espressioni: –∆ moli reagenti/ ∆ tempo e ∆ moli prodotti/ ∆

tempo d. ∆ distanza/ ∆ tempo e. ∆ concentrazione molare prodotti/ ∆ tempo f. –∆ concentrazione molare reagenti/ ∆ tempo g. Entrambe le espressioni: ∆ concentrazione molare prodotti/ ∆ tempo e –∆

concentrazione molare reagenti/ ∆ tempo

3. Si definisce catalizzatore quella sostanza che...................... (massimo un rigo) 4. Si definisce inibitore quella sostanza che...................... (massimo un rigo)

5. Quali dei seguenti metodi non può essere utilizzato per velocizzare una generica

reazione chimica?: a. Aumentare la concentrazione dei prodotti b. Aumentare la concentrazione dei reagenti c. Aumentare la temperatura la pressione d. Impiegare un catalizzatore e. Aumentare la superficie di contatto

6. Quali delle seguenti espressioni non è pertinente con la funzione di un catalizzatore:? a. Selettività b. Partecipa alla reazione e si consuma c. Partecipa alla reazione e non si consuma d. Velocizza la reazione e. Innalza l’energia di attivazione f. Non partecipa alla reazione g. Cambia l’equilibrio della reazione h. Abbassa l’energia di attivazione

7. Sono reazioni invertibili le reazioni che presenta velocità ....................sia verso i prodotti che verso i reagenti (completa la frase).

8. Nei prodotti delle reazioni invertibili è possibili trovare quantità apprezzabili

di.................................(completare la frase) 9. Nelle reazioni invertibili la reazione che porta ai prodotti è definita:

a. Reazione indiretta b. Reazione diretta c. Reazione inversa d. Reazione principale e. Reazione secondaria


10. Nelle reazioni invertibili la reazione che porta ai reagenti è definita:

a. Reazione indiretta b. Reazione diretta c. Reazione inversa d. Reazione principale e. Reazione secondaria

11. Nelle reazioni invertibili si raggiunge l’equilibrio quando la velocità ...................................completare la frase)

12. Quali delle seguenti espressioni non è riferita all’equilibrio chimico?:

a. Equilibrio statico b. Equilibrio dinamico c. Equilibrio cinetico d. Equilibrio macroscopico

13. Lo stabilirsi dell’equilibrio chimico permette di scrivere la costante di equilibrio in

funzione: a. Delle concentrazioni dei prodotti elevate ai coefficienti di reazione b. Delle concentrazioni dei reagenti elevate ai coefficienti di reazione c. Delle concentrazioni dei prodotti e dei reagenti d. Delle concentrazioni dei prodotti e dei reagenti elevate rispettivamente ai

coefficienti di reazione

14. Data la reazione N2 + 3H2 ↔ 2NH3 scrivere la relazione che rappresenta la costante di equilibrio ad essa associata

15. Data la costante di equilibrio K=βα

δλ

][][

][][ 2

BA

DC

×

× scrivere la reazione cui la costante

stessa si riferisce 16. Enuncia il principio di Le Chatelier o dell’equilibrio mobile (massimo 2 righe)

17. Data la costante di equilibrio K=10–5 dire se la relativa reazione è:

a. È spostata verso i reagenti b. È spostata verso i prodotti c. Non raggiunge l’equilibrio

18. Una reazione endotermica si sposta verso i reagenti se: a. Aumenta la temperatura b. Diminuisce la temperatura c. La temperatura rimane costante d. Si svolge in condizioni isotermiche e. Non influenza

19. Se aumenta la temperatura una reazione all’equilibrio che avviene con sviluppo di calore, la reazione:

a. si sposta verso i prodotti b. resta all’equilibrio c. si sposta verso i reagenti


20. Quali delle seguenti reazioni è influenzata positivamente ( formazione di più prodotti)

dall’aumento della pressione?: a. N2 + 3H2 ↔ 2NH3 b. CO + H2O ↔ CO2 + H2 c. CH4 + H2O ↔ CO + 3H2 d. 4NH3 + 5O2 ↔ 4NO + 6 H2O

21. Se in una reazione chimica all’equilibrio (mantenuta a pressione e temperatura

costante) si aumentano le moli di un reagente la reazione chimica si sposta: a. Verso i reagenti b. Verso i prodotti c. Non si verificano variazioni d. Si sviluppa calore

22. La reazione C + O2 ↔ CO2 ha, a 25°C, una elevata costante di equilibrio, ciò indica che la reazione è tutta spostata verso la formazione della CO2. Invece dall’osservazione pratica si nota che il carbone lasciato all’aria non si trasforma. Perchè?

23. Il valore della costante di equilibrio (espressa in concentrazioni molare) per la

reazione 2HI ↔ I2 + H2 è 0.02 a 440°C. In un recipiente chiuso, avente il volume di un litro, si introducono 14.58 g di HI e si riscalda a 440°C. Calcolare quanti grammi di HI si dissociano.

24. L’espressione dell’equilibrio è vera solo fra fasi omogenee. L’affermazione è:

a. Vera b. Falsa

25. Scrivere l’equazione dell’equilibrio per la reazione CaCO3 (s)↔ CO2 (g)+ CaO(s).


Soluzioni Test 11 1. la quantità di sostanza consumata o prodotta nell’unità di tempo; 2. g; 3. aumenta la velocità di una reazione verso i prodotti 4. diminuisce o annulla la velocità di una reazione verso i prodotti 5. a, c, e; 6. b, e, f, g; 7. comparabili; 8. reagenti; 9. b; 10. c; 11. della reazione inversa e diretta sono uguali 12. a; 13. d; 14. [NH3]2/ [N2] + [H2]3; 15. αA + βB ↔ γC2 + δD; 16. Se un sistema all’equilibrio viene perturbato, esso reagisce in modo da opporsi alla pertubazione; 17. a; 18. b; 19. c; 20. a; 21. b; 22. La velocità è estremamente bassa; 23. 3.2 g; 24. a; 25. K=[CO2]

TEST 12 – Acidi, basi e calcolo pH 71

TEST 12 – Acidi, basi e calcolo pH

1. Il simbolo H+ indica lo .............. idrogeno, ma è anche l’indicazione della particella atomica ..............................(completare la frase).

2. Secondo la teoria di Bronsted-Lowry si definisce base quella sostanza che è capace di

....................................... e acido quella sostanza capace di ................................... (completare la frase)

3. Secondo la teoria di Lewis si definisce base quella sostanza che è capace di

....................................... e acido quella sostanza capace di ................................... (completare la frase)

4. Una sostanza si definisce acido la sostanza che:

a. Cede OH–2 b. Cede OH– c. Acquista protoni d. Acquista H+ e. Cede protoni f. Cede H+ g. Cede elettroni

5. Una sostanza si definisce base la sostanza che: a. Cede OH–2 b. Cede OH– c. Acquista protoni d. Acquista H+ e. Cede protoni f. Cede H+ g. Cede elettroni

6. Si definisce base coniugata quella sostanza che deriva da un acido che ha:

a. Ceduto OH–2 b. Ceduto OH– c. Acquistato protoni d. Acquistato H+ e. Ceduto protoni f. Ceduto H+ g. Ceduto elettroni

7. È possibile definire “ acido” una sostanza senza confrontarla con un’altra sostanza.

L’affermazione è: a. Vera b. Falsa

8. Quali delle seguenti reazioni riporta le corrette coppie coniugate?:

a. NH3 + H2O ↔ OH– + NH4+

b. HCl + Cl– ↔ H2O + H3O + c. HI + H3O +↔ H2O + I– d. HSO4

– + H2O ↔ H3O + + SO4–2


9. L’acqua, in funzione della sostanza che contiene, può comportarsi sia da acido che da

base. L’affermazione è: a. Vera b. Falsa

10. Scrivere il prodotto ionico dell’acqua ed indicarne il valore che esso assume alla

temperatura di 25 °C 11. Per indicare il protone è più corretto scrivere............................. perché il

protone......................................(completare la frase)

12. Scrivere la reazione di dissociazione dell’acido solforico e la seconda costante di dissociazione acida.

13. Scrivere la reazione di dissociazione dell’ammoniaca e la costante di dissociazione

basica.

14. Un acido o una base si definiscono forti quando hanno una costante di dissociazione ....................................(completa la frase)

15. Dalle seguenti costanti dell’acido o della base ricavare la costante della rispettiva base

o dell’acido coniugato: a. Ammoniaca: Kb = 1.76·10–5 b. Acido nitroso: Ka= 4.5·10–4 c. Acido acetico: Ka= 1.76·10–5

16. Il simbolo pH è riferito ad un parametro che permette di determinare se una soluzione è

....................................(completa la frase) 17. Quali delle seguenti espressioni indica correttamente la relazione per il calcolo del pH?:

a. pH=–Log10 [OH–] b. pH=–Log10 [H+] c. pH=–Log10 1/[H+] d. pH=–Log10 Ka

18. Metti in relazione i termini indicati con il rispettivo valore del pH (cerchiare il valore corretto)

Acido PH>7 pH<7 pH=7 Basico PH>7 pH<7 pH=7 Neutro PH>7 pH<7 pH=7

19. L’acqua ha un:

a. pH acido b. pH neutro c. pH uguale a 7 d. pH basico e. pH minore di 7 f. pH maggiore di 7 g. nessun valore di pH


20. La reazione 2H2O ↔ H3O+ + OH– – Q rappresenta la scissione dell’acqua.Se la

temperatura a cui si trova l’acqua è 60 °C il suo pH risulterà: a. Più alto di 7 b. Non varia c. Uguale a 7 d. Più basso di 7

21. Si definisce soluzione tampone, quella soluzione che:

a. Permette di tamponare delle perdite di carburante da un serbatoio b. Mantiene costante il suo pH al variare della temperatura c. Neutralizza piccole aggiunte di acidi o basi mantenendo costante il suo pH d. Neutralizza l’aggiunta di acidi o basi mantenendo costante il suo pH

22. Si definisce indicatore quella sostanza che immessa in una soluzione ne evidenzia: a. Il colore b. Il viraggio c. Il pH d. Il pH entro certi limiti legati al suo viraggio

23. Quali delle seguenti coppie di sostanze si comporta da tampone?:

a. NH4Cl + HCl b. NH4Cl + NH4OH c. NaCl +NaOH d. Na2CO3 + NaHCO3 e. CH3COOH + CH3COONa

24. Associa alle seguenti soluzioni tampone il corretto campo di pH in cui operano (cerchiare il valore corretto):

a. NH4Cl + HCl Acido Basico Neutro Nessuno b. NH4Cl + NH4OH Acido Basico Neutro Nessuno c. NaCl +NaOH Acido Basico Neutro Nessuno d. Na2CO3 + NaHCO3 Acido Basico Neutro Nessuno e. CH3COOH + CH3COONa Acido Basico Neutro Nessuno

25. Si definisce idrolisi il fenomeno per cui sciogliendo in acqua un sale composto da

ione................................ si ne altera il pH (completare la frase scegliendo dal seguente elenco):

a. forte-debole b. debole-debole c. forte-forte d. debole-forte e. neutro-neutro


26. Per quali dei seguenti composti si verifica il fenomeno dell’idrolisi

a. CH3COOH b. CH3COONa c. NH4Cl d. HCl e. NH4OH f. NaCl g. NaOH h. Na2CO3

27. Se in acqua è presente cloruro d’ammonio l’acqua risulterà: a. neutra b. alcalina c. acida d. basica

28. Nel calcolo del pH l’unità di misura della concentrazione degli [H3O+] è ....................... (completa la frase)

29. Si definisce pOH il complemento a ....................... del pH (completarela frase)

30. Sono date 0.5 moli di HNO3 in mezzo litro di acqua. Determinare il pH e il pOH della

soluzione.

31. Un acido debole o una base debole richiedono una differente relazione per il calcolo del pH. Quale delle seguenti espressioni è utilizzabile (Ka= costante acida, Ca=concentrazione dell’acido)?

a. pH= CaLogKaLog 1010 −

b. pH= CaLogKaLog 1010 21

21

−

c. pH= CaLogKaLog 1010 21

21

+

e. pH=–Log10 [H+] 32. Si determini il pH della soluzione acquosa contenente 0.05 moli di acido acetico

(Ka=1.8 10-5) in 0.5 litri.

33. 0.02 moli di ammoniaca sono disciolte in 0.2 litri di acqua. Sapendo che la sua Kb=1.8*10-5 calcolare il pH della soluzione.

34. Si definisce prodotto di solubilità la costante di equilibrio espressa con le

concentrazioni delle specie ioniche di una sostanza poco solubile. Questa affermazione è:

a. Vera b. Falsa

35. Scrivere il prodotto di solubilità del solfato di argento.


Soluzioni Test 12 1. ione, protone; 2. accettare protoni (ioni idrogeno), cedere protoni; 3. donare una o più coppie di elettroni, accettare una o più coppie di elettroni; 4. e, f; 5. c, d; 6. e, f; 7. b; 8. a, b; 9. a; 10. Kw= [H+] · [H3O +], Kw=1.0·10–14 a 25 °C 11. H3O +, non esiste libero in soluzione; 12. 1° dissociazione: H2SO4 + H2O ↔ HSO4

– + H3O +, 2° dissociazione: HSO4– + H2O ↔ SO4

–2 + H3O +, Ka(2°)=[SO4–2 ]·

[H3O +]/ [HSO4– ]· [H2O];

13. NH3 + H2O ↔ OH– + NH4+

14. elevata; 15. si ricavano applicando Kw= Ka·Kb, dove Kw=10–14 a 25°C; 16. acida, basica o neutra; 17. b; 18. acido:pH<7, basico: pH>7, neutro=7; 19. b, c 20. d; 21. c; 22. d; 23. b, c, d; 24. a - c =nessuno (non sono tamponi), b - d=basico, e=acido; 25. a, b, d; 26. b, c, h; 27. c; 28. moli/litri 29. 14 30. pH=0, pH=14 31. a, b; 32. pH=2.7; 33. pH=10.6 34. a; 35. Kps= [Ag+]2·[SO4

–2]

TEST 13 – L’elettrochimica 76

TEST 13 – L’elettrochimica

1. La tabella dei potenziali standard di riduzione indica la naturale tendenza di un elemento .....................................(completa la frase)

2. Non potendo conoscere il potenziale assoluto di un elemento è stato assunto nullo il

potenziale dell’elettrodo relativo: a. Al rame b. All’ossigeno c. All’idrogeno d. Allo zinco

3. In una soluzione di solfato di rame si immergono due lamine, una di rame e l’altra di

zinco. Utilizzando la tabella dei potenziali standard dire se: a. La lamina di rame si consuma b. La lamina di rame aumenta di peso c. La lamina di zinco aumenta di peso d. La lamina di zinco si consuma

4. Con riferimento alla tabella dei potenziali standard di riduzione dire se gli elementi

posizionati in alto in tale tabella (elementi con potenziale negativo) sono: a. Elementi che si ossidano e quindi sono ossidanti per gli elementi sottostanti b. Elementi che si ossidano e quindi sono riducenti per gli elementi sottostanti c. Elementi che si riducono e quindi sono ossidanti per gli elementi sottostanti d. Elementi che si riducono e quindi sono riducenti per gli elementi sottostanti

5. Le reazioni di ossido-riduzione possono essere utilizzate per generare corrente.

L’affermazione è: a. Vera b. Falsa

6. Quali delle seguenti reazioni può essere utilizzata per generare corrente?: a. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 b. CuSO4 + Zn → Cu + ZnSO4 c. CuSO4 + Zn ↔ Cu + ZnSO4 d. Li2O + MnO2 → Li2MnO3 e. Fe+2 + Cu → Cu+2 + Fe

7. L’apparecchiatura dove l’energia chimica si trasforma in energia elettrica si

chiama...............................(completa la frase) 8. Quando le condizioni dell’elettrodo non sono standard il suo potenziale si ricava da

quello standard utilizzando l’equazione del............................(completare la frase)

9. La seguente equazione permette di calcolare il potenziale di un elettrodo in condizioni non standard, completarla con i termini mancanti e descriverne il loro significato.

[ ].............

059.0100

OxLogEE +=


10. La forza elettromotrice di una pila si calcola attraverso: a. Una misura sperimentale b. Tabella dei potenziali standard c. Tabella dei potenziali standard eventualmente corretti per le condizioni non

standard d. Il numero di ossidazione e. Non esiste metodo di calcolo

11. Completare il seguente elenco di elementi di una pila:

a. Due ambienti separati che contengono le soluzioni (in laboratorio due becker)

b. Il ponte salino per collegare elettricamente le soluzioni c. Il circuito esterno che chiude il circuito elettrico d. .............................. e. ................................

12. All’anodo di una pila si verificano le reazioni di:

a. Ossidazione b. Riduzione c. Neutralizzazione d. Ionizzazione

13. Al catodo di una pila si verificano le reazioni di: a. Ossidazione b. Riduzione c. Neutralizzazione d. Ionizzazione

14. Quali delle seguenti semireazioni si verificano al catodo di una pila: a. Sn → Sn+2 + 2e b. Cu+2 + 2e → Cu c. Ag+ + e → Ag d. Zn → Zn+2 + 2e

15. Il catodo di una pila ha segno:

a. Negativo b. Positivo c. Neutro d. Negativo/positivo in relazione al verso della corrente

16. Scrivere l’equazione che lega la variazione dell’energia libera con la forza

elettromotrice di una pila. 17. Avvalendosi della tabella dei potenziali calcolare la forza elettromotrice standard

della pila Zn/Zn+2 //Cu+2 /Cu


18. Nella pila Daniell l’anodo è costituito da

a. Barretta di rame b. Barretta di zinco c. Barretta di vetro d. Barretta di vetro ricoperta di rame e. Barretta di vetro ricoperta di zinco

19. Una sostanza poco dissociata se sottoposta ad una differenza di potenziale:

a. non conduce corrente b. conduce poca corrente c. conduce molta corrente d. si incendia

20. L’apparecchiatura dove l’energia elettrica si trasforma in energia chimica si chiama...............................(completa la frase)

21. Il catodo di una cella elettrolitica ha segno:

a. Negativo b. Positivo c. Neutro d. Negativo/positivo in relazione al verso della corrente

22. Al catodo di una cella elettrolitica si verificano le reazioni di: a. Ossidazione b. Riduzione c. Neutralizzazione d. Ionizzazione

23. Attraverso una elettrolisi si può depositare del rame su un oggetto metallico o non metallico (reso opportunamente conduttore) collegandolo .........................(completa la frase).


Soluzioni Test 13 1. a ossidarsi o ridursi; 2. c; 3. d; 4. b; 5. a; 6. b, e; 7. pila; 8. Nernst;

9. [ ][ ]....Re.........

059.0100 d

OxLogn

EE += ; E, E0=potenziale elettrodo non standard e standard; Ox e Red forma

ossidata e ridotta dell’elemento; n= numero di elettroni che l’elemento mette in gioco passando dalla forma ossidata alla ridotta

10. a, c; 11. anodo e catodo; 12. a; 13. b; 14. b, c; 15. b; 16. ∆G=–n·F·E 17. E°=+1.10 V 18. a, e; 19. b; 20. cella elettrolitica 21. a; 22. b; 23. al catodo;

Test 14 – I composti del carbonio 80

TEST 14 – I composti del carbonio

1. I composti del carbonio sono anche denominati composti ............... (completa la frase)

2. I composti del carbonio comprendono nella loro molecola essenzialmente atomi

di...........................................(completa la frase)

3. Nei composti saturi il carbonio ha una ibridazione: a. sp3 b. sp2 c. sp d. s1p3

4. La struttura tetraedrica si ha nell’ibridazione: a. sp3 b. sp2 c. sp d. s1p3

5. Tra i seguenti composti del carbonio riconosci l’alchene:

a. 2metil butino b. Pentanolo c. 2cloro1butene d. Propano

6. Tra i seguenti composti organici riconosci l’alcano: a. 2metil butino b. Pentanolo c. 2cloro1butene d. Propano

7. Quale delle seguenti reazioni è possibile realizzare con in idrocarburo della serie

degli alcani: a. Combustione b. Addizione c. Idratazione d. Fissione

8. Assegna alle seguenti formule generali delle serie idrocarburiche il nome corretto (cerchia il nome corretto):

a. CnH2n+2 alcani alcheni alchini cicloalcani nessuna b. CnH2n–2 alcani alcheni alchini cicloalcani nessuna c. CnH2n alcani alcheni alchini cicloalcani nessuna d. CnHn alcani alcheni alchini cicloalcani nessuna


9. Assegna ai seguenti gruppi funzionali il nome corretto (cerchia il nome corretto):

a. –OH aldeidi chetoni alcoli acidi ammine b. –COOH aldeidi chetoni alcoli acidi ammine c. –CHO aldeidi chetoni alcoli acidi ammine d. =CO aldeidi chetoni alcoli acidi ammine e. –NH2 aldeidi chetoni alcoli acidi ammine

10. CH·

3 è chiamato..........................(completa la frase) 11. Convertire, se necessario, i nomi in formule e completare le seguenti reazioni di

idrogenazione: a. Propilene + H2 → b. Benzene + 3H2 → c. Propano + H2 → d. CH3CHO + H2 →

12. Definire un isomero di struttura (massimo 2 righe) 13. Convertire, se necessario, i nomi in formule e completare le seguenti reazioni di

ossidazione: a. Aldeide acetica + O2 → b. Metano + O2 → c. Alcol etilico + O2 →

14. Facendo reagire un alchene con l’acido cloridrico si ottiene:

a. Un alogenuro alchilico b. Un alogenuro alchenilico c. Un alcano d. Un cloruro

15. Quale è la caratteristica più importante degli aromatici?: a. Sono maleodoranti b. Resistono all’ossidazione c. Hanno tripli legami d. Sono solubili in acqua

16. Le ammine sono composti che contengono:

a. Azoto b. Alogeni c. Menta d. Mina

17. Quali delle seguenti caratteristiche non appartiene ai composti del carbonio

denominati carboidrati: a. Oltre al carbonio contengono idrogeno e ossigeno b. Inglobano la molecola dell’acqua c. Hanno come formula generale Cn(H2O)n d. Il rapporto delle molecole H/O è 2


18. I carboidrati sono anche detti:

a. Lipidi b. Proteine c. Glucidi d. Zuccheri e. Saccaridi f. Amminoacidi

19. Un estere si ottiene facendo reagire:

a. Due alcoli b. Un alcol e un’aldeide c. Un acido carbossilico e un alcol d. Un acido carbossilico e un chetone

20. Un etere si ottiene facendo reagire: a. Due alcoli b. Un alcol e un’aldeide c. Un acido carbossilico e un alcol d. Un acido carbossilico e un chetone

Soluzioni Test 14 1. organici; 2. carbonio e idrogeno; 3. a; 4. a; 5. c; 6. d; 7. a; 8. a=alcani, b= alchini, c=alcheni e cicloalcani, d =nessuna; 9. a=alcoli, b=acidi, c=aldeidi, d=chetoni, e=ammine 10. radicale metilico 11. a: CH2=CH– CH3+ H2 , b: C6H6 + 3H2 → C6H6 , c: non è possibile, d: CH3CHO + H2 → CH3CH2OH ; 12. composti che hanno la stessa formula molecolare ma differente struttura ; 13. a: 2CH3CHO + O2 → 2CH3COOH , b: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O, c: 2CH3CH2OH + O2 → 2CH3CHO + 2H2O ; 14. a; 15. b; 16. a; 17. b; 18. c, d, e; 19. c; 20. a;

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