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Channel: L'Esperto di Chimica – Zanichelli Aula di scienze
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Un problema…esplosivo

March 13, 2013, 5:08 pm
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Gioia ha scritto:
 
Ringrazio dell'aiuto.
 
Data la reazione   NH4NO3(s) → N2O(g) + 2 H2O(g) quanti grammi di NH4NO3 sono esplosi se il volume totale dei gas prodotti è 82,3 L a 447 °C e 1,18 atm?
 
 
Ecco l’aiuto:
 
Poiché si conoscono il volume della miscela gassosa, la temperatura e la pressione a cui essa si trova, è possibile determinare la quantità in moli dei gas prodotti dall’esplosione a partire dall’equazione di stato dei gas ideali. Per calcolare la quantità in moli di nitrato di ammonio che è esplosa basta dividere il risultato dell’operazione precedente per 3; l’equazione di reazione, infatti, ci informa che da una mole di NH4NO3(s) si liberano in totale 3 moli di gas (1 mol N2O e 2 mol H2O). La massa richiesta si calcola moltiplicando la quantità in moli di nitrato d’ammonio per la sua massa molare. I calcoli sono questi:
 
ngas = PV/RT = 1,18atm×82,3L/0,082L·atm/K·mol×720K = 2,51 mol
 
n NH4NO3(s)  = ngas/3 = 2,51 mol/3 = 0,836 mol
 
m NH4NO3(s)  = n×mmolare = 0,836 mol×80,04 g/mol = 66,9 g
 
Ecco fatto…per sviluppare quel volume di gas devono essere esplosi 66,9 g di nitrato d’ammonio.
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I dettagli di un esercizio…

March 13, 2013, 5:16 pm
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Michele ha scritto:
 
Il prof. ci ha assegnato una serie di esercizi prima della prova di verifica. Questo che propongo non riesco a svolgerlo. Mi aiutereste a comprenderlo nei dettagli? Grazie.
 
Calcolare la massa in grammi di MnO2 che si ottiene da 43 g di Na2MnO4 se avviene la seguente reazione che ha resa pari al 90 %.
 
3 MnO42- + 4 H+ →  2 MnO4- + MnO2 + 2 H2O
 
 
Questa è la risposta:
 
L'equazione di reazione bilanciata ci informa che da 3 mol di MnO42- si ottiene 1 mol di MnO2; la quantità in moli di MnO2 che si può ottenere dalla reazione è quindi soltanto un terzo della quantità in moli di MnO42- che si mette a reagire sotto forma di Na2MnO4. Per calcolare la massa in grammi di biossido di manganese che si potrebbe ottenere dalla reazione se la resa fosse del 100%, basta quindi determinare la quantità in moli corrispondente a 43 g di Na2MnO4, dividere tale quantità per tre e moltiplicare il risultato per la massa molare di MnO2. Infine, essendo la resa effettiva del 90%, si applica la percentuale alla massa di MnO2 appena calcolata. Il procedimento è questo:
 
n Na2MnO4 = m/mmolare = 43 g/164,9 g/mol = 0,26 mol
 
n MnO2 = n Na2MnO4/3 = 0,26/3 = 0,087 mol
 
m MnO2 = n×mmolare = 0,087 mol×86,9 g/mol = 7,56 g
 
meffettiva MnO2 = m MnO2×90/100 = 7,56 g×0,9 = 6,8 g
 
In conclusione, la massa di MnO2 che si ottiene da 43 g di Na2MnO4 se avviene la reazione suindicata è 6,8 g. Va meglio ora?
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Una domanda sull’alogenazione degli alcani

March 13, 2013, 5:43 pm
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Matteo ha scritto:
 
Buon pomeriggio! La mia domanda riguarda le reazioni di alogenazione degli alcani, ovvero reazioni di sostituzione. Io ho capito il procedimento di reazione, il problema è un esercizio che pone il libro.
 
Nelle soluzioni del libro, come prodotti della reazione CH3-CH3 + Br2 è riportato soltanto CH3-CH2Br + HBr; l'alogenazione del metano usato come esempio nella teoria presupponeva però che l'alogeno potesse sostituirsi a qualsiasi idrogeno nella catena:
 
CH4 + Cl2 → CH2Cl2 + CHCl3 + CCl4 + CH3Cl + HCl
 
Quindi in base a che fattore nell'esercizio precedente non si può formare CH3-CHBr2, è così via?
 
Grazie in anticipo!
 
Rispondo così:
 
Il fatto che il tuo libro riporti come unica soluzione dell'esercizio il prodotto monoalogenato non implica che quello sia l'unico prodotto possibile; molto spesso, infatti, negli esercizi relativi a questo argomento si chiede di scrivere soltanto il prodotto di reazione monoalogenato, trascurando così i prodotti polialogenati che potrebbero comunque formarsi.
In opportune condizioni, tuttavia, è  effettivamente possibile ottenere soltanto il prodotto monoalogenato. Facendo, per esempio, reagire il cloro a 300 °C con un forte eccesso di metano si ottiene quasi esclusivamente CH3Cl; se poi si sottopone nuovamente questo prodotto all’azione del cloro si ottengono anche gli altri possibili clorometani. Quando, invece, si fa avvenire la reazione di alogenazione in presenza di un forte eccesso di alogeno si ottiene sempre una miscela di prodotti polialogenati.
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La legge dei gas ideali

March 17, 2013, 3:29 am
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Loris ha scritto:
 
Gentilmente, ho delle difficoltà.
 
Il gas usato in un processo industriale viene liberato nell’atmosfera a 135 °C e 844 Torr; all'esterno, a una pressione atmosferica di 748 Torr, ogni litro di gas si riduce a 0,790 L. Calcolare la temperatura esterna.
 
 
La risposta è questa:
 
Rispetto alle condizioni iniziali del gas, cambiano sia il volume che esso occupa sia la pressione; per stabilire quale sarà la temperatura del gas si deve applicare la legge dei gas ideali che, se la quantità di gas rimane costante durante la trasformazione, assume la forma PV/T = K. Questa relazione può essere scritta anche come PV = KT, da cui è facile ricavare la corrispondente espressione della temperatura: T = PV/K. Ora non resta che calcolare il valore di K a partire dai valori di P, V e T iniziali, e introdurlo nella relazione precedente assieme ai valori di P e V finali. Ricordando che la temperatura va espressa in kelvin, si ottiene:
 
K = PiVi/Ti = 844Torr × 1L / (273,15 + 135)K = 2,07Torr·L/K
 
Tf = PfVf/K = 748Torr × 0,790L / 2,07Torr·L/K =  285,76 K
 
t = (285,76 – 273,15) °C = 12,6 °C
 
In conclusione, la temperature sterna a cui si trova il gas è 285,76 K, che corrisponde a 12,6 °C.
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Un altro problema sui gas…

March 17, 2013, 3:36 am
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Loris ha scritto:
 
A STP un campione di gas neon riempie un contenitore di 4,47 L. Il gas viene trasferito in un contenitore di 6,05 L e la sua temperatura viene modificata fino a che la pressione diventa 552 Torr. Calcolare la nuova temperatura.
 
Noi usiamo la P1×V1/T1 = P2×V2/T2. Ringrazio; ho anche difficoltà sulla formula inversa.
 
 
Rispondo così:
 
Anche in questo caso, durante la trasformazione cambiano sia il volume sia la pressione del gas, mentre la sua quantità rimane costante poiché si lavora sullo stesso campione di gas. La legge da applicare è quindi proprio quella che mi proponi; se hai difficoltà con la formula inversa, ti consiglio di seguire il metodo utilizzato per la risoluzione del problema dell’articolo precedente, che comporta il calcolo della valore della costante e il suo inserimento nell’espressione della legge, insieme ai valori di V e P finali. Quindi, ricordando che per un gas le condizioni STP corrispondono a T = 273,15 e P = 1 atm, cioè 760 Torr, si ottiene:
 
K = PiVi/Ti = 760Torr × 4,47L / 273,15K = 12,437Torr·L/K
 
Tf = PfVf/K = 552Torr × 6,05L / 12,437Torr·L/K =  268,52K
 
t = (268,52 – 273,15) °C = -4,63 °C
 
Ecco fatto, la nuova temperatura è -4,63 °C.
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La difficoltà delle soluzioni tampone…

March 17, 2013, 3:45 am
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Claudia ha scritto:
 
Salve, trovo difficoltà a risolvere questo esercizio; grazie in anticipo.
 
Calcolare quanti mL di una soluzione 1 M di HCl è necessario aggiungere a 100 mL di una soluzione al 6% di NH3 (d = 0,976 g/mL, Kb = 1,8×10-5) per ottenere una soluzione tampone a pH = 9,45.
 
 
Questa è la risposta:
 
Puoi trovare la risoluzione di un problema molto simile nell’articolo "Come preparare una soluzione tampone a partire da una soluzione di base debole" pubblicato il 22 febbraio 2011. L’unica differenza tra i due problemi rispetto ai dati iniziali, è l’espressione della concentrazione della soluzione di ammoniaca. Poiché nel tuo caso la concentrazione della soluzione di NH3 è espressa in percentuale m/m, devi prima determinare la massa di ammoniaca contenuta in soluzione e poi calcolare la sua quantità in moli, cioè:
 
m soluzione al 6% = d×V = 0,976 g/mL×100 mL = 97,6 g
 
m NH3 = msoluzione×C%m/m = 97,6 g × 6/100 = 5,856 g
 
n NH3 = m/mmolare = 5,856 g/17,031 g/mol = 0,344 mol
 
Se ora procedi secondo le tappe di risoluzione del problema che ti ho indicato, non dovresti sbagliare! Buon lavoro!
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Un problema sui gas…da appassionati!

March 17, 2013, 3:56 am
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Loris ha scritto:
 
Una studentessa pesa una bottiglia vuota che utilizzerà poi per misurare la massa dei gas e si trova che la massa della bottiglia vuota è 135,831 g. A STP riempie poi la bottiglia con il gas sconosciuto e misura di nuovo la massa: ora è 136,201 g. Infine riempie la bottiglia con H2O e trova che la massa è ora di 385,42 g. Calcolare la massa molare del gas.
 
Ringrazio, è molto difficile; nel testo è messo come problema per gli appassionati.
 
 
Questa è la soluzione:
 
Per differenza tra le masse della bottiglia piena e vuota si ricava la massa del gas e dell’acqua; approssimando la densità dell’acqua a 1,00 g/mL, si risale al volume dell’acqua che coincide con il volume della bottiglia, e quindi del gas. Sapendo che a STP il volume molare di un gas che si comporti in modo ideale vale 22,4 L, è possibile calcolare la quantità in moli di gas contenuto nella bottiglia; conoscendo massa e quantità in moli del gas si può infine calcolare la sua massa molare. Ecco i calcoli:
 
m gas = (136,201 – 135,831) g = 0,370 g
 
m H2O = (385,420 – 135,831) g = 249,589 g
 
V H2O = m/d = 249,589 g/1,00 g/mL = 249,589 mL = V gas
 
n = V gas/Vmolare = 0,2496 L/22,4 L/mol = 0,0111 mol            
 
mmolare= m/n = 0,370 g/0,0111 mol = 33,2 g/mol
 
La massa molare del gas è quindi 33,2 g/mol.
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La densità dei gas

March 20, 2013, 10:28 am
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Gioia ha scritto:
 
Da due cilindri che contengono gas propano e gas butano si sono staccate le etichette. Per capire quale gas è contenuto in ognuna delle due bombole si paragonano le densità alla stessa temperatura e pressione. La densità di uno e 1,37 g/L, l'altra è 1,81 g/L. A quali gas corrispondono queste densità?
 
 
Questa è la risposta:
 
La densità dei due gas, che è espressa in g/L, indica la massa che possiede ciascun litro di gas; 1 L di uno dei due gas ha quindi massa 1,37 g mentre 1 L dell’altro ha massa 1,81 g. Il principio di Avogadro afferma che volumi uguali di gas diversi, alla stessa temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole; in 1 L di propano e in 1 L di butano è quindi contenuto lo stesso numero di molecole. La massa di una molecola di propano, la cui formula grezza è C3H8, è però più piccola della massa di una molecola di butano, la cui formula grezza è C4H10; possiamo quindi concludere che la massa di 1 L di propano è più piccola della massa di 1 L di butano, cioè che la densità del propano è inferiore alla densità del butano.
In conclusione, nel cilindro il cui gas ha densità 1,37 g/L è contenuto propano, mentre nell’altro, il cui gas ha densità 1,81 g/L, è contenuto butano.
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Un quesito sull’aria

March 24, 2013, 2:13 am
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Gioia ha scritto:
 
A 22 °C e pressione 0,988 atm l'aria contenuta in un recipiente da 0,50 L ha una massa di 0,59 g. Calcola la massa molare effettiva dell'aria, cioè la massa di una mole di miscuglio presente nel contenitore e la sua densità a STP.
 
 
Rispondo così:
 
Con l’equazione di stato dei gas ideali si può determinare la quantità in moli di aria contenuta nel recipiente e da questa, conoscendo la corrispondente massa, si risale alla massa molare effettiva dell’aria. Per determinare la sua densità a condizioni STP basta ricordare che a STP il volume occupato da una mole di qualsiasi gas che si comporti come ideale occupa un volume di 22,4 L. Passando ai calcoli si ottiene:
 
ngas = PV/RT = 0,988atm×0,50L/0,082L·atm/K·mol×295K = 0,0204 mol
 
mmolare aria= m/n = 0,59 g/0,0204 mol = 28,9 g/mol
 
daria a STP = m/V = (28,9 g/mol)/(22,4 L/mol) = 1,29 g/L
 
Esprimendo i risultati con il corretto numero di cifre significative, possiamo concludere che la massa molare effettiva dell’aria è 29 g e che la sua densità a STP è 1,3 g/L.
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Massa molare e innalzamento ebullioscopico

March 24, 2013, 4:31 pm
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Efrem ha scritto:
 
Una soluzione che contiene 16,1 g di un soluto sconosciuto in 600 g di acqua, bolle a 100,28 gradi centigradi. Calcola la massa molare del soluto.
 
Ringrazio.
 
 
Ecco la risposta:
 
L’aumento del punto di ebollizione, Δteb, di una soluzione rispetto a quello del solvente puro, che in questo caso è acqua e bolle a 100 °C a pressione atmosferica, è direttamente proporzionale alla concentrazione molale, m, della soluzione stessa. La costante di proporzionalità, che si chiama costante ebullioscopica, si indica con keb e la relazione che lega Δteb e m è
 
Δteb = keb × m
 
La keb, che è caratteristica del solvente, vale nel caso dell’acqua 0,512 °C·kg/mol. Conoscendo Δteb è quindi possibile calcolare la concentrazione molale della soluzione e da questa, ammettendo che il soluto non sia dissociato in ioni, si risale alla quantità in moli del soluto stesso e, infine, alla sua massa molare. I calcoli sono questi:
 
Δteb = (100,28 – 100,00) °C = 0,28 °C
 
m = Δteb/keb = 0,28 °C/0,512 °C·kgacqua/mol = 0,5469 mol/kgacqua
 
Affinché il punto di ebollizione aumenti di 0,28 °C è quindi necessario che la concentrazione della soluzione sia 0,5469 m, cioè che la soluzione contenga 0,5469 mol di soluto indissociato in 1 kg di solvente. Essendo la molalità definita dalla seguente relazione:
 
m = n (mol)/msolvente (kg)
 
ed avendo soltanto 600 g = 0,600 kg di acqua, si ha:
 
n (mol) = m (mol/kgacqua) × macqua (kg) = (0,5469×0,600) mol = 0,3281 mol
 
mmolare (g/mol) = m (g)/n (mol) = 16,1 g/0,3281 mol = 49,1 g/mol       
 
In conclusione, la massa molare del soluto sconosciuto, ammesso che in acqua rimanga indissociato, è 49,1 g/mol.
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Un vecchio problema da rivisitare…

April 2, 2013, 12:27 pm
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Giulia ha scritto:
 
Una miscela di H2, N2 e NH3 ad equilibrio raggiunto presenta la seguente composizione: H2 3 moli, N2 6 moli, NH3 4 moli in un volume di 100 L. Calcolare la costante di equilibrio. Calcolare quale dovrebbero essere il volume per portare a 5 le moli di N2 e calcolare la concentrazione di ciascuna delle specie nella nuova condizione di equilibrio.
 
 
Rispondo così:
 
Non molto tempo fa ho risolto un problema analogo; nell’articolo Come modificare un sistema all'equilibrio del 25 febbraio 2013 puoi trovare tutto il procedimento. Fai però attenzione al fatto che l’esercizio risolto da me è relativo all’aumento della quantità di H2 da 3 a 5 moli, e non alla riduzione della quantità di N2 da 6 a 5 moli. In quest’ultimo caso, infatti, la riduzione di una mole di N2 comporterebbe la scomparsa di una proporzionale quantità di H2, pari a 3 moli, cioè di tutto l’idrogeno presente nel recipiente; una tale situazione, proprio per il fatto che la reazione è di equilibrio, non può presentarsi. Credo quindi che ci sia un errore nel testo dell’esercizio che mi hai inviato. In fase di calcolo, fai poi attenzione al fatto che il volume del tuo sistema è 100 L, e non 10 L.
Buon lavoro, comunque!
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Un esercizio sulla Kps

April 2, 2013, 12:47 pm
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Michele ha scritto:
 
Gent.le prof.ssa, ho ancora degli esercizi sul Kps che non ho "saputo" risolvere. Mi dareste una mano, appena possibile? Grazie e tanti auguri di Buona Pasqua.
 
Si mescolano 120 mL di una soluzione 0,15 M di Pb(NO3)2 con 250 mL di una soluzione 0,03 M di K2CrO4. Sapendo che per PbCrO4 Kps = 1,77 10-14, trovare i grammi di cromato di piombo (PbCrO4) che precipitano e le concentrazioni residue in soluzione di Pb2+ e di CrO42- dopo la precipitazione. Il risultato dovrebbe essere {2,42 g; [Pb2+] = 2,842 M; [CrO42-] = 6,23 10-13 M}
 
 
Rispondo così:
 
La reazione che avviene quando si uniscono la soluzione di Pb(NO3)2 e quella di K2CrO4 porta alla formazione del sale poco solubile PbCrO4 che precipita sul fondo del recipiente; gli altri ioni restano invece liberi in soluzione, dato che l’altro sale, cioè il nitrato di potassio, è molto solubile:
Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) → PbCrO4(s) + 2 KNO3(aq)
Per sapere quanto sale precipita è necessario calcolare la quantità in moli di ciascuno dei due soluti e stabilire se uno dei due è in difetto; il reagente in difetto limita infatti la quantità di prodotto che si forma, cioè in questo caso la massa di precipitato. La concentrazione residua dello ione proveniente dal soluto in eccesso determina invece la concentrazione dell’altro ione presente nell’equilibrio di solubilità, dato che le loro concentrazioni sono legate dalla relazione della Kps. Passando ai calcoli si ha:
 
n Pb2+(aq) = M×V = 0,15 mol/L×0,12 L = 1,8×10-2 mol           
 
n CrO42-(aq) = M×V = 0,03 mol/L×0,25 L = 7,5×10-3 mol
 
Gli ioni cromato sono quindi in difetto; ammettendo che tutti diano luogo alla formazione del precipitato, si formeranno 7,5×10-3 mol di precipitato, cioè di PbCrO4(s). La massa di precipitato pertanto è:
 
m PbCrO4 = n×mmolare = 7,5×10-3 mol×323,186 g/mol = 2,42 g
 
La precipitazione del cromato di piombo comporta la scomparsa dalla soluzione di 7,5×10-3 mol di ioni piombo; in soluzione ne restano quindi
 
n Pb2+(aq) residui = 1,8×10-2 mol – 7,5×10-3 mol = 1,05×10-2 mol 
 
Ammettendo che i volumi siano additivi, il volume totale di soluzione in cui sono disciolti gli ioni piombo è
 
Vtotale = 250 mL + 120 mL = 370 mL = 0,370 L
 
La concentrazione di ioni piombo quindi è
 
[Pb2+(aq)] = n/V = 1,05×10-2 mol/0,370 L = 2,84×10-2 mol/L
 
Tenendo presente l’equilibrio di solubilità e l’espressione della Kps del cromato di piombo possiamo invece scrivere quanto segue:
 
     PbCrO4(s) = Pb2+(aq) + CrO42-(aq)               Kps = [Pb2+(aq)] × [CrO42-(aq)] = 1,77×10-14 M2
 
[CrO42-(aq)] = Kps / [Pb2+(aq)] = 1,77×10-14 M2/2,84×10-2 M = 6,24×10-13 M
 
Come puoi notare, la concentrazione residua di ioni cromato è effettivamente piccolissima ed è quindi accettabile l'approssimazione iniziale che essi precipitino completamente dalla soluzione. In merito ai risultati, ti faccio notare che coincidono tutti tranne la concentrazione degli ioni piombo; il risultato che mi proponi è però sicuramente errato dato che non è possibile che il valore della concentrazione residua sia maggiore di quella iniziale!
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Il volume dell’olio in un bicchiere e la densità dell’olio nella bottiglia…

April 2, 2013, 1:12 pm
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Loris ha scritto:
 
Gentilmente…
 
Un bicchiere vuoto ha massa 150 g. Lo si riempie con olio di densità 0,92 g/cm3 e la sua massa diventa 440 g. Calcolare il volume dell'olio usando la misura del SI e con notazione scientifica.
Se l'olio è stato prelevato da una bottiglia di 1 L, quale sarà la densità dell'olio nella bottiglia?
 
 
Questa è la risposta:
 
Facendo la differenza tra la massa del bicchiere pieno d’olio e del bicchiere vuoto si ricava la massa di olio. Poiché se ne conosce la densità, che è definita come il rapporto tra la massa e il volume di un corpo, si può calcolare il suo volume. Infine, essendo la densità di un corpo una caratteristica del corpo stesso, possiamo concludere che la densità dell’olio nel bicchiere è la stessa di quella nella bottiglia, ammesso che in entrambi i recipienti l’olio si trovi alla stessa temperatura. Passando ai calcoli si ha:
 
m olio = (440 – 150) g = 290 g
 
d = m/V      V = m/d = 290 g/0,92 g/cm3 = 315 cm3  
 
Secondo il sistema internazionale, SI, il volume di un corpo deve essere espresso in m3; poiché 1 cm = 0,01 m, che in notazione esponenziale diventa 10-2 m, si ottiene:
 
315 cm3 = 315 × (10-2 m)3 = 315 × 10-6 m3 = 3,15 × 10-4 m3
 
In conclusione, il volume d’olio contenuto nel bicchiere è 315 cm3; espresso con l’unità di misura prevista dal SI, cioè il m3, e in notazione scientifica, il risultato diventa 3,15×10-4 m3. La densità dell’olio contenuto nella bottiglia è uguale a quella dell’olio contenuto nel bicchiere e vale 0,92 g/cm3.
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Come calcolare la Kps dai valori di E°

April 2, 2013, 1:21 pm
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Diego ha scritto:
 
Utilizzando i seguenti valori dei potenziali elettrodici standard di riduzione, validi a 25 °C:
 
E° = 0,7996 V per l'elettrodo Ag+(aq)/Ag(s)           E° = 0,2223 V per l'elettrodo AgCl(s)/Ag(s)/Cl-(aq)
 
calcolare la costante del prodotto di solubilità di AgCl(s) a 25°C.
 
Grazie mille in anticipo !!
 
 
Ecco la soluzione:
 
L’ E° per l'elettrodo AgCl(s)/Ag(s)/Cl-(aq) è il risultato di due termini: il primo corrisponde a E° Ag+(aq)/Ag(s) e il secondo dipende dalla costante del prodotto di solubilità di AgCl; più precisamente:
 
E° AgCl(s)/Ag(s)/Cl-(aq) = E° Ag+(aq)/Ag(s) + 0,0591 log Kps AgCl 
 
Sostituendo i valori ed effettuando i calcoli si ottiene:
 
(0,2223 – 0,7996)/0,0591 = log Kps AgCl 
 
log Kps AgCl = -9,768                   Kps AgCl = 10-9,768 = 1,71×10-10  
 
Ecco fatto!  
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Un altro problema sulla solubilità

April 2, 2013, 4:02 pm
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Michele ha scritto:
 
Calcolare la solubilità del fosfato di piombo, Pb3(PO4)2, in 150 mL di una soluzione 0,2 M di PbCl2. Per il fosfato di piombo il prodotto di solubilità vale Kps = 3,3×10-35.
 
 
Ecco la risposta:
 
L’equilibrio di solubilità e la costante del prodotto di solubilità del fosfato di piombo sono:
 
Pb3(PO4)2(s) = 3 Pb2+(aq) + 2 PO43-(aq)               Kps = [Pb2+(aq)]3 × [PO42-(aq)]2 = 3,3×10-35 M5
 
Poiché si scioglie il sale in una soluzione che contiene già altri ioni piombo derivati dalla dissociazione del cloruro di piombo, la sua solubilità diminuisce dato che, per effetto dello ione in comune, l’equilibrio di solubilità del fosfato di piombo si sposta verso i reagenti. Assumendo che la concentrazione di ioni piombo sia di fatto coincidente con quella generata dalla soluzione di PbCl2, cioè [Pb2+(aq)] = 0,2 M, si può ricavare la concentrazione massima degli ioni fosfato dalla relazione della Kps:
 
[PO42-(aq)]2 = Kps / [Pb2+(aq)]3 = 3,3×10-35 M5 /(0,2)3 M3 = 4,125×10-33 M2     [PO42-(aq)] = 6,4×10-17 M    
 
Dato che per ogni mole di fosfato di piombo che si scioglie passano in soluzione due moli di ioni fosfato, la solubilità in mol/L di fosfato di piombo in una soluzione 0,2 M di piombo cloruro ammonta a (6,4×10-17 mol/L)/2 = 3,2×10-17 mol/L. In 150 mL della stessa soluzione, pertanto, la quantità in moli di fosfato di piombo che si scioglie è
 
n Pb3(PO4)2(s) = M×V = 3,2×10-17 mol/L×0,150 L = 4,8×10-18 mol
 
In conclusione, in 150 mL di una soluzione 0,2 M di PbCl2 si sciolgono  4,81×10-18 mol di fosfato di piombo.
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Il significato di “quantità minima” e “quantità massima”…

April 2, 2013, 4:12 pm
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Gioia ha scritto:
 
Non capisco cosa vuol dire minima quantità e quantità massima.
 
1.     Calcolare la minima quantità di acqua in grammi necessaria per trasformare completamente 170 g di P4O10 in H3PO4.
 
2.     Calcolare la massima quantità in grammi di N2O3 che si può ottenere dalla reazione tra 35,0 g di N2 e 36,0 g di O2.
 
 
Questa è la spiegazione:
 
Le espressioni “quantità minima” e “quantità massima” vanno collegate alla stechiometria delle reazioni a cui le espressioni stesse sono riferite. La stechiometria di reazione, infatti, indica in quale rapporto due o più sostanze possono reagire tra di loro e in quale rapporto esse possono formare i prodotti; tali rapporti si ricavano dall’equazione di reazione bilanciata e si riferiscono alla quantità in moli delle singole specie.
In entrambi i casi che mi proponi è quindi necessario scrivere e bilanciare l’equazione di reazione e considerare i rapporti di reazione tra le specie coinvolte. Quindi:
 
P4O10 +  6 H2O → 4 H3PO4                 2 N2 + 3 O2 → 2 N2O3
 
Nel primo caso risulta che servono 6 moli di acqua per ogni mole di P4O10, nel secondo caso che si possono ottenere 2 moli di N2O3 facendo reagire 2 moli di azoto e 3 di ossigeno. A questo punto non resta che calcolare la quantità in moli di ciascuna delle specie coinvolte e, sulla base dei rapporti di reazione, stabilire la quantità in moli di acqua richiesta nel primo caso, e la quantità in moli di N2O3 che si forma nel secondo caso. Moltiplicando le quantità in moli per le corrispondenti masse molari si determinano poi le masse richieste. I calcoli sono questi:
 
caso 1.
n P4O10 = m/mmolare = 170 g/283,89 g/mol = 0,599 mol
 
n H2O = n P4O10 × 6 = 0,599 mol × 6 = 3,59 mol    
 
m H2O = n×mmolare = 3,59 mol×18,015 g/mol = 64,7 g
 
caso 2.
n N2 = m/mmolare = 35,0 g/28,0134 g/mol = 1,25 mol
 
n O2 = m/mmolare = 36,0 g/32,0 g/mol = 1,125 mol = reagente in difetto
 
n N2O3 = (n O2/3) × 2 = (1,125 mol/3)×2 = 0,750 mol
 
n N2O3 = n×mmolare = 0,750 mol×76,0116 g/mol = 57,0 g
 
In conclusione, la massa minima di acqua necessaria per trasformare completamente 170 g di P4O10 in H3PO4 è 64,7 g, mentre la massima quantità di N2O3 che si può ottenere dalla reazione tra 35,0 g di N2 e 36,0 g di O2 è 57,0 g.
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Quanto acido serve per ottenere un certo pH?

April 7, 2013, 6:02 pm
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Mariano ha scritto:
 
Buongiorno prof., nono riesco a risolvere il seguente problema.
 
Calcolare il volume di HCl 0,100 M da aggiungere a 1 litro di Ca(OH)2 0,0500 M per avere pH = 2.
 
 
Ecco l’aiuto:
 
Il valore 2 del pH indica che la soluzione finale deve essere acida; è quindi necessario aggiungere più acido cloridrico di quello necessario a neutralizzare l’idrossido di calcio. Si deve allora calcolare il volume di HCl capace di neutralizzare la soluzione di Ca(OH)2 e poi quello necessario a raggiungere una concentrazione di ioni H+ tale che il pH risulti 2. In quest’ultimo passaggio è necessario tenere in considerazione il fatto che il volume della soluzione finale aumenta via via che si aggiunge l’eccesso di HCl richiesto per acidificarla. Vediamo reazioni e calcoli:
 
 
2 HCl(aq) +  Ca(OH)2(aq) → CaCl2(aq) + 2 H2O(l)
n Ca(OH)2 = M×V = 0,0500 mol/L×1 L = 0,0500 mol    
 
n HCl necessaria per neutralizzazione = n Ca(OH)2×2 = 0,0500×2 = 0,1000 mol    
 
V HCl 0,100 M necessario per neutralizzazione = 1 L     V HCl 0,100 M necessario per acidificare = y L
 
V soluzione neutralizzata = V HCl + V Ca(OH)2 =  1 L + 1 L = 2 L    V soluzione finale = (2 + y) L
 
[H+]finale = 10-pH = 10-2 mol/L      n H+necessaria = M×V = 10-2 mol/L×(2 + y) L 
 
n HCl 0,100 M necessario per acidificare = M×V = 0,100 mol/L×y L = 0,100 y mol
 
n H+necessaria = n HCl 0,100 M necessario per acidificare     10-2 mol/L×(2 + y) L = 0,100 y mol
 
10-2 × (2 + y) = 0,100 y            y = 0,222
Vtotale HCl = V HCl necessario per neutralizzazione + V HCl necessario per acidificare = (1 + y) L = 1,222 L
 
In conclusione, il volume di HCl 0,100 M da aggiungere a 1 litro di Ca(OH)2 0,0500 M per avere pH = 2 è 1,222 L; alla fine il volume complessivo di soluzione è 2,222 L.
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Le dimensioni della costante di equilibrio

April 7, 2013, 6:06 pm
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Rosanna ha scritto:
 
La costante di equilibrio può essere sia adimensionale sia espressa in mol/l, dipende dai coefficienti della reazione. E' giusto?
 
 
Questa è la risposta:
 
La costante di equilibrio “vera” di una reazione dovrebbe essere espressa in funzione non delle concentrazioni, bensì di certe altre grandezze che chiamiamo attività e che sono adimensionali. Le costanti di equilibrio, pertanto, sono sempre adimensionali, cioè semplicemente numeri.
A livello di scuola secondaria, tuttavia, il concetto di attività non viene quasi mai trattato e si finisce per esprimere la costante in funzione delle concentrazioni molari delle specie presenti all’equilibrio; per coerenza con questo tipo di espressione della costante, si riporta per ciascuna concentrazione l’unità di misura mol/L.
Poiché la relazione che esprime la costante varia al variare dell’equazione di reazione, la costante può risultare sia adimensionale sia espressa in funzione dell’unità di misura mol/L.
Per esempio, per una generica reazione del tipo A + B = C + D, in cui non si ha variazione del numero di moli complessivo (2 moli di reagenti producono 2 moli di prodotti), la costante K = [C][D]/[A][B] è adimensionale, dato che le unità di misura al numeratore si elidono con quelle al denominatore. Nel caso, invece, di una reazione del tipo A + 2 B = C, la costante K = [C]/[A][B]2 ha come unità di misura (mol/L)-2.
La tua affermazione è quindi “giusta”, ma è bene ricordare che le costanti di equilibrio vere sono sempre adimensionali.
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Una lunga elettrolisi…

April 11, 2013, 4:38 pm
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Enrico ha scritto:
 
Una soluzione acquosa di cloruro di litio viene elettrolizzata per 2 ore e al catodo si sviluppano 5200 cm3 di H2, misurati a 20 °C e 752 Torr con rendimento di corrente del 90%. Si calcoli il valore dell'intensità di corrente durante l'elettrolisi. Assumendo che all'anodo si sviluppi cloro con rendimento del 70%, stabilire quante moli se ne producono. Determinare, infine, quale può essere la reazione concorrente all'anodo e quante moli della sostanza ipotizzata sono prodotte.
 
Rispondo così:
 
Per calcolare l’intensità della corrente che ha consentito lo sviluppo dell’idrogeno gassoso è necessario
·     considerare la reazione di riduzione dell’idrogeno dell’acqua, che si scarica al posto del litio il cui potenziale di riduzione è molto più basso
·     ricordare quanto vale la carica di una mole di elettroni
·     ricordare qual è la relazione che lega la quantità di carica Q all’intensità della corrente i, cioè Q = i×t.
Prima di tutto, tramite l’equazione di stato dei gas ideali si determina la quantità in moli di idrogeno gassoso che si sviluppa all’elettrodo negativo (catodo). Quindi:
 
P = 752Torr/760Torr/atm = 752/760 atm            T = 273,15 + 20 = 293,15 K       5200 cm3 = 5,200 L
 
n H2 = PV/RT = (752/760)atm×5,200L/(0,0821L atm/K mol×293,15K) = 0,2138 mol
 
2 H2O(l) + 2 e- → H2(g)  + 2 OH-(aq)
 
n e- = n H2×2 = 0,2138 mol×2 = 0,4276 mol e- =        Q tot = 0,4276 mol e- × 96485 C/mol e- = 41254 C
 
t = 2 h × 60 min/h × 60 s/min = 7200 s            i = Q/t = 41254 C/7200 s = 5,73 A
 
   i effettiva = 5,73 A×100/90 = 6,37 A
 
Per quanto riguarda il cloro, esso si sviluppa all’anodo a seguito dell’ossidazione degli ioni cloruro secondo la semireazione
 
2 Cl-(aq) → Cl2(g)  +  2 e-
 
La quantità in moli di cloro gassoso, se il rendimento del processo elettrodico fosse del 100%, dovrebbe quindi coincidere con quella dell’idrogeno gassoso, cioè dovrebbe essere 0,2138 mol. Tenendo conto del rendimento effettivo si ha:
 
n effettiva Cl2 = 0,2138 mol×70/100 = 0,150 mol
 
Visto che si effettua l’elettrolisi di una soluzione acquosa, la reazione concorrente all’anodo potrebbe essere l’ossidazione dell’acqua da cui si sviluppa ossigeno, cioè:
 
2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+ + 4 e-
 
Se lo sviluppo di ossigeno va a compensare il mancato sviluppo di cloro, che è pari a (0,2138 – 0,150) mol = 0,0638 mol, possiamo concludere che si libereranno 0,0638/2 = 0,0319 mol di O2, dato che per ciascuna mole di ossigeno gassoso entrano in gioco 4 moli di elettroni anziché 2 moli come per il cloro.
In conclusione, l’intensità di corrente durante l’elettrolisi è 6,37 A, all’anodo si sviluppano 0,150 mol di cloro gassoso e la reazione concorrente di ossidazione dell’acqua porta allo sviluppo di 0,032 mol di ossigeno gassoso.
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Quando l’acido solforico reagisce con NaOH…

April 16, 2013, 4:40 pm
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Sara ha scritto:
 
Buonasera professoressa.
Mentre svolgevo alcuni esercizi sulle soluzioni tampone mi è sorto un dubbio. Se devo scrivere la reazione
acido solforico (1 mole) reagisce con idrossido di sodio (1 mole)
quale delle 2 opzioni che le propongo è corretta?
1) All'equilibrio ho solo idrogenosolfato di sodio (1 mole)
2) Mi rimangono 0,5 moli di acido solforico e una mole di solfato di sodio.
 
Grazie per l'attenzione.
 
 
Questa è la risposta:
 
La prima dissociazione dell’acido solforico è completa, mentre la seconda presenta una costante di equilibrio, Ka2, con ordine di grandezza 10-2. Dalla prima dissociazione di 1 mol di H2SO4 si forma quindi 1 mol di ioni H+ che verranno neutralizzati da 1 mol di ioni OH-, cioè da 1 mol di NaOH. Aggiungendo 1 mol di NaOH a 1 mol di H2SO4 è allora logico attendersi in soluzione 1 mol di ioni idrogenosolfato, HSO4-, e 1 mol di ioni Na+. Lo ione idrogenosolfato tuttavia, proprio in virtù della Ka2 dell’acido solforico, si comporta come un acido monoprotico debole che all’equilibrio è parzialmente dissociato in ioni solfato e ioni H+.
L’opzione migliore fra le due che mi proponi è allora la 1; la 2 va invece esclusa.
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