ACIDI E BASI 1) 20.0 mL di una base debole BOH 0.5 M (Kb=3.0 x

ACIDI E BASI 1) 20.0 mL di una base debole BOH 0.5 M (Kb=3.0 x 10‐5) sono stati titolati con HCl 1.2 M. Calcolare: a) il pH iniziale b) dopo l’aggiunta di 4.0 mL della soluzione di HCl. c) all’equivalenza stechiometrica. Risposta: a) pH = 11.59; b) pH = 9.52; c) pH = 4.96 2) Per titolare 25.0 mL di una soluzione di acido acetico, CH3COOH, sono occorsi 23.74 mL di idrossido di sodio, NaOH 0.100 M. Sapendo che la Ka di CH3COOH vale 1.8 x 10‐5, calcolare: a) la molarità della soluzione di CH3COOH; b) il pH al punto di equivalenza c) dire inoltre che caratteristiche deve avere un indicatore adatto per la titolazione della soluzione di partenza. Risposta: a) [CH3COOH] = 0.095 moli/litro; b) pH = 8.72; c) Indicatore con pKind = 8.72 ± 1 3) Una soluzione tampone di volume 100 mL è costituita da Na2HPO4 0.150 M e da KH2PO4 0.100 M. Sapendo che Ka (H2PO4‐/HPO42‐) = 6.23 x 10‐8 e Ka (HPO42‐/PO43‐) =4.8 x 10‐13 calcolare: a) pH iniziale b) variazione di pH conseguente all’aggiunta di 80 mL di NaOH 0.0100 M alla soluzione iniziale. Risposta: a) pH= 7.44; b) ΔpH = 0.06 4) Per titolare 25.0 mL di una soluzione di acido formico HCOOH, sono occorsi 23.0 mL di idrossido di sodio, NaOH 0.100 M. Sapendo che la Ka di HCOOH vale 1.77 x 10‐4, calcolare: a) la molarità della soluzione di HCOOH b) il pH al punto di equivalenza c) il pH a metà della titolazione Risposta: a) [HCOOH] = 9.20x10‐2 moli/litro; b) pH = 8.22; c) pH = 3.75 5) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 15.0 g di NH4Cl in 700 mL di una soluzione di NH4OH 0.1 M, supponendo che il volume rimanga costante. Kb NH3 = 1.8 x 10‐5; PA Cl= 35.4 g/mole Risposta: pH = 8.65 6) Supponiamo di disciogliere in acqua 4.25 g di un acido debole monoprotico sconosciuto, HA. Titolando la soluzione con NaOH 0.350 M sono occorsi 52.0 mL per raggiungere il punto di equivalenza. Dopo aggiunta di 26.0 mL della soluzione il pH risultava 3.82. a) Qual è il peso molecolare dell’acido? b) Qual è la pKa dell’acido? Risposta: a) PM HA = 233.52 g/mole; b) pKa = 3.82 7) Trovare quanti grammi di acetato di sodio si devono aggiungere a 1.5 litri di una soluzione di acido acetico 0.2 M per ottenere un pH di 5.55. (Ka CH3COOH =1.8 x 10‐5) Risposta: a) g = 141.56 8) A 100.0 ml di una soluzione 0.125 M di CH3COOH (Ka = 1.8 x 10‐5) e 0.445 M di CH3COONa si aggiungono 0.500 g di NaOH. Considerando trascurabile la variazione di volume, calcolare la variazione del pH. (PA Na = 23.0 g/mole) Risposta: ΔpH = 3.9 9) Dire se il pH delle seguenti soluzioni acquose 0.1 M sarà maggiore, minore o uguale a 7 e perché: a) NaClO4 [risposta : pH = 7] b) NaCl [risposta : pH = 7] c) NaCN [risposta : pH > 7, sale acido debole/base forte] d) CH3COONa [risposta : pH > 7, sale acido debole/base forte] 10) Calcolare il pH delle soluzioni ottenute aggiungendo 25.0 ml di una soluzione 0.05 M di HCl in ognuna delle seguenti soluzioni: a) 25.0 ml di NH3 0.05 M (Kb = 1.8 x 10‐5) b) 50.0 ml di NaOH 0.03 M Risposta: a) pH = 5.43; b) pH = 11.52 11) Se quantità sufficienti dei seguenti composti sono sciolte in H2O per dare, per ciascuna,soluzioni 1.00 M, quale avrà il pH più elevato? a) HCl b) NaCl c) CH3COONa Ka(CH3COOH) = 1.8x10‐5 d) NaF Ka(HF) = 7.2x10‐4 e) NH4Cl Kb(NH4Cl) = 1.8x10‐5 Risposta: a) pH = 0; b) pH = 7; c) pH = 9.37; d) pH = 8.57; e) pH = 4.63; 12) 15.8 g di un acetato di formula M(CH3COO)2 vengono sciolti in 500 mL di CH3COOH al 1.20 % in peso (densità 1.0 g/mL). Sapendo che la costante di dissociazione dell’acido acetico è 1.8x10‐5 e che il pH finale della soluzione è 5.05, individuare il catione M. Risposta: M = Ca2+ 13) A 50 mL di una soluzione al 4.8% in peso di ammoniaca (Kb = 1.8x10‐5) in acqua (densità = 0.98 g/mL), viene aggiunto cloruro di ammonio fino ad ottenere un pH = 9.23. Calcolare i grammi di cloruro di ammonio aggiunti considerando invariato il volume della soluzione. Risposta: g NH4Cl = 7.74 14) Un tampone NH4+/NH3 (Kb = 1.8 x 10‐5) viene utilizzato per mantenere costante il pH, che deve essere mantenuto nell’intervallo di 0.3 unità, di una soluzione durante la reazione quantitativa: CH3COOCH3(aq) + 2H2O(l) Æ CH3COO‐(aq) + H3O+(aq) + CH3OH(aq) In questa soluzione all’inizio sono presenti le seguenti specie: [CH3COOCH3] = 0.020M; [NH4+] = 0.100M; [NH3] = 0.058M Calcolare a) il pH iniziale; b) il pH finale e c) decidere se la scelta del tampone è corretta. Risposta: a) pH = 9.02; b) pH = 8.76; c) ΔpH = 0.23 ֜ tampone corretto 15) Calcolare i mL di HCl 0.10 M che devono essere aggiunti a 374 mL di una soluzione di una base debole BOH 0.10 M (Kb = 2.7 x 10‐7) per preparare una soluzione tampone a pH = 7.0. Risposta: 271mL 16) A 100 ml di una soluzione di una base forte BOH avente pH = 11 vengono aggiunti 2.00 ml di una soluzione di un acido debole monoprotico HA (Ka = 5.00 x 10‐6) avente pH=3.Calcolare a) il pH della soluzione ottenuta dopo il mescolamento; b) quanti ml di BOH bisogna ancora aggiungere alla soluzione per raggiungere il punto equivalente. Risposta: a) pH=4.82; b) 300mL 17) A 500 mL KOH 0.1 M si aggiungono 100 mL di una soluzione di HCl 0.2 M e 60 mL di una soluzione di HF 0.5 M. Calcolare il pH della soluzione risultante, sapendo che la Ka dell’HF è 2x10‐4. Risposta: pH = 8.2 18) Calcolare la variazione di pH che si verifica aggiungendo 1,00 mL di acido cloridrico 1M a: - 99 mL di acqua pura; - 99 mL di soluzione contenente nitrato di ammonio ed ammoniaca entrambi in concentrazione 0,1 M. Commentare la differenza osservata nei due casi. Risposta: a) ΔpH=2; b) ΔpH=0.09 19) Calcolare il volume di una soluzione di HCl 1.3 M che occorre aggiungere a 550 ml di una soluzione di KF 1.6 M per ottenere una soluzione con pH = 3.75. [Ka(HF) = 7.5 10‐4]. Risposta: 129mL 20) Una soluzione tampone è stata preparata aggiungendo 4.95g di CH3COONa a 250mL di CH3COOH 0.150M. a) Qual è il pH della soluzione tampone? b) Qual è il pH dopo l’aggiunta di 82mg di NaOH a 100mL di soluzione tampone? Ka=1.8x10‐5 Risposta: a) pH = 4.95; b) pH= 5.05 21) A 320 ml di una soluzione di un acido debole monoprotico HA 0,05 M vengono aggiunti 22,2 ml di una soluzione di NaOH al 2,8% in peso e di densità 1,03 g mL‐1. Calcolare il pH della soluzione finale sapendo che per l’acido debole Ka = 6 ×10‐6. Risposta: pH = 8.95 REDOX 2010 1) Bilanciare in ambiente basico con il metodo delle semireazioni la seguente ossidoriduzione: MnO4‐ + SO32‐ Æ MnO2 + SO42‐ . Sapendo che si è partiti da 5.63g di permanganato di potassio e da 7.31g di solfito di sodio calcolare il pH della soluzione finale sapendo che la resa di reazione è dell’88%. Risposta: 2MnO4‐ + 3SO32‐ + H2OÆ 2MnO2 + 3SO42‐ + 2OH‐ pH = 12.5 2) Una soluzione acquosa di tiosolfato di sodio Na2S2O3 reagisce con lo iodio (I2) dando ioduro di sodio e Na2S4O6. Dopo aver bilanciato la reazione di ossidoriduzione con il metodo delle semireazioni, calcolare i grammi di ioduro di sodio che si formano da 20,0 g di iodio e 20,0 g di tiosolfato sapendo che la resa di reazione è del 95%. Risposta: 2Na2S2O3 + I2 Æ Na2S4O6 + 2NaI gr NaI = 17.99gr 3) Bilanciare in ambiente basico la seguente reazione di ossidoriduzione: CrO42‐ + SnO22‐→ CrO2‐ + SnO32‐. Facendo reagire 300 mL di una soluzione 0.200 M di Na2CrO4 con 500 mL di una soluzione 0.150 M di Na2SnO2, qual è la concentrazione dello ione CrO2‐ nella soluzione finale? Risposta: 2CrO42‐ + 3SnO22‐ + H2O → 2CrO2‐ + 3SnO32‐ + 2OH‐ [CrO2‐]=0.0625M 4) Completare e bilanciare in ambiente acido la seguente reazione di ossidoriduzione: Cr2O72‐ + I‐ → Cr3+ + I2. Calcolare dopo il mescolamento di 100 ml di K2Cr2O7 0.12 M con 100 ml di KI 0.20 M e 300 ml di H2SO4 0.50 M a) le molarità di H+ e di Cr2O72‐ rimaste a fine reazione; b) la molarità di I2 sapendo che la resa della reazione è 70%. Risposta: Cr2O72‐ + 6I‐ + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O a) [H+]=0.506M; [Cr2O72‐]=1.73x10‐2M b)[I2]=1.4x10‐2M. 5) Una soluzione acquosa di idrossido di sodio reagisce con cloro gassoso dando cloruro di sodio e ipoclorito di sodio. Dopo aver bilanciato la reazione di ossidoriduzione con il metodo delle semireazioni, calcolare i grammi di ipoclorito di sodio che si formano da 50.0 g di cloro e un eccesso di soda considerando che la resa di reazione è del 75%. Risposta: Cl2 + 2OH‐ Æ Cl‐ + ClO‐ + H2O gr NaClO = 39.40gr PRODOTTO SOLUBILITA’ 1) Calcolare la concentrazione degli ioni argento in una soluzione di [Ag(NH3)2]+ preparata per aggiunta di 0.05 moli di nitrato di argento ad 1 L di una soluzione 0.2M di ammoniaca. Per la reazione Ag+ + 2 NH3 ⇔ [Ag(NH3)2]+ Kf = 1 x 10 8. Risposta: [Ag+] = 5x10‐8M 2) Si aggiunge lentamente AgNO3(aq) ad una soluzione 0.25M in NaCl e anche in 0.0022M in KBr a) quale anione precipita per primo; b) quanta è la concentrazione di Ag+ quando inizia a precipitare il secondo anione; c) questa precipitazione frazionata separa effettivamente i due anioni? Kps[AgBr]= 5x10‐13; Kps[AgCl]=1.8x10‐10 Risposta: AgBr; b) [Ag+] = 7.2x10‐10; c) No a)
3) Calcolare la concentrazione di ioni H+ necessaria per impedire la precipitazione di CdS da una soluzione di ioni Cd2+, in concentrazione 0.2M, quando venga saturata con acido solfidrico (Kps(CdS) = 1.2x10‐27, |H2S| = 0.1M, Ka = 1.0x10‐21). Risposta: [H3O+] = 129M 4) Calcolare la concentrazione di ioni H+ necessaria per impedire la precipitazione di FeS da una soluzione di ioni Fe2+, in concentrazione 0.2M, quando venga saturata con acido solfidrico (Kps(FeS) = 7.9x10‐19, |H2S| = 0.1M, Ka = 1.0x10‐21). Risposta: [H3O+] = 5x10‐3M 5) Si miscelano 50mL di una soluzione di MnCl2 0.2M con 50mL di una soluzione di NH3 0.2M. a) Dopo aver dimostrato che si forma un precipitato, b) calcolare la minima quantità di NH4Cl che si deve aggiungere perché il precipitato formatosi si ridisciolga completamente. [Kps Mn(OH)2 =4∙10‐12; Kb NH3 = 1,8∙10‐5] Risposta: a) Q = 1.8x10‐7 > Kps; b) gr NH4Cl = 1.53gr 6)Quante moli di ammoniaca devono essere aggiunte ad 1L di soluzione 0.75M di AgNO3 per ridurre la concentrazione degli ioni Ag+ presenti in soluzione a 5.0x10‐8M? Kinst([Ag(NH3)2]+)= 1.0x10‐8] Risposta: mol NH3 = 0.39mol 7) Quando gli ossidi di ferro FeO e Fe2O3 sono esposti all’umidità si idratano formando Fe(OH)2 e Fe(OH)3 rispettivamente. Sapendo che Kps(Fe(OH)2) = 7.9 x 10‐15 e Kps(Fe(OH)3) = 6.3 x 10‐38 quale dei due idrossidi presenta maggiore solubilità in acqua? Risposta: S (1.25x10‐5) Fe2+> S (2.89x10‐10) Fe3+ 8)Una soluzione di nitrato di Pb(II) 0.001M, viene mescolata con un eccesso di PbI2 e portata all’equilibrio a saturazione. La concentrazione di ioduro trovata è 2.5 x 10‐3 moli L‐1. Calcolare il prodotto di solubilità dello ioduro di Pb. Risposta: Kps (PbI2) = 1.4x10‐8 9) Una soluzione acquosa contenente 0.1 moli/l di Mn++ è saturata con H2S ([H2S] = 0.1). Se la soluzione è tamponata a pH = 4, calcolare la concentrazione [Mn++] rimasto in soluzione. Kps (MnS) = 6.0 x 10‐16 Ka(H2S) = 1.3 x 10‐20 Risposta: [Mn++] = 4.6x10‐3M 10) Sapendo che il prodotto di solubilità dell’idrossido di ferro(II) vale 4.9x10‐17, calcolare a quale pH inizia la precipitazione dell’idrossido da una soluzione che contiene 1.5 gL‐1 di FeSO4. Risposta: pH = 6.85 11) Il pH di una soluzione satura di idrossido di calcio è 12.40. Calcolare il prodotto di solubilità dell’idrossido di calcio. Risposta: Kps = 7.81x10‐6 12) La pressione osmotica di una soluzione satura di fluoruro di bario (T = 25 °C) è 0.55 atm. Calcolarne il prodotto di solubilità. Risposta: Kps (BaF2) = 1.68x10‐6 13) Per il sale poco solubile CaF2 il prodotto di solubilità è Kps = 1.7x10‐10. Calcolare la molarità degli ioni fluoruro: a) in acqua pura; b) in una soluzione acquosa di Ca(NO3)2 0.10 M. Risposta: a) [F‐] = 7.0x10‐4; b) [F‐] = 4.1x10‐5 14) L’idrossido di magnesio Mg(OH)2 precipiterà da una soluzione 0.10M di Mg(NO3)2 e 0.10M di ammoniaca acquosa? Kps(Mg(OH)2)=1.5x10‐11; Kb(NH3)=1.8x10‐5. Risposta: Qps = 1.8x10‐7> Kps quindi precipita. 15) A 25,0 mL di una soluzione 0.300M di BaCl2 vengono addizionati 30.0 mL di Na2CrO4 0.200M. Sapendo che BaCrO4 è un sale poco solubile con Kps = 2.4 x 10‐10, calcolare quanti grammi di BaCrO4 precipitano e le concentrazioni residue di Ba2+ e CrO42‐ che rimangono nella soluzione. Risposta: gr BaCrO4 = 1.52gr; [Ba2+] = 0.027M; [CrO42‐] = 8.9x10‐9M 16) Dire se l’idrossido di alluminio Al(OH)3 precipiterà da una soluzione 0,10M di Al2(SO4)3 e 0,10M di ammoniaca acquosa. Kps(Al(OH)3)=3,2x10‐34; Kb(NH3)=1,8x10‐5. Risposta: Qps = 4.81x10‐10>Kps quindi precipita. MISCELE GASSOSE 1) Il contenuto di H2O2 nell’acqua ossigenata viene determinato per titolazione con KMnO4 che, in presenza di H2SO4, ossida H2O2 a O2 e si riduce a MnSO4. Calcolare la quantità in grammi di H2O2 in un campione di acqua ossigenata che sviluppa, con eccesso di KMnO4, un volume di 0.40 litri di O2 misurato a 27°C e 725 Torr. Risposta: gr H2O2 = 0.52gr 2) Si sono mescolati 15 mL di ammoniaca a 1x102 torr e 30°C con 25mL di HCl gassoso a 1.5x102 torr e 25°C, e si è svolta la seguente reazione: NH3(g) +HCl(g) Æ NH4Cl(s) a) calcolare la massa di NH4Cl formatasi; b) identificare il gas in eccesso e determinare la pressione del gas eccedente a 27°C dopo il completamento della reazione nel volume complessivo. Risposta: a) gr NH4Cl = 4.25x10‐3gr b) p HCl = 7.49x10‐2 atm 3) Un gas ha la seguente composizione in volume: SO2 40%, N2 20%, O2 30%, H2O 10%. Calcolare la composizione in peso. Risposta: %SO2 = 60.1%; %O2 = 22.53%; %N2 = 13.15%; %H2O = 4.22% 4) 2.98 grammi di NH4NO3 si decompongono per riscaldamento a 250 °C in un recipiente da 10 litri per dare N2(g), O2(g) e H2O(g). Scrivere la reazione bilanciata e calcolare la pressione risultante all’interno del recipiente. Risposta: 2NH4NO3 Æ 2N2 + O2 + 4H2O; Ptot = 0.80atm 5) Una miscela di CO2 e di 0.3 g di CO occupa un volume di 2 L alla pressione totale di 750 torr e a 22°C. Calcolare la composizione della miscela a) in peso e b) in volume e c) la sua densità. Risposta: a) %pesoCO = 8.88%; %pesoCO2 = 91.12%; b) %VCO = 13.5%; %VCO2 = 86.5% c) d = 1.69g/L 6) 2.000 g di ossalato di calcio impuro CaC2O4 vengono fatti reagire con un eccesso di permanganato di potassio in presenza di acido solforico a dare solfato di potassio, solfato di manganese(II), anidride carbonica ed acqua. Scrivere le semireazioni bilanciate e la reazione globale. Si sviluppano 0.750 dm3 di anidride carbonica misurati a 25 °C e 732 torr. Calcolare la percentuale di ossalato di calcio contenuta nell’ossalato impuro. Ca = 40.1 Risposta: 5CaC2O4 + 2KmnO4 + 8H2SO4 Æ 10CO2 + 2MnSO4 + 8H2O + 5CaSO4 + K2SO4; %purezza CaC2O4 = 96% 7) Si vuole preparare una miscela gassosa avente la seguente composizione in volume: N2 = 10.0%, O2 = 50.0%, CO2 = 40.0 %. Disponendo di gas puri in bombole a 15°C e 2.5 atm, calcolare quanti litri di ciascun gas si devono prelevare per ottenere 20.0 litri di miscela a 70°C e 1.5 atm. Risposta: VolN2 = 1.007L; VolO2 = 5.035L; VolCO2 = 4.028L 8) Una miscela costituita da 1.183 g di propano e 6.372 g di ossigeno gassosi contenuta in un recipiente con un volume di 20 L viene fatta reagire. Calcolare la pressione finale nel recipiente sapendo che la reazione che avviene è: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) e che la temperatura finale è 130 °C Risposta: Ptot = 0.418 atm 9) Una miscela contenente 3 moli di Cl2 e 2 moli di CO è stata introdotta in un pallone da 5L a 600°C. all’equilibrio il 3.3% di Cl2 è stato consumato. CO(g) + Cl2(g) Calcolare la pressione nel recipiente ad equilibrio raggiunto. Risposta: Ptot = 70 atm COCl2(g) 10) Alla temperatura di 650 K si stabilisce il seguente equilibrio: 2 Cl2O(g) 2Cl2(g) + O2(g). Cl2O è dissociato per il 65.2% alla pressione totale di 1.33 atm. Calcolare Kp e la Kc della reazione alla temperatura data. Risposta: Kp = 1.14; Kc = 2.14x10‐2 11) Una miscela di 200 mL di C2H6 e 300 mL di O2 misurati a 1atm e 130°C è fatta reagire con formazione di CO2 ed H2O allo stato gassoso fino al completo esaurimento del reagente in difetto. Calcolare la pressione esercitata alla temperatura di 250°C sapendo che il recipiente ha un volume di 2,5 L. Risposta: P = 0.282atm 12) Bilanciare la seguente reazione: Hg + HNO3 + HCl Æ HgCl2 + NO + H2O e calcolare il volume di NO che si ottiene a 20 °C e 770 torr mettendo a reagire 10 g di Hg, 40 ml di HCl 6 M e 20 ml di HNO3 5 M. La reazione avviene con una resa del 95%. Risposta: 3Hg + 2HNO3 + 6HCl Æ 3HgCl2 + 2NO +4H2O; Vol= 0.745L 13) Un campione di carbonio è bruciato in ossigeno puro, formando anidride carbonica. La CO2 è quindi, fatta gorgogliare in 3.50L di NaOH 0.437M, con la quale forma carbonato di sodio secondo la reazione: CO2 + 2NaOH Æ Na2CO3 + H2O. Dopo la reazione, l’eccesso di NaOH è stato esattamente neutralizzato con 1.71L di HCl 0.350M quale volume di O2, misurato a 8.6 atm e 20°C, è stato consumato nel processo? Risposta: Vol O2 = 1.30L 14) Nella fermentazione alcolica i monosaccaridi come il glucosio, in presenza di enzimi, si trasformano, attraverso successivi stadi di reazione in etanolo (C2H5OH) e biossido di carbonio. Determinare la quantità di glucosio necessaria per formare 1.0 kg di etanolo secondo la reazione (da bilanciare) : C6H12O6 Æ C2H5OH + CO2 se la resa della reazione è dell’80%. Calcolare inoltre il volume di CO2 sviluppato nella reazione a 25°C e 740 torr. Risposta: C6H12O6 Æ 2C2H5OH + 2CO2; Vol CO2 = 545.3L 15) Una miscela di 200 mL di CH4 e 500 mL di O2 misurati a 1atm e 128°C è fatta reagire con formazione di CO2 ed H2O allo stato gassoso fino al completo esaurimento del reagente in difetto. Calcolare la pressione esercitata alla temperatura di 203°C sapendo che il recipiente ha un volume di 1.5 L. Risposta: P = 0.555atm 16) Quando si accende un fiammifero si ha la combustione di P4S3 con formazione di fumo bianco costituito da P2O5 e SO2. Calcolare la quantità in grammi di P2O5 ed il volume di SO2 gassoso in condizioni standard che si ottengono se un fiammifero contiene 0.150 g di P4S3 sapendo che la reazione che avviene è la seguente: P4S3 + 8 O2 → 2 P2O5 + 3 SO2. Risposta: gr P2O5 = 0.193gr; Vol SO2 = 45.8mL ELETTROCHIMICA 1) Data la pila: PbCl2 / Pb //Ag / AgNO3 0.1 M determinare di quanto varia la f.e.m della pila quando venga aggiunto nel semielemento di sinistra cloruro di potassio fino ad avere una concentrazione di KCl 1 M. [Kps(PbCl2)= 2x10‐5]. [E°(Ag+/Ag) = 0.80 V, E°(Pb2+/Pb) = ‐0.13 V] Risposta: Δf.e.m.=0.086V 2) Supporre che 250mL di una soluzione di CuCl2 0.433M vengano elettrolizzati. a) Per quanto tempo deve circolare una corrente di 0.75A perché la concentrazione di Cu2+ si riduca a 0.167M? b) Quale massa di Cu(s) sarà depositata sul catodo durante questo tempo? Risposta: a. 4.6h; b) 4.23gr 3) Procederà in modo spontaneo la reazione di cella così come è scritta? Sn(s)‫׀‬Sn2+(0.05M)‫׀׀‬Pb2+(0.001M)‫׀‬Pb(s) E°(Pb2+/Pb) = ‐0.125V; E°(Sn2+/Sn) = ‐0.137V Risposta: E(Sn2+/Sn) > E(Pb2+/Pb) quindi Sn2+ si riduce e Pb si ossida 4) L’elettrolisi di una soluzione acquosa di NaOH avviene con sviluppo di gas agli elettrodi. Dire quali gas si sviluppano, scrivendo le semireazioni che avvengono al catodo e all’anodo. Calcolare i volumi dei due gas che si sviluppano misurati a 22 °C e 740 torr dopo elettrolisi con una corrente continua di 2,5 A per 2 ore. Risposta: a. H2 e O2; b) VH2 = 2.31L, VO2 = 1.158L 5) Una pila è formata da una semicella costituita da un elettrodo Cl2/Cl‐ (E° = 1.358 V) in cui la pressione parziale di Cl2 è uguale a 0.100 atm mentre la [Cl‐] = 0.100 M, mentre l’altra semicella contiene MnO4‐/Mn2+ (E° = 1.507 V) in soluzione acida con [MnO4‐] = 0.100 M, [Mn2+] = 0.100 M, [H+] = 0.100 M. Calcolare la differenza di potenziale della pila. Risposta: ΔE = 0.023V 6) Calcolare il potenziale di un elettrodo di Zn immerso in una soluzione contenente 0.10 moli di ZnCl2 e 2.0 moli di ammoniaca per litro, sapendo che: E°(Zn2+/Zn) =‐ 0.762 V Ki[Zn(NH3)4]2+ = 3 x 10‐10 Risposta: E(Zn2+/Zn) = ‐1.1V 7) Usando l’equazione di Nernst calcolare forza elettromotrice per la seguente pila: Al(s)‫׀‬ Al3+(0.18 M) ‫׀׀‬ Fe2+(0.85 M) ‫׀‬ Fe(s) E° (Fe2+/Fe) = ‐0.477 V; E° (Al3+/Al) = ‐1.662 V Risposta: f.e.m. = 1.197V 8) Calcolare la costante di equilibrio della reazione: Fe + Ag+ Æ Fe2+ + Ag sapendo che il potenziale normale della coppia Fe2+/Fe vale – 0.4 V e il potenziale normale della coppia Ag+/Ag vale 0.8 V; calcolare inoltre la concentrazione massima possibile dello ione Ag+ in una soluzione 0.01 M di Fe2 Risposta: K = 5.0 x 1040 ; [Ag+] = 4.47 x 10‐22 9) Determinare se le seguenti reazioni (bilanciare se necessario) possano avvenire spontaneamente(in condizioni standard) spiegando perché: a) NO3− + H2S → S + NO e b) Fe2+ + Cr2O72‐ → Fe3+ + Cr3+. E°(Fe3+/Fe2+) = 0.78 V; E°(Cr2O72‐/Cr3+) = 1.33 V; E°(S/H2S) = 0.14 V; E°(NO3− /NO) = 0.96V. Risposta: a) 2NO3− + 3H2S + 2H+ → 3S + 2NO + 4H2O; b) 6Fe2+ + Cr2O72‐ + 14H+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O; Entrambe le reazioni procedono in modo spontaneo 10) Dire se in base ai seguenti potenziali standard il cloro gassoso è in grado di ossidare l’acqua a pH=7 (E°(Cl2/Cl‐) = 1.37 V; E°(O2/H2O) = 1.23 V). Risposta: a) 2Cl2 + 2H2O → 4Cl‐ + O2 + 4H+. La reazione bilanciata è spontanea con Ecella = 0.55V 11) Prevedere, in assenza di sovratensione, i prodotti principali ottenuti durante l’elettrolisi, a pH =7, di una soluzione di bromuro di Ni(II), 1 M, usando elettrodi inerti. (E° Ni2+/Ni = ‐0.25 V; E°O2/H2O = 1.23 V; E° Br2/Br‐ = 1.06 V; E° H2O/H2 = ‐0.83 V). Risposta: 2Ni2+ + 2H2O → 2Ni + O2 + 4H+. 12) Calcolare il potenziale di un elettrodo di zinco immerso in una soluzione 0.10 M di cloruro di zinco a cui viene aggiunta una soluzione di ammoniaca 2.0 M sapendo che E° (Zn/Zn2+) = ‐0.762 V e Kinst [Zn(NH3)4]2+ = 3.0 x 10‐10. Si consideri nulla la variazione di volume dovuta all’aggiunta di ammoniaca. Risposta: E = ‐1.07V 13) Una corrente di intensità 0.75 A viene fatta passare attraverso 300 ml di una soluzione di CuSO4 all’1% (d = 1.05 g/ml) per 15 minuti. Sapendo che il rendimento dell’elettrolisi è dell’80%, calcolare la molarità della soluzione di CuSO4 alla fine dell’elettrolisi. Risposta: [CuSO4] = 5.63x10‐2M 14) Calcolare il prodotto di solubilità dello iodato di cadmio Cd(IO3)2 sapendo che una lamina di cadmio immersa in una soluzione satura di iodato di cadmio, contenente anche 0,100 molL‐1 di iodato di sodio ha un potenziale di riduzione di ‐0,570 V (E° Cd2+/Cd=‐0,403 V) Risposta: Kps = 2.28x10‐8 15)Determinare la f.e.m. della pila Zn/Zn2+ (3 10‐2 M)//Cr3+ (5 10‐1 M)/Cr e calcolare a quale valore deve essere portata la concentrazione della soluzione di Cr3+ affinché la f.e.m. della pila si annulli. (E°Zn2+/Zn = ‐0.76 V; E°Cr3+/Cr = ‐0.74 V) Risposta: E = 0.059; [Cr3+] = 5.03x10‐4