Loris ha scritto:
Gentilmente le chiedo un aiuto per questo problema.
Calcola quanti grammi di Ca₃(PO₄)₂ si ottengono da 200 g di Ca(OH)₂ e acido fosforico in eccesso secondo la reazione da bilanciare:

Ca(OH)₂ + H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + H₂O.

La ringrazio.

La risposta è questa:

I coefficienti introdotti con il bilanciamento ci consentono di determinare i rapporti molari di reazione. Per risolvere il problema basta, allora, determinare la quantità in moli di idrossido di calcio messo a reagire, stabilire sulla base del rapporto molare di reazione, n Ca(OH)₂ / n Ca₃(PO₄)₂, la quantità in moli di fosfato di calcio che si produce, e moltiplicare tale quantità per la massa molare di fosfato di calcio.

Bilanciamento e calcoli dettagliati sono questi:

3 Ca(OH)₂ + 2 H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6 H₂O.

n Ca(OH)₂ = m/m_molare = 200 g/ 74,093 g/mol = 2,70 mol

n Ca(OH)₂ / n Ca₃(PO₄)₂ = 3 mol Ca(OH)₂ / 1 mol Ca₃(PO₄)₂

n Ca₃(PO₄)₂ = n Ca(OH)₂·1 mol Ca₃(PO₄)₂ /3 mol Ca(OH)₂ = 2,70 mol Ca(OH)₂·1 mol Ca₃(PO₄)₂ /3 mol Ca(OH)₂ = 0,900 mol

m Ca₃(PO₄)₂  = n Ca₃(PO₄)₂ · m_molare = 0,900 mol · 310,18 g/mol = 279 g.

In conclusione, da 200 g di Ca(OH)₂ e acido fosforico in eccesso si ottengono 279 g di fosfato di calcio.

Alessandra ha scritto:

Salve, mi servirebbe un aiuto a chimica, se è possibile. Ho un esercizio che mi dice:

Stabilisci il rapporto molare di S₂Cl₂.

Che cos’è il rapporto molare? Vorrei sapere la formula! Grazie mille.

Rispondo così:

Se ciò che mi chiedi è l’unica richiesta dell’esercizio, si tratta di stabilire in quale rapporto stanno gli atomi degli elementi zolfo, S, e cloro, Cl, nel composto S₂Cl₂. Per rispondere basta conoscere il significato di una formula chimica e sapere che gli indici numerici che seguono il simbolo dell’elemento indicano quanti atomi di quell’elemento ci sono in una molecola del composto.

In una molecola di S₂Cl₂, allora, ci sono 2 atomi di zolfo e 2 atomi di cloro; in una mole di molecole di S₂Cl₂ ci saranno, pertanto, 2 moli di atomi di zolfo e 2 moli di atomi di cloro. Il rapporto tra le moli di atomi di zolfo, nS, e le moli di atomi di cloro, nCl, cioè il rapporto molare, è allora pari a 1; possiamo anche dire che nel composto S₂Cl₂ il rapporto molare nS / nCl è 1 : 1 (uno a uno).

Come puoi notare, per rispondere non serve una formula, ma serve conoscere il significato di una formula chimica e del termine mole!

Loris ha scritto:

Gentilmente se può spiegare questo esercizio che non riesco a fare ed è interessante.

Si titolano 25 mL di una soluzione 0,080 M di carbonato di sodio con una soluzione 0,10 M di HCl. Calcola i valori approssimati del pH

1. prima di iniziare la titolazione
2. quando sono stati aggiunti 22 mL della soluzione titolante.

Per H₂CO₃ K_a1 = 6·10^-7, K_a2 = 1·10^-10. Grazie.

Rispondo così:

Prima di iniziare la titolazione in soluzione ci sono ioni Na⁺ e CO₃^2-; il pH è determinato dalla reazione di idrolisi basica dello ione carbonato. Gli ioni carbonato, infatti, si comportano come basi di Bronsted e reagiscono con le molecole di acqua secondo la seguente reazione di idrolisi:

CO₃^2- + H₂O = HCO₃^- + OH^-

Lo ione carbonato è però una base debole la cui K_b si calcola a partire dalla K_a del suo acido coniugato (lo ione idrogenocarbonato, HCO₃^-), cioè dalla K_a2 dell’acido carbonico; per le coppie acido-base coniugate vale, infatti, la relazione  K_a · K_b = K_w.

Conoscendo il valore di K_b dello ione carbonato, CO₃^2-, e la sua concentrazione, C_b, è possibile determinare la concentrazione molare degli ioni OH^- che si producono dalla reazione di idrolisi utilizzando la relazione, valida in prima approssimazione, [OH^-]² = K_b · C_b.

Tenendo conto che nella soluzione da titolare ci sono 2·10^-3 mol di ioni carbonato, dopo aver aggiunto 22 mL della soluzione titolante, cioè 2,2·10^-3 mol di HCl, in soluzione non ci sono più ioni carbonato in quanto la maggior parte è stata trasformata in ioni idrogenocarbonato e una piccola parte in acido carbonico. Infatti, dopo l’aggiunta di 20 mL di HCl (primo punto equivalente della titolazione), in soluzione ci sono 2·10^-3 mol di ioni idrogenocarbonato che si formano dalla reazione

CO₃^2- + HCl = HCO₃^- + Cl^-;

aggiungendo ancora HCl, una parte di ioni idrogenocarbonato si trasforma in acido carbonico secondo la reazione

HCO₃^- + HCl = H₂CO₃  + Cl^-

In soluzione sono quindi presenti sia ioni idrogenocarbonato sia molecole di acido carbonico e il pH si calcola tenendo presente la relazione valida per le soluzioni tampone, [H⁺] = K_a · C_a / C_s, oppure, più semplicemente, [H⁺] = K_a · n_a / n_s, dove K_a è K_a1 dell’acido carbonico, n_a è la quantità in moli di H₂CO₃ e n_s è la quantità in moli di ioni HCO₃^-.

I calcoli in dettaglio sono questi:

K_b CO₃^2- = K_w / K_a2 = 1·10^-14/1·10^-10 = 1·10^-4           C_b = [CO₃^2-] = 0,080 mol/L

[OH^-]² = K_b · C_b = 1·10^-4 · 0,080 = 8·10^-6         [OH^-] = 2,8·10^-3 mol/L

pOH = 2,5       pH = 14 – pOH = 11,5

n CO₃^2- = M·V = 0,080 mol/L · 2,5·10^-2 L = 2,0·10^-3 mol

n HCO₃^- _{al primo punto equivalente} = 2,0·10^-3 mol = n HCl _{aggiunta al punto equivalente}

n HCl _{aggiunta in totale} = M·V = 0,10 mol/L · 2,2·10^-2 L = 2,2·10^-3 mol

n HCl _{aggiunta dopo il punto eq.} = n HCl _{aggiunta in totale} – n HCl _{aggiunta al punto eq.} = (2,2 – 2,0)·10^-3 mol = 2·10^-4 mol

n H₂CO₃ = n HCl _{aggiunta dopo il punto eq.} = 2·10^-4 mol

n HCO₃^- _rimasta = n HCO₃^- _{al primo punto equivalente} – n H₂CO₃ = (2,0·10^-3 – 2·10^-4) mol = 1,8·10^-3 mol

 [H⁺] = K_a · n_a / n_s = 6·10^-7 · 2·10^-4 mol / 1,8·10^-3 mol = 6,7·10^-8 mol/L

pH = 7,2

In conclusione, prima di iniziare la titolazione il pH vale 11,5 e diminuisce sino a 7,2 dopo l’aggiunta di 22 mL di HCl 0,10 M.

Loris ha scritto:

Gentilmente chiedo aiuto per una  spiegazione e risoluzione di questo problema.

Si mescolano 100 mL di una soluzione di acido benzoico 0,10 M con 50 mL di una soluzione di NaOH 0,18 M. Quanto vale il pH finale della soluzione? (K_a acido benzoico = 6,28·10^-5)

La ringrazio.

La spiegazione è questa:

La quantità in moli di acido benzoico, C₆H₅COOH, è più grande della quantità in moli di NaOH; quando si mescolano le due soluzioni, l’acido reagisce con la base per dare il sale benzoato di sodio, ma non tutto l’acido viene neutralizzato. A fine reazione ci sarà, allora, in soluzione il sale benzoato di sodio e l’acido benzoico residuo; si tratta quindi di una soluzione tampone la cui concentrazione di ioni H⁺ si può calcolare in prima approssimazione con la relazione [H⁺] = K_a · C_a / C_s, oppure, più semplicemente, [H⁺] = K_a · n_a / n_s.

Passando ai calcoli si ottiene:

n_iniziale C₆H₅COOH = M·V = 0,10 mol/L · 0,100 L = 1,0·10^-2 mol

n NaOH = M·V = 0,18 mol/L · 5,0·10^-2 L = 9,0·10^-3 mol

C₆H₅COOH_(aq)  +  NaOH_(aq)  →  C₆H₅COONa_(aq)  +  H₂O_(l)

n C₆H₅COONa = n NaOH = 9,0·10^-3 mol = n_s

n_finale C₆H₅COOH = n_iniziale C₆H₅COOH – n C₆H₅COONa = (1,0·10^-2 – 9,0·10^-3) mol = 1,0·10^-3 mol = n_a

[H⁺] = K_a · n_a / n_s = 6,28·10^-5 · 1,0·10^-3 mol / 9,0·10^-3 mol = 6,98·10^-6 mol/L

pH = -log [H⁺] = -log 6,98·10^-6 = 5,16

In conclusione, il pH finale della soluzione vale 5,16.

Uno studente ha scritto:

Ho difficoltà a risolvere questo esercizio. Può spiegarlo e risolverlo? Grazie.

A 50 mL di CH₃COOH 0,10 M vengono aggiunti 120 mg di NaOH. Calcolare il pH della soluzione ottenuta se K_a = 2,0·10^-5.

L’esercizio si risolve così:

Aggiungendo NaOH alla soluzione di acido acetico avviene la reazione di neutralizzazione che porta alla formazione di acqua e del sale acetato di sodio. L’equazione di reazione è

CH₃COOH_(aq) + NaOH_(s) →  CH₃COONa_(aq)  +  H₂O_(l)

Per stabilire quale sia il pH a fine reazione è necessario determinare la quantità in moli sia dell’acido sia della base e verificare se essi sono in quantità stechiometrica oppure se uno dei due è in eccesso.

Come è specificato nei calcoli sottostanti, la quantità in moli di CH₃COOH (5,0·10^-3 mol) è superiore a quella della base NaOH (3,0·10^-3 mol). Una parte di acido, pertanto, non può essere neutralizzata dalla base per cui a fine reazione sono presenti in soluzione sia l’eccesso di acido acetico sia il sale acetato di sodio. Le quantità di acido e sale sono tali da costituire una soluzione tampone il cui pH può essere in prima approssimazione calcolato a partire dalla relazione [H⁺] = K_a · n_a / n_s.

I calcoli in dettaglio sono questi:

n_iniziale CH₃COOH = M·V = 0,10 mol/L · 0,050 L = 5,0·10^-3 mol

n NaOH = m/m_molare = 0,120 g / 39,997 g/mol = 3,0·10^-3 mol

n CH₃COONa = n NaOH = 3,0·10^-3 mol = n_s

n_finale CH₃COOH = n_iniziale CH₃COOH – n CH₃COONa = (5,0·10^-3 – 3,0·10^-3) mol = 2,0·10^-3 mol = n_a

[H⁺] = K_a · n_a / n_s = 2,0·10^-5 · 2,0·10^-3 mol / 3,0·10^-3 mol = 1,33·10^-5 mol/L

pH = -log [H⁺] = -log 1,33·10^-5 = 4,88

In conclusione, il pH finale della soluzione vale 4,88.

Carlotta ha scritto:
Salve prof.ssa, vorrei un aiuto nel risolvere questo problema in cui mi viene chiesto di calcolare la molalità e la % in peso di una soluzione di acido solforico, avendo la M e la d.
Una soluzione di acido solforico ha una densità pari a 1,44 g/mL e una concentrazione di 7,87 M. Calcola la molalità e la % in peso.

Grazie in anticipo.

Ecco l’aiuto:

La concentrazione molare indica la quantità in moli di soluto presente in un litro di soluzione.

Per calcolare la percentuale in peso di soluto è necessario prima di tutto trasformare la quantità in moli, n, di soluto in massa di soluto e il volume di soluzione in massa di soluzione; la prima trasformazione si ottiene a partire dalla massa molare dell’acido solforico, la seconda a partire dal dato della densità della soluzione. Noti i valori delle due masse si calcola poi la percentuale.

Per calcolare la molalità, che indica la quantità in moli di soluto contenuta in un kilogrammo di solvente, è necessario stabilire prima di tutto quale sia la massa di solvente presente in un litro di soluzione 7,87 M; per farlo, si sottrae alla massa di un litro di soluzione la massa di 7,87 mol di soluto. Rapportando la quantità in moli di soluto alla massa di solvente (espressa in kg) in cui essa è disciolta si determina la quantità in moli di soluto contenuta in un kilogrammo di solvente.

I calcoli in dettaglio sono questi:

m H₂SO₄ = n · m_molare = 7,87 mol · 98,079 g/mol = 771,88 g

m_{soluzione (1 L)}  = d · V = 1,44 g/mL · 1000 mL = 1440 g

C% = (m_soluto / m_soluzione)·100 = (771,88 g/1440 g)·100 = 53,6%

m_{solvente (in 1 L di soluzione)} = m_{soluzione (1 L)} – m H₂SO_{4 (7,87 mol)} = (1440 – 771,88) g = 668,12 g = 0,66812 kg

molalità = n_soluto / m_soluzione (in kg) = 7,87 mol / 0,66812 kg_solvente = 11,8 mol/kg_solvente

In conclusione, una soluzione 7,87 M di acido solforico avente densità 1,44 g/mL ha una concentrazione percentuale in peso pari a 53,6% e molalità pari a 11,8 mol/ kg_solvente.

Aurora ha scritto:
Salve professoressa, ho riscontrato un problema con un esercizio di chimica.

L’analisi mostra che 0,586 g di potassio si combinano con 0,480 g di ossigeno gassoso per dare un solido bianco con formula K_xO_y. Qual è la formula minima del composto?
Svolgendo i calcoli il rapporto tra K e O mi risulta 1:2, quando in realtà dovrebbe essere K₂O, ossido di potassio. Grazie.

Ecco la risposta:

Come hai correttamente calcolato, nel composto in analisi il rapporto tra le quantità in moli di potassio e ossigeno è effettivamente di 1 : 2. La formula minima deve quindi essere scritta come KO₂.

Il monossido di potassio, K₂O, è certamente il composto più noto fra gli ossidi del potassio, tuttavia esiste anche il composto KO₂, denominato superossido di potassio.

I dati numerici riportati nell’esercizio sono quindi sensati. L’unica imprecisione è che il superossido di potassio non è un solido bianco, bensì di colore arancio scuro; è invece bianco il monossido di potassio. C’è quindi qualcosa che non va nel testo dell’esercizio, ma la formula minima che si ricava dai dati è proprio KO₂.

Fabio chiede aiuto per svolgere il seguente esercizio:

Il comune zucchero che utilizziamo in cucina è costituito di molecole di saccarosio, la cui formula è C₁₂H₂₂O₁₁. Un cucchiaio colmo di zucchero corrisponde a circa 5· 10^-2 mol di molecole di saccarosio. Determina:

1. quante molecole di saccarosio ci sono in tutto nel cucchiaio
2. quanti atomi di carbonio, quanti di idrogeno e quanti di ossigeno ci sono in tutto nel cucchiaio.

Ecco l’aiuto:

Una mole di qualsiasi sostanza contiene un numero di entità elementari pari alla costante di Avogadro, N_A; per calcolare il numero di entità presenti in una certa quantità di sostanza si deve quindi moltiplicare la quantità in moli, n, per N_A; pertanto:

numero entità = n (mol) · N_A (mol^-1)

1. numero molecole di saccarosio = 5 · 10^-2 mol · 6,022 · 10²³ mol^-1 = 3 · 10²² molecole

Poiché ogni molecola di saccarosio contiene 12 atomi di carbonio, 22 di idrogeno e 11 di ossigeno, per trovare il numero complessivo di ciascuno di essi basta moltiplicare tali numeri per il numero di molecole di saccarosio presenti nel cucchiaio; quindi:

2. totale atomi C = 12 (atomi C/molecola saccarosio) · 3 · 10²² molecole di saccarosio = 3,6 · 10²³ atomi = circa 4 · 10²³ atomi

totale atomi H = 22 (atomi H/molecola saccarosio) · 3 · 10²² molecole di saccarosio = 6,6 · 10²³ atomi = circa 7 · 10²³ atomi

totale atomi O = 11 (atomi O/molecola saccarosio) · 3 · 10²² molecole di saccarosio = 3,3 · 10²³ atomi = circa 3 · 10²³ atomi

Ecco fatto… È tutto chiaro, ora?

Carolina ha scritto:

Come va svolto il seguente esercizio? Grazie per l’aiuto.

A 100 mL di idrossido di bario 0,1 M si aggiungono 50 mL di acido solforico 0,2 M. Determina il pOH della soluzione di idrossido di bario e il pH di quella di acido solforico prima del mescolamento e stabilisci il pH della soluzione finale.

Rispondo così:

Per determinare il pH e il pOH delle soluzioni iniziali è sufficiente applicare le definizione di pH e pOH, cioè

pH = – log [H⁺]          pOH = -log [OH^-].

Devi ricordare, però, che per ogni mole di idrossido di bario disciolta si liberano due moli di ioni OH^- e che per ogni mole di acido solforico disciolto (se, in prima approssimazione, lo si considera elettrolita forte per entrambe le dissociazioni) si liberano due moli di ioni H⁺. Le formule dei due composti e le relative reazioni di dissociazione, infatti, sono

Ba(OH)_2(aq) → Ba²⁺_(aq) + 2OH^-_(aq)           H₂SO_4(aq) → 2H⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

Per determinare il pH della soluzione finale devi invece tenere presente che acido e base reagiscono secondo l’equazione

Ba(OH)_2(aq) + H₂SO_4(aq) → BaSO_4(s) + 2 H₂O_(l)

o, più semplicemente, secondo l’equazione ionica netta

H⁺_(aq) + OH^-_(aq) → H₂O_(l)

Se i due reagenti sono miscelati rispettando il rapporto stechiometrico (1 : 1), gli ioni H⁺ e OH^- sono in ugual numero, si combinano per formare acqua neutralizzandosi a vicenda e a fine reazione il pH risulta neutro. Per rispondere è quindi necessario determinare la quantità in moli dell’acido e della base a partire dalla definizione di concentrazione molare di una soluzione, cioè M (mol/L) = n (mol) / V (L).

I calcoli in dettaglio sono questi:

[Ba(OH)₂] = 0,1 M         [OH^-] = 0,2 M         pOH = -log 0,2 = 0,7

[H₂SO₄] = 0,2 M         [H⁺] = 0,4 M           pH = -log 0,4 = 0,4

n H⁺ = 50·10^-3 L · 0,4 mol/L =  2·10^-2 mol  

n OH^- = 100·10^-3 L · 0,2 mol/L =  2·10^-2 mol

In conclusione, il pOH della soluzione di idrossido di bario è 0,7, il pH della soluzione di acido solforico è 0,4 mentre il pH della soluzione finale, essendo uguale la quantità in moli di ioni H⁺ e OH^-, è neutro, cioè 7.

Ecco fatto!

Alessandro ha scritto:

Salve, ho difficoltà con questo esercizio. Grazie e saluti.

Calcolare il pH di una soluzione acquosa 0,20 M di KCCl₃CO₂ (tricloroacetato di potassio), sapendo che una soluzione 0,035 M di CCl₃CO₂H ha pH = 1,50.

L’esercizio si risolve così:

A partire dal valore di pH della soluzione di acido tricloroacetico è possibile calcolare la concentrazione molare di ioni H⁺ della soluzione e il valore di K_a dell’acido.

In una soluzione di tricloroacetato di potassio sono presenti ioni K⁺ e CCl₃CO₂^-. Questi ultimi reagiscono con le molecole di acqua comportandosi da base di Brönsted, seppur molto debole, secondo la seguente reazione di idrolisi:

CCl₃CO₂^-  +  H₂O = CCl₃CO₂H + OH^-

Il valore di K_b dello ione tricloroacetato (base coniugata dell’acido tricloroacetico), che si ricava dalla K_a dell’acido, è infatti decisamente piccolo; la relazione da utilizzare per calcolare la concentrazione di ioni OH^- dipende proprio dalla sua entità. Infatti, quando una base è molto debole non è possibile trascurare, nel calcolo del pH, la concentrazione di  ioni OH^- provenienti dalla dissociazione dell’acqua stessa.

I calcoli in dettaglio sono questi:

[H⁺] = 10^-pH = 10^-1,50 = 0,0316 mol/L = [CCl₃CO₂^-]

[CCl₃CO₂H]_eq = (0,035 – 0,0316) mol/L = 0,0034 mol/L

K_a = [H⁺] · [CCl₃CO₂^-] / [CCl₃CO₂H] = (0,0316)² / 0,0034 = 0,29

K_b CCl₃CO₂^- = K_w / K_a = 1,0·10^-14/0,29 = 3,45·10^-14           C_b = 0,20 mol/L

K_b · C_b = 3,45·10^-14 · 0,20 = 6,9·10^-15

Quando, come in questo caso, il valore di K_b è inferiore a 10^-7 e il prodotto K_b · C_b è inferiore a 10^-12, si può determinare in modo approssimato la concentrazione di ioni OH^- utilizzando la relazione  [OH^-]² = (K_b · C_b +  K_w); il calcolo esatto comporterebbe, invece, la risoluzione di un’equazione di 3° grado. Quindi:

[OH^-]² = (K_b · C_b +  K_w) = (6,9·10^-15  +  1,0·10^-14) = 1,69·10^-14           [OH^-] = 1,3·10^-7 mol/L

pOH = 6,89       pH = 14 – pOH = 7,11

In conclusione, il pH di una soluzione acquosa 0,20 M di tricloroacetato di potassio è 7,11 ed è quindi molto prossimo alla neutralità, come si poteva prevedere considerando l’elevato valore della K_a dell’acido tricloroacetico.

Elisa ha scritto:

Salve. Devo rispondere al seguente quesito e trovo molte difficoltà. Può aiutarmi? Grazie.

Quando si fanno reagire il 2-metilbutene, il propene e l’etene con acido iodidrico si nota che la velocità di reazione diminuisce andando dal 2-metilbutene all’etene. Come spiegheresti questo dato sperimentale?

Ecco l’aiuto:

2-metilbutene, propene ed etene sono alcheni, cioè molecole in cui è presente un doppio legame. La reazione caratteristica degli alcheni è l’addizione elettrofila al doppio legame carbonio-carbonio; durante una tale reazione l’alchene, che è un composto insaturo, e l’altro reagente, che è un elettrofilo, si combinano per dare origine a un unico prodotto saturo.

La reazione di addizione elettrofila avviene in due stadi; lo stadio più lento, che determina la velocità dell’intero processo, è il primo, durante il quale si ha la formazione di un carbocatione, cioè di uno ione (derivato da una molecola organica) la cui carica positiva è situata su un atomo di carbonio.

In linea di massima, i carbocationi che si formano più facilmente sono quelli terziari, del tipo R₃C⁺, seguiti da quelli secondari, R₂CH⁺ e da quelli primari, RCH₂⁺.

Il carbocatione che si forma quando il 2-metilbutene reagisce con HI è (CH₃)₃C⁺ ed è quindi terziario; nel caso del propene si forma il carbocatione (CH₃)₂CH⁺, che è secondario,  mentre con l’etene si forma il carbocatione primario CH₃CH₂⁺.

In conclusione, la velocità di reazione diminuisce andando dal 2-metilbutene all’etene perché i carbocationi che si formano durante il primo stadio dell’addizione elettrofila sono via via meno stabili e si formano con maggiore difficoltà.

Elias ha scritto:
Buongiorno. Il mio dubbio riguarda il bilanciamento di una ossidoriduzione con il metodo delle semireazioni:

ZnS + O₂ → ZnO + SO₂

Sapendo che lo zolfo si ossida passando da -2 a +4 mi ritrovo con questo dubbio… Ma l’ossigeno in forma molecolare, e quindi a 0, si riduce a -2 sia in ZnO che in SO₂? Quale devo scegliere nello scrivere le semireazioni ?

La ringrazio molto.

Ecco la risposta:

L’ossigeno, nei composti che lo contengono, ha quasi sempre numero di ossidazione -2; fanno eccezione OF₂, in cui O ha numero di ossidazione +2, e i perossidi, in cui O ha numero di ossidazione -1. Pertanto, sia in ZnO sia in SO₂ l’ossigeno ha numero di ossidazione -2.

Per conteggiare correttamente il numero di elettroni coinvolti nella semireazione di riduzione devi quindi tener conto del numero totale di atomi di ossigeno presenti in entrambi i composti (3 atomi in tutto, di cui 1 in ZnO e 2 in SO₂) e tenere presente che il numero di atomi di ossigeno combinati con lo zolfo deve sempre essere il doppio del numero di atomi di ossigeno combinati con lo zinco.

Le semireazioni sono queste:

S^(-2)  →  S⁽⁺⁴⁾  +  6 e^-       ossidazione

O₂  +  4 e^-  → 2 O^(-2)        riduzione

Con il bilanciamento elettronico si ottiene:

2 · (S^(-2)  →  S⁽⁺⁴⁾  +  6 e^-)

3 · (O₂  +  4 e^-  → 2 O^(-2))

Il bilanciamento complessivo, pertanto, risulta:

2 ZnS  +  3 O₂ → 2 ZnO  +  2 SO₂

In questo caso, come puoi notare, riportando davanti alle rispettive formule i coefficienti individuati nel bilanciamento elettronico si riesce a bilanciare senza difficoltà tutta la reazione.

Tutto a posto, ora?

Tommaso ha scritto:

Gentile professoressa, mi potrebbe aiutare a risolvere questo problema?

Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 42 mL di una soluzione di NaOH 0,07 M con 42 mL di una soluzione di cloruro di ammonio 0,19 M (K_a = 5,6·10^-10).

Vorrei capire il perché il pH si calcola tenendo conto solo dell’eccesso di NH₄⁺ in soluzione, trascurando dunque la parte di NH₃ formata. Grazie.

Rispondo così:

Quando si aggiunge una soluzione di NaOH a una soluzione contenente ioni NH₄⁺ avviene la reazione acido-base che porta alla formazione di NH₃ e acqua:

NH₄⁺_(aq) +  OH^-_(aq) → NH_3(aq) +  H₂O_(l)  

Poiché i volumi delle due soluzioni sono identici e la concentrazione della soluzione di NaOH è inferiore a quella del cloruro d’ammonio, a fine reazione sono presenti in soluzione sia ammoniaca sia l’eccesso di ioni NH₄⁺; sarebbe quindi logico calcolare il pH in prima approssimazione a partire dalla relazione [OH^-] = K_b · n_b / n_s.

Non so da dove provenga l’informazione che il pH debba essere calcolato tenendo conto soltanto dell’eccesso di ioni ammonio. Ammettendo che la fonte sia attendibile, posso ipotizzare che per un qualche motivo, per esempio a seguito del riscaldamento della soluzione, l’ammoniaca, che a temperatura ambiente è un gas, si allontani dalla soluzione stessa. In tal caso a fine reazione resterebbero soltanto ioni ammonio e il pH potrebbe essere calcolato, in prima approssimazione, a partire dalla relazione [H⁺]² = K_a · C_a; gli ioni ammonio, infatti, reagiscono con le molecole di acqua comportandosi da acido debole secondo la reazione di idrolisi

NH₄⁺_(aq)  +   H₂O_(l)   →  NH_3(aq)  +  H₃O⁺_(aq)

A partire dal testo dell’esercizio che mi proponi, in cui non c’è alcun riferimento a condizioni che potrebbero favorire l’allontanamento dell’ammoniaca dalla soluzione, è corretto considerare la soluzione finale come una soluzione tampone e calcolare il pH tenendo conto sia della quantità in moli di ammoniaca che si è formata, n_b, sia della quantità in moli di ioni ammonio rimasti a fine reazione, n_s.

Ora tocca a te decidere… Buon lavoro!

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Luisa mi chiede:

Di fronte ad una serie di disattivanti delle sostituzioni elettrofile aromatiche (SEA), per esempio Cl, NO₂, CHO, come si decide quale è più disattivante? Secondo i valori di elettronegatività?

Grazie per la risposta.

La risposta è questa:

I disattivanti sono tali perché richiamano elettroni all’esterno dell’anello e si riconoscono sperimentalmente perché rendono l’anello benzenico meno reattivo ad una seconda sostituzione, che procede a una velocità inferiore rispetto all’analoga reazione dell’anello benzenico senza gruppi sostituenti. Spieghiamo la loro azione considerando due tipi di effetti:

• effetti induttivi, che riguardano il richiamo o la cessione parziale di elettroni realizzata attraverso legami σ e che sono determinati dalla differenza di elettronegatività;

• effetti mesomerici, che riguardano il richiamo di elettroni π dal ciclo benzenico verso l’atomo direttamente legato all’anello (risonanza).

L’effetto disattivante complessivo è tanto più pronunciato quanto più l’atomo direttamente legato all’anello è elettronpovero; esso, infatti, tenderà a sottrarre all’anello parte della sua densità elettronica, e un anello impoverito di elettroni risulta meno reattivo ad un successivo attacco elettrofilo.

Il gruppo nitro, NO₂, è uno dei più forti disattivanti; esso, infatti, richiama elettroni sia per effetto induttivo sia per risonanza.

Anche per il gruppo CHO la situazione è simile, ma l’effetto induttivo è meno pronunciato; infatti, mentre nel gruppo nitro i legami C_(anello)-N e N-O sono entrambi polarizzati e l’atomo N è legato a due atomi di ossigeno, nel gruppo CHO risulta polarizzato soltanto l’unico legame C-O.

Nel clorobenzene, infine, il legame C-Cl è polarizzato verso il cloro e vi è quindi un effetto induttivo che tende a impoverire l’anello di elettroni; l’atomo di cloro, tuttavia, rilascia elettroni per risonanza, così che l’effetto induttivo risulta indebolito.

Affinché il gruppo sostituente sia un forte disattivante non è però necessario che si manifestino entrambi gli effetti. Il gruppo CF₃, per esempio, è un potente disattivante che agisce tramite un marcato effetto induttivo; l’elevata elettronegatività dei tre atomi di fluoro legati al carbonio rende, infatti, quest’ultimo particolarmente povero di elettroni.

Tommaso ha scritto:

Buongiorno professoressa, avrei bisogno del suo aiuto per questo esercizio.

Calcola il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 22,0 g di monoidrogenofosfato di potassio a 12,0 g di fosfato di potassio (K_a1 = 7·10^-3; K_a2 = 7,9·10^-8; K_a3 = 3,9·10^-13) in acqua fino a volume di 200 mL. Calcola il pH finale dopo aggiunta di:

1. 16 mL di soluzione 0,10 M di NaOH
2. 16 mL di soluzione 0,10 M di HCl.

Ecco l’aiuto:

Una soluzione in cui si disciolgono monoidrogenofosfato di potassio, K₂HPO₄, e fosfato di potassio, K₃PO₄, contiene la coppia acido-base coniugata HPO₄^2- / PO₄^3- e funge da tampone del pH.

Per il calcolo approssimato del pH iniziale basta applicare la relazione [H⁺] = K_a·C_a/C_s, o, più semplicemente, [H⁺] = K_a·n_a/n_s, in cui K_a corrisponde a K_a3 dell’acido fosforico (la costante della sua terza ionizzazione, HPO₄^2- → H⁺ + PO₄^3-), e n_a/n_s è il rapporto tra le quantità in moli di HPO₄^2- (derivato dalla dissociazione di K₂HPO₄) e di  PO₄^3- (derivato dalla dissociazione di K₃PO₄).

Per il calcolo del pH finale è necessario tenere presente che all’aggiunta della base NaOH avviene la reazione

HPO₄^2- +  OH^- → PO₄^3- +  H₂O

che porta alla diminuzione del valore di n_a e all’aumento del valore di n_s, mentre all’aggiunta di HCl avviene la reazione

PO₄^3- +  H⁺ → HPO₄^2-

con cui aumenta il valore di n_a e diminuisce quello di n_s.

I calcoli in dettaglio sono questi:

n K₂HPO₄ = m/m_molare = 22,0 g / 174,23 g/mol = 0,126 mol = n HPO₄^2-

n K₃PO₄ = m/m_molare = 12,0 g / 212,27 g/mol = 0,0565 mol = n PO₄^3-

[H⁺] = K_a·n_a/n_s = 3,9·10^-13 · 0,126 mol / 0,0565 mol = 8,70·10^-13

pH_iniziale = -log [H⁺] = -log 8,7·10^-13 = 12,06

n NaOH = M·V = 0,10 mol/L · 1,6·10^-2 L = 1,6·10^-3 mol = n HPO₄^2-_{che reagisce} = n PO₄^3-_{che si forma}

n HPO₄^2-_rimanente = (0,126 – 1,6·10^-3) mol = 0,1244 mol

n PO₄^3-_totale = (0,0565 + 1,6·10^-3) mol = 0,0581 mol

[H⁺]_finale1 = 3,9·10^-13 · 0,1244 mol / 0,0581 mol = 8,5·10^-13 mol/L

pH_finale1 = -log 8,5·10^-13 = 12,07

n HCl = M·V = 0,10 mol/L · 1,6·10^-2 L = 1,6·10^-3 mol = n PO₄^3-_{che reagisce} = n HPO₄^2-_{che si forma}

n PO₄^3- _rimanente = (0,0565 – 1,6·10^-3) mol = 0,0549 mol

n HPO₄^2- _totale = (0,126 + 1,6·10^-3) mol = 0,1276 mol

 [H⁺]_finale2 = 3,9·10^-13 · 0,1276 mol / 0,0549 mol = 9,06·10^-13 mol/L

pH_finale2 = -log 9,06·10^-13 = 12,04

Come puoi notare, a seguito dell’aggiunta in soluzione di acidi e basi forti, la variazione di pH risulta minima. Ecco fatto…

Vittoria ha scritto:
Calcolare quanti grammi di idrossido di litio bisogna aggiungere a 2,0 L di soluzione di acido formico 5,0 molale (d = 1,3 g/mL) per avere una soluzione con valore di pH = 3,85 (K_a acido formico = 1,0·10^-4).

Grazie!!

L’esercizio si risolve così:

Quando si aggiunge una base come LiOH a una soluzione di acido formico, HCOOH, avviene una reazione acido-base (reazione di neutralizzazione) che porta alla formazione di ioni formiato, HCOO^-, e acqua.

HCOOH +  OH^- → HCOO^- +  H₂O

Poiché la soluzione deve avere alla fine un pH nettamente inferiore a 7 e prossimo al valore di pK_a dell’acido formico, si può dedurre che la neutralizzazione è solo parziale, che in soluzione è presente la coppia acido-base coniugata HCOOH / HCOO^-, e che la soluzione funge da tampone del pH.

In una soluzione tampone la relazione che, in prima approssimazione, lega la concentrazione idrogenionica alla concentrazione dell’acido e della base coniugata è [H⁺] = K_a·C_a/C_s, o, più semplicemente, [H⁺] = K_a·n_a/n_s, in cui K_a è la costante di ionizzazione dell’acido formico e n_a/n_s è il rapporto tra le quantità in moli di HCOOH e di HCOO^-. Da tale relazione, conoscendo il pH, si può determinare il valore del rapporto n_a/n_s.

Per determinare la massa di LiOH da aggiungere, si deve calcolare la quantità in moli di acido formico contenuta in 2,0 L di soluzione 5,0 molale e ricordare che tale quantità corrisponde, a reazione acido-base avvenuta, alla somma n_a + n_s. La quantità in moli, n_s, di ioni formiato che si formano durante la reazione acido-base corrisponde alla quantità in moli di LiOH da aggiungere alla soluzione di acido formico.

I calcoli in dettaglio sono questi:

molalità = n / m_solvente (kg)

m_soluzione = d·V = 1,3 g/mL · 2000 mL = 2600 g

m_{soluto in 2600 g soluz.} = x mol · m_molare = x mol · 46 g/mol = 46x g

m_solvente = (2600 – 46x) g = (2600 – 46x)·10^-3 kg

x mol / (2600 – 46x)·10^-3 kg_solvente = 5,0 mol/kg_solvente

x = 13 – 0,23x

x = 10,57

n_iniziale HCOOH = 10,57 mol

 [H⁺] = 10^-pH = 10^-3,85 = 1,41·10^-4 mol/L

n_a/n_s = [H⁺] / K_a = 1,41·10^-4 / 1,0·10^-4 = 1,41

n_a = 1,41 · n_s

n_a + n_s = n_iniziale HCOOH = 10,57 mol

1,41 n_s + n_s = 10,57

2,41 n_s = 10,57

n_s = 10,57/2,41 = 4,39 mol = n HCOO^-

n_a = 1,41 · n_s = 1,41×4,39 = 6,18 mol

n LiOH = n HCOO^- = 4,39 mol

m LiOH = n · m_molare = 4,39 mol · 23,95 g/mol = 105 g

In conclusione, la massa di LiOH da aggiungere alla soluzione di acido formico affinché il pH risulti 3,85 è pari a 105 g (1,0·10² g se si esprime il risultato con il corretto numero di cifre significative).

Luca ha scritto:

Come mai, a temperatura e pressione ambiente, l’etanolo è liquido e l’etere dimetilico è gassoso?

Grazie per la risposta.

Rispondo così:

La formula condensata dell’etanolo, che è un alcol, è CH₃-CH₂-OH, mentre quella dell’etere dimetilico è CH₃-O-CH₃. Come puoi notare, le due molecole sono isomeri in quanto hanno lo stessa formula grezza, ma differiscono per il gruppo funzionale.

Nel gruppo funzionale dell’alcol, C-OH, vi è un atomo di idrogeno legato all’atomo di ossigeno, molto elettronegativo, tramite un legame covalente polarizzato; ci sono quindi le condizioni affinché tra una molecola e l’altra di etanolo si formino legami a idrogeno. Come certamente saprai, il legame a idrogeno è il legame intermolecolare più forte di tutti e, a condizioni ambiente, è in grado di tenere vicine tra loro le molecole di alcol, che si presenta così allo stato liquido.

Nel gruppo funzionale dell’etere, C-O-C, invece, non ci sono atomi di idrogeno legati all’ossigeno; tutti gli atomi di idrogeno sono infatti legati agli atomi di carbonio tramite legami covalenti pressoché puri. Tra una molecola e l’altra di etere dimetilico, pertanto, non possono formarsi legami a idrogeno, ma agiscono forze di Van der Waals che sono circa dieci volte più deboli dei legami a idrogeno. Le molecole di etere, a condizioni ambiente, possono allora muoversi in modo quasi indipendente così che l’etere si presenta allo stato gassoso.

Michele ha scritto:

Salve professoressa, spero riesca ad aiutarmi a risolvere il seguente problema.

Calcolare il pH di un’acqua saturata con aria [con un contenuto di CO_2(g) di 0,035% (v/v)] alle vecchie condizioni standard (101300 Pa e 298,15 K) sapendo che:

CO_2(g) → CO_2(aq)   K_p = 3,4·10^-7  mol / L Pa

CO_2(aq)  +  H₂O_(l) → HCO₃^-_(aq)  +  H⁺_(aq)   K = 4,45·10^-7

Grazie mille per il suo aiuto!!

Ecco l’aiuto:

Per calcolare il pH è necessario conoscere la concentrazione di ioni H⁺ che si liberano quando il diossido di carbonio disciolto in acqua reagisce con l’acqua stessa, comportandosi da acido debole. La relazione che, in prima approssimazione, consente di calcolare la concentrazione di ioni H⁺ in una soluzione di acido debole è [H⁺]² = K_a · C_a; in questo caso C_a rappresenta la concentrazione di CO_2(aq).

Poiché, a temperatura costante, la solubilità di un gas che si scioglie in un dato volume di solvente è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas in equilibrio con la soluzione (legge di Henry), si può scrivere [CO_2(aq)] = K P_CO2(g), dove P_CO2(g) è la pressione parziale che CO_2(g) esercita sulla soluzione e K è una costante tipica di ciascun gas. Essendo noto il suo valore è quindi possibile calcolare la concentrazione di CO_2(aq) a patto che si determini la pressione parziale che CO_2(g) esercita sulla soluzione.

A questo scopo basta ricordare che la pressione parziale di un gas in miscela con altri, con cui esso non reagisce, si calcola moltiplicando la pressione totale della miscela gassosa per la frazione molare (χ) del gas, e che la frazione molare corrisponde al rapporto tra la quantità in moli del gas in questione e la quantità in moli di gas in totale presenti nella miscela. In questo caso si può determinare il valore della frazione molare a partire dalla concentrazione percentuale v/v di CO_2(g) nell’aria; infatti, per i gas che si comportano come ideali, esiste una proporzionalità diretta tra la quantità in moli di gas e il volume da esso occupato, per cui si può scrivere Χ _CO2(g) = n_CO2(g) /n_totale = V_CO2(g) / V_totale.

I calcoli in dettaglio sono questi:

Χ _CO2(g) = 0,035 L_CO2(g) / 100 L_aria = 3,5·10^-4

P_CO2(g) = Χ _CO2(g) · P _totale = 3,5·10^-4 · 101300 Pa = 35,455 Pa

[CO_2(aq)] = K P_CO2(g) = 3,4·10^-7  mol / L Pa · 35,455 Pa = 1,2·10^-5  mol / L = C_a

[H⁺]² = K_a · C_a = 4,45·10^-7 · 1,2·10^-5 = 5,36·10^-12

[H⁺] = 2,316·10^-6

pH = -log [H⁺] = - log 2,316·10^-6 = 5,63

In conclusione, il pH di un’acqua saturata con aria è 5,63, cioè leggermente acido.

Spero che ti risulti tutto chiaro!

Antonio ha scritto:
Salve, professoressa. Ho riscontrato dei problemi nel risolvere questo quesito. Potrebbe aiutarmi? Distinti saluti.

In un campione di C₆H₁₂O₆ sono presenti 1,22·10²³ atomi di H. Determinare la massa in grammi del campione.

Ecco l’aiuto:

A partire dal numero di atomi di idrogeno e dalla formula del composto, è possibile calcolare quante molecole ci sono nel campione; infatti, se una molecola contiene 12 atomi di idrogeno, il numero di molecole deve essere 12 volte inferiore al numero di atomi di idrogeno.

Per determinarne la massa, devi prima trasformare il numero di molecole nella corrispondente quantità in moli (n) tenendo presente che una mole contiene sempre 6,022·10²³ entità elementari (in questo caso molecole); poi devi ricordare che la massa di una mole (massa molare), espressa in grammi, è numericamente uguale al peso molecolare (M_r) della sostanza. Infine, moltiplicando la quantità in moli per la massa molare pervieni al risultato.

I calcoli in dettaglio sono questi:

n.° atomi H in una molecola di C₆H₁₂O₆ = 12 _atomi H / molecola C₆H₁₂O₆

n.°_molecole C₆H₁₂O₆ = 1,22·10²³ _atomi H / 12 _atomi H / molecola C₆H₁₂O₆ = 1,017·10²² molecole C₆H₁₂O₆

n C₆H₁₂O₆ = 1,017·10²² molecole C₆H₁₂O₆ / 6,022·10²³ molecole C₆H₁₂O₆/mol = 0,0169 mol

M_r C₆H₁₂O₆ =180,1572       m_molare C₆H₁₂O₆ = 180,1572 g/mol

m C₆H₁₂O₆ = n · m_molare C₆H₁₂O₆ = 0,0169 mol · 180,1572 g/mol = 3,04 g

In conclusione, la massa in grammi del campione è pari a 3,04 g.

Cari saluti anche a te…

Domenico ha scritto:

Vorrei sapere quali differenze vi sono tra il termine molecola e quello di composto.

Rispondo così:

Un composto è una sostanza costituita da atomi di due o più elementi diversi presenti in rapporti ben definiti.

Il termine molecola indica il più piccolo insieme di atomi, uguali o diversi, uniti da legami chimici, capace di esistere allo stato libero e tale da mantenere tutte le proprietà chimiche della sostanza considerata.

Per esempio, le formule N₂ e H₂O rappresentano entrambe una molecola, ma la prima è costituita da atomi uguali (di uno stesso elemento), ed è quindi una molecola di sostanza elementare; la seconda, essendo costituita da atomi di elementi diversi, è la molecola di una sostanza composta.