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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; PACl
= 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) PMHA = 233.52 g/mole; b) pKa = 1.5x10-4
7) Trovare quanti grammi di acetato di sodio si devono aggiungere a 2.0 litri di una soluzione di
acido acetico 0.3 M per ottenere un pH di 4.5. (Ka CH3COOH =1.8 x 10-5)
Risposta:
a) g = 280.54
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. (PANa = 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) = 1.8 x 10-5
d) NaF Ka(HF) = 7.2 x 10-4
e) NH4Cl Kb(NH4Cl) = 1.8 x 10-5
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 1.8 x
10-5 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) 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) =1.8x10-5; PA Na = 23.0 g/mole.
Risposta:
g CH3COOH = 157.44
15) 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
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:
g H2O2 = 0.524
2) Si sono mescolati 15 mL di ammoniaca a 1.0 x 102 torr a 30°C con 25 mL di HCl gassoso a 1.5 x
102 torr a 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 c) determinare la
pressione del gas eccedente a 27°C dopo il completamento della reazione nel volume complessivo.
Risposta:
a) g NH4Cl = 4.25 x 10-3; c) P (HCl) = 7.49 x 10-2 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 = 60.10% in peso; O2 = 22.53% in peso; N2 = 13.15% in peso; H2O = 4.22% in peso
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 = 0.56 atm
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:
c) CO = 8.88% in peso; CO2 = 91.12% in peso; b) CO = 13.5% in volume; CO2 = 86.5%
in volume; d = 1.69 g/L
6) 2.00 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 = 94%
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:
VN2 = 1.007 L; VO2= 5.035 L; VCO2 = 4.028 L
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 5 L a
600°C. All’equilibrio il 3.3% di Cl2 è stato consumato. La reazione che avviene è:
CO(g) + Cl2(g)
COCl2(g)
Calcolare la pressione nel recipiente ad equilibrio raggiunto.
Risposta:
Ptot = 70.25 atm
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 1.00 L di una soluzione 0.20 M di ammoniaca.
Per la reazione Ag+ + 2 NH3
[Ag(NH3)2]+ (Kf = 1.6 x 107).
Risposta:
[Ag+] = 3.15 x 10-7 M
2) Si aggiunge lentamente AgNO3(aq) ad una soluzione 0.25 M in NaCl e anche in 0.0022 M 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) = 5 x 10-13; Kps(AgCl)=1.8 x 10-10
Risposta:
b) AgBr; b) [Ag+] = 7.2 x 10-10; c) No
3) Calcolare la concentrazione di ioni H3O+ necessaria per impedire la precipitazione di CdS da una
soluzione di ioni Cd2+, in concentrazione 0.2 M, quando venga saturata con acido solfidrico.
Kps(CdS) = 1.2 x 10-27, [H2S] = 0.1 M, Ka = 1.0 x 10-21.
Risposta:
[H3O+] = 129 M
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 50 mL di una soluzione di MnCl2 0.2 M con 50 mL 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 x·10-12; Kb NH3 = 1,8·10-5
Risposta:
a) Q = 1.8 x 10-7 Q > Kps il solido precipita; b) g NH4Cl = 1.53
6) Quante moli di ammoniaca devono essere aggiunte ad 1 L di soluzione 0.75 M di AgNO3 per
ridurre la concentrazione degli ioni Ag+ presenti in soluzione a 5.0 x 10-8 M?
Kinst([Ag(NH3)2]+)= 1.0 x 10-8]
Risposta:
moli NH3 = 0.39
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 Fe(OH)2 = 1.25x10-5 M; s Fe(OH)3 =2.89x10-10 M ⇒ s Fe2+ > s Fe3+
8) Una soluzione di nitrato di Pb(II) 0.001 M, 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. Calcolare il
prodotto di solubilità dello ioduro di piombo.
Risposta:
Kps (PbI2) = 1.4 x 10-8
9) Una soluzione acquosa contenente 0.1 moli/l di Mn++ è saturata con H2S ([H2S] = 0.1 M). Se la
soluzione è tamponata a pH = 4, calcolare la concentrazione di Mn++ rimasto in soluzione.
Kps (MnS) = 6.0 x 10-16 ; Ka(H2S) = 1.3 x 10-20
Risposta:
[Mn++] = 4.6 x 10-3M
10) Sapendo che il prodotto di solubilità dell’idrossido di ferro(II) vale 4.9 x 10-17, calcolare a quale
pH inizia la precipitazione dell’idrossido da una soluzione che contiene 1.5 g /L di FeSO4.
Risposta:
pH = 6.85
11) Calcolare la pressione osmotica di una soluzione satura di cloruro di piombo, a T = 298 K,
sapendo che per il cloruro di piombo il prodotto di solubilità vale 1.7 x 10-5.
Risposta:
Π = 1.19 atm
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) = 1.68 x 10-6
ELETTROCHIMICA
1) Data la pila: Ag(s) / AgNO3 (0.1 M) // PbCl2 / Pb(s) determinare di quanto varia la f.e.m della
pila quando venga aggiunto nel semielemento di destra cloruro di potassio fino ad avere una
concentrazione di KCl 1.00 M. Kps(PbCl2)= 2.0 x 10-5; E°(Ag+/Ag) = 0.80 V, E°(Pb2+/Pb) = -0.13
V
Risposta:
Δf.e.m.=0.0871 V
2) Supporre che 250 mL di una soluzione di CuCl2 0.433 M vengano elettrolizzati. a) Per quanto
tempo deve circolare una corrente di 0.75 A perché la concentrazione di Cu2+ si riduca a 0.167 M?
b) Quale massa di Cu(s) sarà depositata sul catodo durante questo tempo?
Risposta:
a) t = 4.6 h; b) g Cu (s) = 4.23
3) Procederà in modo spontaneo la reazione di cella così come è scritta?
Sn(s) / Sn2+(0.05 M)// Pb2+(0.001 M) / 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. E cella reazione spontanea = +0.0388 V
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 = 2.313 L, VO2 = 1.158 L
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:
Ecella = 0.023 V
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 e Ki[Zn(NH3)4]2+ = 3
x 10-10
Risposta:
E(Zn2+/Zn) = -1.1 V
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:
Ecella = 1.197 V
8) Calcolare la costante di equilibrio della reazione: Fe + Ag+
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 = 3.5 x 1040; [Ag+] = 5.34 x 10-2 mol/L
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) = 0.96
V.
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° Br2/2Br- = 1.06 V; E° H2O/H2 = -0.83 V).
Risposta:
2Ni+ + 2H2O → 2Ni+ O2 + 4H+.