La concentrazione % massa/volume

April 18, 2013, 4:50 pm

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Lorenzo ha scritto:

 

Buona sera, prof!

Purtroppo non riesco a capire come risolvere questo problema. Grazie infinite!

 

Quanti grammi di H₂SO₄ sono contenuti in 3,5 L di una soluzione al 25% m/V?

 

 

Ecco la risoluzione:

 

Il dato 25% m/V specifica la concentrazione della soluzione, che è espressa in percentuale massa/volume, e sta ad indicare che la tua soluzione contiene 25 g di acido solforico disciolti in 100 mL di soluzione. Se tieni presente che 3,5 L corrispondono a 3500 mL, e immagini di preparare un tale volume di soluzione unendo tante aliquote da 100 mL, puoi concludere che ti servono 35 aliquote (35×100 mL = 3500 mL) in ciascuna delle quali si trovano disciolti 25 g di acido solforico. La massa totale di soluto, pertanto, è pari a 25 g × 35 = 875 g.

Per risolvere il problema in modo più appropriato, devi far ricorso alla relazione che esprime la concentrazione percentuale m/V e ricavare da questa la relazione inversa che ti consente di calcolare la massa di soluto. I passaggi sono questi:

 

C% _m/V = (m_soluto/V_soluzione)×100             m_soluto= C% _m/V × V_soluzione /100

 

C% _m/V = 25                 V_soluzione = 3500 mL             m_soluto= 25 g×3500 mL/100 mL = 875 g

 

Come puoi notare, il calcolo finale corrisponde al precedente; in conclusione, in 3,5 L di una soluzione al 25% m/V di H₂SO₄ sono contenuti 875 g di acido solforico. Tutto chiaro, ora?

            

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Elettrodi ed equilibri

April 20, 2013, 5:44 pm

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Alessandro ha scritto:

 

Salve,

volevo chiederle quali sono gli equilibri (ioni che passano in soluzione ecc.) che avvengono tra la soluzione e la lamina metallica di un elettrodo di terza specie e uno a gas, affinché ci sia una differenza di potenziale fra la lamina di metallo e la soluzione. Ad esempio nell'elettrodo di terza specie dove in soluzione c'è Fe²⁺ e Fe³⁺ come si riesce ad instaurare una differenza di potenziale tra la lamina e la soluzione affinché quest'ultima si carichi positivamente e la lamina negativamente o viceversa? Oppure in un elettrodo a gas dove in soluzione c'è H₂ e H⁺?

Grazie per l'attenzione.

 

 

Questa è la risposta:

 

Una lamina di metallo inerte immersa in una soluzione contenente una coppia redox come Fe²⁺ e Fe³⁺ assume rapidamente il potenziale della coppia stessa. All’interfaccia metallo/soluzione, infatti, la forma ridotta e quella ossidata della coppia redox si scambiano continuamente elettroni in ragione della natura dinamica dell’equilibrio che le coinvolge; in questo caso specifico l’equilibrio è Fe³⁺ + e^- = Fe²⁺. Una situazione analoga si verifica anche in un elettrodo a gas.

In questi tipi di elettrodo, pertanto, possiamo immaginare la lamina metallica come un “centro di smistamento” degli elettroni mentre si trasferiscono dalla forma ridotta a quella ossidata che sono entrambe in soluzione. In un elettrodo di prima specie, invece, l'equilibrio coinvolge gli atomi del metallo stesso, in quanto essi costituiscono la forma ridotta della coppia redox metallo/ione.  Per esempio, nell'elettrodo costituito da un filo di Ag immerso in una soluzione contenente ioni Ag⁺, l'equilibrio è Ag⁺ + e^- = Ag e gli elettroni in gioco sono proprio quelli del metallo. 

Il prodotto di solubilità del bromuro d’argento

April 21, 2013, 3:15 pm

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Pasquale ha scritto:

 

Trovo dei problemi a svolgere il seguente esercizio.

 

La solubilità di AgBr in acqua è 0,132 mg/L; calcolare il prodotto di solubilità del sale. Determinare inoltre, se si ha formazione di precipitato quando si mescolano 500 mL di una soluzione 0,0001 M di AgNO₃ con 500 mL di NaBr 0,001 M.

 

 

La risposta è questa:

 

La solubilità di un soluto in un dato solvente è la quantità massima di soluto che a una certa temperatura si scioglie in una data quantità di solvente. Essendo AgBr un sale che in acqua libera ioni Ag⁺ e Br^- secondo l’equazione AgBr_(s) = Ag⁺_(aq) + Br^-_(aq),il suo prodotto di solubilità, K_ps, corrisponde al prodotto della concentrazione molare dei due ioni, cioè K_ps = [Ag⁺]×[Br^-], e rappresenta la costante dell’equilibrio di solubilità che si stabilisce tra il sale solido che rimane indisciolto e gli ioni che esso ha liberato in soluzione, e che all’equilibrio sono in concentrazione massima. Il valore di tale prodotto è quindi in relazione con la concentrazionemolare massima degli ioni liberati in acqua dal sale; per calcolarlo si deve allora trasformare la solubilità in mol/L.

Per sapere se il sale precipita quando si mescolano 500 mL di una soluzione 0,0001 M di AgNO₃ con 500 mL di NaBr 0,001 M è necessario stabilire se il prodotto delle concentrazioni molari di Ag⁺ e Br^-è maggiore della K_ps. Poiché si uniscono volumi uguali delle due soluzioni, la concentrazione molare iniziale dei due sali si dimezza. Passando ai calcoli si ha:

 

n AgBr = m/m_molare = 0,132×10^-3 g/187,77 g/mol = 7,03×10^-7 mol         s AgBr = 7,03×10^-7 mol/L

 

[Ag⁺] = [Br^-] = 7,03×10^-7 mol/L        K_ps = [Ag⁺]×[Br^-] = (7,03×10^-7)² = 4,94×10^-13

 

 [AgNO₃] = [Ag⁺] = 0,0001/2 = 5×10^-5 mol/L       [NaBr] = [Br^-] = 0,001/2 = 5×10^-4 mol/L

 

[Ag⁺]×[Br^-] = 5×10^-5 mol/L×5×10^-4 mol/L = 2,5×10^-8 (mol/L)² 

 

2,5×10^-8 > K_ps

 

In conclusione, la K_ps di AgBr è 4,94×10^-13; poiché, unendo 500 mL di una soluzione 0,0001 M di AgNO₃ con 500 mL di NaBr 0,001 M il prodotto ionico supera il valore dellaK_ps, si forma un precipitato di AgBr.

Determinazione della formula minima e molecolare di un idrocarburo

April 25, 2013, 5:14 pm

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Loris ha scritto:

 

Gentilmente

Un idrocarburo non volatile contiene 13,1% m/m di idrogeno. Una soluzione formata da 1,00 g di questo idrocarburo e 50,0 g di etanolo bolle alla temperatura di 78,675 gradi centigradi. Calcolare la MM e la formula del composto sapendo che l'etanolo ha una temperatura di ebollizione pari a 78,500 gradi centigradi e una costante ebullioscopica pari a 1,22 °C·kg/mol.

 

Grazie.

 

 

Questa è la risposta:

 

A partire dalla percentuale di idrogeno contenuta nell’idrocarburo è possibile determinare la formula minima del composto; con il valore dell’innalzamento ebullioscopico Δt, che dipende dalla concentrazione molale m della soluzione secondo la relazione Δt = K_eb×m, si può risalire invece alla massa molare del composto, cioè alla sua massa molecolare. I calcoli sono questi:

 

m H = 13,1 g            m C = 86,9 g    

 

n H = 13,1 g/1,008 g/mol = 12,996 mol            n C = 86,9 g/12,011 = 7,235 mol

 

n H /n C = 12,996/7,235 =  1,8          da cui la formula minima   CH_1,8

 

Poiché gli indici delle formule chimiche devono essere numeri interi, si deve cercare un fattore moltiplicativo che trasformi 1,8 in numero intero; tale fattore è 5, dato che 1,8×5 = 9, per cui la formula minima diventa    C₅H₉. 

 

Δt = t_eb soluzione – t_eb solvente = (78,675 – 78,500) °C = 0,175 °C

 

m = Δt / K_eb = 0,175 °C/1,22 °C·kg/mol = 0,14344 mol/kg

 

Poiché la soluzione contiene 1,00 g di idrocarburo in 50,0 g di etanolo, conterrà 20,0 g di idrocarburo in 1000 g, cioè 1 kg di etanolo; la massa di 0,14344 mol di idrocarburo è quindi pari a 20,0 g. Pertanto:

  

n = m/m_molare            m_molare= m/n = 20,0 g/0,14344 mol = 139 g/mol         MM_X= 139 u

 

Per ricavare la formula dell’idrocarburo è necessario calcolare la massa della formula minima e stabilire di quante volte è più piccola della massa molecolare. Quindi:

 

M C₅H₉ = 5×12,011 + 9×1,008 = 69,127          MM_x/ M C₅H₉ = 2,01 ~ 2

 

X = (C₅H₉) × 2 = C₁₀H₁₈

 

In conclusione, la formula del composto è C₁₀H₁₈.

Massa molecolare e innalzamento ebullioscopico

April 27, 2013, 5:21 pm

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Gioia ha scritto:

 

L'aggiunta di 2,00 g di antracene a 90,0 g di CS₂ provoca l'innalzamento del punto di ebollizione del CS₂ di 0,3 gradi centigradi, mentre l'aggiunta di 0,700 moli dello stesso a 100 g di CS₂ determina l'innalzamento del punto di ebollizione di 16,6 gradi centigradi. Calcolare la MM dell’antracene.

 

 

Rispondo così:

 

L’innalzamento ebullioscopico di una soluzione è direttamente proporzionale alla concentrazione molale del soluto; con i dati della seconda soluzione si può calcolare la molalità m₂ e ricavare il valore della costante ebullioscopica del solvente CS₂ con cui si può determinare la molalità m₁ della prima soluzione. Poiché di tale soluzione è nota la massa del soluto e quella del solvente, si calcola la massa molare del soluto con cui si risale alla sua massa molecolare. I calcoli sono questi:

 

m₂ = n_soluto(mol)/m_solvente(kg) = 0,700 mol/0,100 kg = 7,00 mol/kg            

 

K_eb = Δt/m = 16,6 °C/7,00 mol/kg = 2,37 °C·kg/mol

 

m₁ =Δt/K_eb = 0,3 °C/2,37 °C·kg/mol = 0,127 mol/kg

 

n₁ = m₁×m_solvente(kg) = 0,127 mol/kg×0,090 kg = 0,0114 mol

 

n = m/m_molare              m_molare= m/n = 2,0 g/0,0114 mol = 176 g/mol

 

MM = 176 u

 

In conclusione, la massa molecolare dell’antracene determinata con questo metodo corrisponde a 176 u.

Gioia ha un altro problema…

April 27, 2013, 5:33 pm

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Gioia ha scritto:

 

2,5 g di una sostanza A vengono disciolti in 150 g di un solvente B; essendo noto che la densità della soluzione é 0,90 g/mL e la pressione osmotica a 25 °C è 0,80 atm determinare la MM della sostanza A.

 

Ringrazio molto; compito in classe che nessuno ha risolto.

 

 

Questa è la soluzione:

 

La pressione osmotica è una proprietà colligativa in quanto il suo valore dipende dal numero di particelle presenti in soluzione. Nelle soluzioni ideali, cioè in soluzioni molto diluite, la pressione osmotica π è proporzionale alla concentrazione molare M e alla temperatura assoluta T. Se a partire dalla densità della soluzione si calcola il suo volume e se nell’espressione della pressione osmotica si sostituisce la molarità M al rapporto n/V, è possibile determinare la quantità in moli della sostanza A disciolta in soluzione; conoscendone la massa, si può calcolare la sua massa molare da cui si ricava il valore della massa molecolare. Ecco i calcoli:

m_soluzione = m_soluto + m_solvente = (2,5 + 150) g = 152,5 g   

 

d_soluzione = m_soluzione/V_soluzione     V_soluzione = m/d = 152,5 g/0,90 g/mL = 169,4 mL = 0,1694 L

 

π = (n/V)×RT           n =π×V/RT= 0,80 atm×0,1694 L/0,0821 (L×atm/K×mol)×298 K = 5,54×10^-3 mol

 

Ammettendo che il soluto A non sia dissociato, 2,5 g corrispondono a 5,54×10^-3 mol; quindi:

 

  n = m/m_molare              m_molare= m/n = 2,5 g/5,54×10^-3 mol = 451 g/mol

 

MM = 451 u

 

In conclusione, la massa molecolare della sostanza A determinata con questo metodo corrisponde a 451 u.

Uno dei tanti problemi di Gaia…

April 29, 2013, 4:34 am

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Gaia ha scritto:

 

Gentile professore. avrei bisogno di alcuni chiarimenti e spiegazioni su alcuni problemi di chimica. Grazie mille in anticipo!

 

Per analizzare una miscela di FeSO₄ e materiale inerte, 4,001 g di miscela vengono trattati con una soluzione di KMnO₄ 0,05 M. Se ne usano 68 mL per ossidare tutto il ferro secondo la reazione:

 

Fe²⁺ + MnO₄^- + H⁺ → Fe³⁺ + Mn²⁺ + H₂O

 

Calcola la percentuale delle impurezze nella miscela.

 

 

Questa è la risposta:

 

Dopo aver bilanciato la reazione, che è un’ossido-riduzione, si calcola la quantità in moli di ioni permanganato necessaria per ossidare tutti gli ioni Fe²⁺ presenti nel campione. Tenendo conto del rapporto di reazione in moli tra ioni Fe²⁺ e ioni permanganato, si determina la quantità in moli di ioni Fe²⁺ presenti nel campione, che corrisponde alla quantità in moli di solfato di ferro(II) dato che la formula FeSO₄ è il risultato della combinazione di uno ione Fe²⁺ e di uno ione SO₄^2-. Se si trasforma la quantità in moli di solfato di ferro(II) in massa e la si rapporta alla massa della miscela analizzata, si può determinare la percentuale di ferro solfato e, per differenza, la percentuale di impurezze presenti nella miscela. Il bilanciamento (vedi procedimento illustrato in articoli precedenti) e i calcoli sono questi:

 

5Fe²⁺ + MnO₄^- + 8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O

 

n KMnO₄ = M×V = 0,05 mol/L×0,068 L = 3,4×10^-3 mol

 

n Fe²⁺ =5×n KMnO₄ = 1,7×10^-2 mol = n FeSO₄

 

m FeSO₄ = n FeSO₄× m_molareFeSO₄ = 1,7×10^-2 mol×151,9084 g/mol = 2,5824 g

 

% FeSO₄ = (m FeSO₄/m miscela)×100 = (2,5824 g/4,001 g)×100 = 64,54%

 

% impurezze = 100 – 64,54 = 35,46%

 

In conclusione, la percentuale di materiale inerte presente in 4,001 g di miscela contenente tanto FeSO₄ da  richiedere per la sua ossidazione 68 mL di una soluzione di KMnO₄ 0,05 M, è pari a 35,46%.

Effetti batocromo e auxocromo

May 1, 2013, 10:54 am

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Alessandro ha scritto:

 

Per quanto riguarda la spettroscopia UV-vis mi può chiarire la differenza tra l'effetto batocromo e l'effetto auxocromo?? A me i due effetti sembrano uguali !!

Grazie in anticipo !!!!

 

Questa è la risposta:

 

I gruppi auxocromi sono gruppi che presentano un piccolo assorbimento UV, ma causano effetti significativi sull’assorbimento dei cromofori a cui sono legati in quanto modificano sia la loro λ_max sia il loro ε, in genere

aumentandoli. I gruppi auxocromi sono gruppi di atomi o atomi singoli, come per esempio -OH, -OR, -NR₂, -SH, -SR, -Cl, che hanno uno o più doppietti liberi ma sono privi di elettroni π. L’effetto generato da questi gruppi auxocromi è quindi, in genere, quello di potenziare l’assorbimento delle radiazioni UV da parte dei cromofori presenti in una certa molecola.

L’effetto batocromo (Red Shift) consiste invece nello spostamento a lunghezze d’onda più alte (verso il rosso) della λ_max. Tale effetto dipende dalla presenza di gruppi funzionali, detti appunto batocromi, nelle adiacenze del cromoforo; per esempio, se in α al cromoforo carbonile è posizionato un gruppo batocromo come un doppio legame, che presenta elettroni π, si assiste a una diminuzione della λ_max caratteristica del gruppo C=O. Anche il fenomeno dell’iperconiugazione (come nel caso del benzene) determina questo tipo di spostamento; la delocalizzazione elettronica, infatti, diminuisce l’energia richiesta per la corrispondente transizione.

I gruppi auxocromi e batocromi, pertanto, possono talvolta determinare effetti simili sulla λ_max del cromoforo adiacente, ma agiscono con modalità diverse dato che diversa è la loro struttura elettronica.

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Quanto magnesio c’è in una soluzione satura di MgCO3?

May 1, 2013, 11:01 am

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Gaia ha scritto:

 

Calcola i grammi di magnesio sciolti in 0,50 L di una soluzione satura di MgCO₃, la cui K_ps è 6,8×10^-6.

 

 

Ecco i calcoli:

 

In una soluzione satura è massima la concentrazione degli ioni liberati dal sale durante la sua dissoluzione. Essendo MgCO₃ un sale che in acqua libera ioni Mg²⁺ e CO₃^2- secondo l’equazione MgCO_3(s) = Mg²⁺_(aq)+ CO₃^2-_(aq), il suo prodotto di solubilità, K_ps, corrisponde al prodotto della concentrazione molare dei due ioni, cioè K_ps = [Mg²⁺]×[CO₃^2-], e rappresenta la costante dell’equilibrio di solubilità che si stabilisce tra il sale solido che rimane indisciolto e gli ioni che esso ha liberato in soluzione, e che all’equilibrio sono in concentrazione massima. Il valore di tale prodotto è quindi in relazione con la concentrazione molare massima degli ioni liberati in acqua dal sale. Dal valore della K_pssi può quindi ricavare la concentrazione molare massima degli ioni Mg²⁺ in soluzione e poi, da questa, la quantità in moli di ioni Mg²⁺ presenti in 0,5 L da cui si può risalire alla massa di magnesio disciolta. Quindi:

 

K_ps = [Mg²⁺]×[CO₃^2-] = 6,8×10^-6

 

[Mg²⁺] = [CO₃^2-] = (6,8×10^-6)^½ = 2,6×10^-3 mol/L

 

n MgCO₃ = M×V = 2,6×10^-3 mol/L×0,50 L = 1,3×10^-3 mol

 

m Mg = n×m_molare = 1,3×10^-3 mol×24,31 g/mol = 3,2×10^-2g.

 

In conclusione, in 0,50 L di una soluzione satura di MgCO₃ sono disciolti 0,032 g di ioni magnesio.  

Come calcolare il tempo di reazione

May 3, 2013, 3:43 pm

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Valeria ha scritto:

 

La costante cinetica per la reazione di secondo ordine 2 NO_2(g) → 2 NO_(g) + O_2(g)   è 0,54 M^-1 s^-1 a 300 gradi. In quanti secondi la concentrazione di NO₂ diminuisce da 0,62 M a 0,28 M?

 

La ringrazio professoressa.

 

 

Questa è la risposta:

 

Per risolvere il problema è sufficiente applicare la legge cinetica del secondo ordine nella sua forma integrata, che in questo caso è

 

([A]₀ – [A]_t)/[A]₀[A]_t = kt

 

dove [A]₀ e [A]_t rappresentano la concentrazione del reagente al tempo iniziale e dopo un generico tempo t, mentre k è la costante specifica di velocità. Ricavando t e sostituendo i valori dati si ottiene:

 

  t = (1/k)·([A]₀ – [A]_t)/[A]₀[A]_t = (1/0,54 M^-1 s^-1)·(0,62 – 0,28) M/0,62·0,28 M² = 3,6 s

 

In conclusione, in 3,6 secondi la concentrazione di NO₂ diminuisce da 0,62 M a 0,28 M.

Ancora un problema di cinetica

May 5, 2013, 2:26 pm

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Valeria ha scritto:

 

Una reazione del primo ordine è completa al 34,5% in 49 minuti a 298 K. Qual è la costante cinetica?

 

Grazie.

 

 

Ecco la soluzione:

 

La legge cinetica in forma integrata valida per le reazioni del prim’ordine è

 

ln ([A]₀/[A]_t) = kt

 

dove [A]₀ = concentrazione molare iniziale del reagente da cui dipende la velocità, [A]_t = concentrazione molare al tempo t e k = costante specifica di velocità. Se si ricava la costante e si considera la concentrazione iniziale [A]₀ pari a 1,00 M, si ottiene:

 

[A]₀ = 1,00 M        %A_t = 100 – 34,5 = 65,5        [A]_t = 1,00×65,5/100 = 0,655     t = 49 min×60 s/min = 2940 s

 

k =ln ([A]₀/[A]_t)×(1/t) = [ln (1,00/0,655)] / 2940 s = 1,44×10^-4 s^-1

 

La costante specifica di velocità di questa reazione del prim’ordine vale quindi 1,44×10^-4 s^-1.

Kps e solubilità

May 11, 2013, 4:34 pm

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Giuseppe ha scritto:

 

Salve prof.; chiedo una mano in chimica analitica, in particolare per un esercizio che è il seguente.

 

Determinare la solubilità di Ag₃PO₄ in:

a) H₂O

b) una soluzione 0,03 mol di AgCl (K_ps Ag₃PO₄ = 1,40×10^-18)

 

 

Ecco la mano…

 

Poiché il fosfato d’argento ha una K_ps molto piccola, presenterà una modestissima solubilità; se indichiamo con x la quantità in moli di sale che si scioglie in 1 L di soluzione e consideriamo la reazione di dissociazione ionica che avviene in acqua, quando il processo di dissoluzione ha raggiunto l’equilibrio possiamo scrivere quanto segue:

 

Ag₃PO_4(s) = 3 Ag⁺_(aq) +  PO₄^3-_(aq)

 

[Ag⁺] = 3x      [PO₄^3-] = x             

 

K_ps = [Ag⁺]³×[PO₄^3-] = (3x)³·x = 27x⁴

 

x⁴ = K_ps/27 = 1,40×10^-18/27 = 5,19×10^-20     x = 1,51×10^-5

 

La solubilità in acqua del fosfato d’argento risulta pertanto 1,51×10^-5 mol/L.

Nel caso b), invece, ci sono indicazioni incomplete e/o errate che rendono il quesito difficilmente interpretabile!

Ancora solubilità…

May 11, 2013, 4:45 pm

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Francesca ha scritto:

 

Gentile professoressa avrei bisogno di un aiuto in questo problema… i risultati che mi ritrovo discostano dalla soluzione che ho… La ringrazio.

 

Quanti mg di iodato di lantanio (K_ps = 1,0×10^-11) si scioglieranno in 250 mL di:

a) acqua pura

b) LiIO₃ 0,050 M

c) La(NO₃)₃ 0,050 M

d) Quanti mg di iodio saranno presenti nel caso c)?

 

 

Rispondo così:

 

Come ho già scritto nell’articolo precedente, in acqua la solubilità x, espressa in mol/L, di un sale del tipo A₃B o AB₃ si calcola con la relazione x⁴ = K_ps/27. Nel tuo caso, allora, la solubilità in mol/L dello iodato di lantanio, La(IO₃)₃, risulta:

 

x = (1,0×10^-11/27)^¼ = 7,8×10^-4 mol/L

 

Per determinare la massa in mg di iodato che si sciolgono in 250 mL di soluzione, si calcola prima la sua quantità in moli e poi la si converte in massa attraverso la massa molare; quindi:

 

n = M×V = 7,8×10^-4 mol/L×0,250 L = 1,95×10^-4 mol

 

m = n×m_molare = 1,95×10^-4 mol×663,62 g/mol = 0,129 g = 129 mg

 

Nei casi b) e c) bisogna tener conto dell’effetto dello ione in comune. QuandoLa(IO₃)₃ viene disciolto, anziché in acqua, in una soluzione di LiIO₃ che contiene già ioni IO₃^-, oppure in una soluzione di La(NO₃)₃ che contiene già ioni La³⁺, la solubilità del lantanio iodato non può che essere inferiore a 7,8×10^-4 mol/L, dato che il valore della K_ps, cioè del prodotto [La³⁺]×[IO₃^-]³, deve restare costante. Aggiungendo La(IO₃)₃ alla soluzione di LiIO₃ 0,05 M, infatti, si ha:

 

[Li⁺] = 0,05 mol/L      [IO₃^-]_LiIO3 = 0,05 mol/L        

[La³⁺] = y mol/L        [IO₃^-]_La(IO3)3 = 3y mol/L        

      [IO₃^-]_totale = [IO₃^-]_LiIO3 + [IO₃^-] _La(IO3)3 = (3y + 0,05) mol/L  

Poiché y è certamente più piccolo di7,8×10^-4 mol/L, può essere trascurato come termine additivo nell’espressione (3y + 0,05) mol/L, per cui possiamo scrivere:

[IO₃^-]_totale = (3y + 0,05) mol/L »0,05 mol/L           K_ps = [La³⁺]×[IO₃^-]³ = y×(0,05)³        

y = K_ps/(0,05)³ = 1,0×10^-11/(0,05)³ = 8,0×10^-8 mol/L                             

La solubilità di La(IO₃)₃ in una soluzione 0,05 M di LiIO₃ corrisponde quindi a 8,0×10^-8 mol/L ed è circa diecimila volte più piccola della solubilità in acqua; in 0,250 L di soluzione, pertanto, si scioglieranno

n = M×V = 8,0×10^-8 mol/L×0,250 L = 2,0×10^-8 mol

 

m = n×m_molare = 2,0×10^-8 mol×663,62 g/mol = 1,3×10^-5 g = 1,3×10^-2mg

 

Analogamente, se lo ione in comune è La³⁺ e z è la nuova solubilità dello iodato di lantanio, si ha:

 

[La³⁺]_totale»0,05 mol/L     [IO₃^-] = 3z mol/L  

K_ps = [La³⁺]×[IO₃^-]³ = 0,05×(3z)³

 

K_ps = 0,05×27z³ = 1,35z³

 

  z³ =K_ps/1,35 = 1,0×10^-11/1,35 = 7,41×10^-12        z = 1,95×10^-4

 

La solubilità di La(IO₃)₃ in una soluzione 0,05 M di La(NO₃)₃ corrisponde quindi a 1,95×10^-4 mol/L. Lascio a te il calcolo della massa in mg di sale disciolto in 250 mL di soluzione, e della corrispondente massa di iodio. Per quest’ultima operazione tieni presente che in una mole di ioni iodato è contenuta una mole di iodio; la quantità in moli di iodio e di ioni iodato è quindi la stessa.

Una redox con l’ozono

May 17, 2013, 4:23 pm

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Francesca ha scritto:

 

Mi sono imbattuta in un esercizio con questa redox, NO₂ + O₃   → N₂O₅  +  O₂,  apparentemente semplice che però risulta impossibile da bilanciare col metodo delle semireazioni.

Capisco che un atomo dell'ozono si riduce e gli altri formano O₂, quando però procedo con le semireazioni effettuo il bilancio di carica ma non è possibile bilanciare le masse e viceversa. Ho il sospetto che avvenga in più stadi con intermedi che non compaiono.

La ringrazio per l'aiuto.

 

 

Rispondo così:

 

Non so come sia il metodo delle semireazioni con cui hai provato a bilanciare la redox; io ti propongo il metodo ionico-elettronico, di cui riporto le indicazioni essenziali.

 

1. separazione delle semireazioni e bilanciamento degli atomi diversi da idrogeno e ossigeno

O₃   →  O₂                                                                     2 NO₂   →   N₂O₅

 

2. bilanciamento degli atomi di ossigeno per aggiunta di H₂O

O₃   →  O₂ + H₂O                                                          2NO₂  + H₂O   →  N₂O₅

 

3. bilanciamento degli atomi di idrogeno per aggiunta di ioni H⁺

O₃   + 2 H⁺  →  O₂ + H₂O                                             2NO₂  + H₂O   →  N₂O₅ + 2 H⁺   

 

4. bilanciamento delle cariche elettriche per aggiunta di elettroni

O₃   + 2 H⁺  + 2 e^-   →  O₂ + H₂O                                  2NO₂  + H₂O  →  N₂O₅ + 2 H⁺ + 2 e^-

 

5. bilanciamento degli elettroni persi e acquistati

Gli elettroni sono già bilanciati

 

6. somma delle semireazioni e semplificazione dei termini simili

O₃   + 2 H⁺  + 2NO₂  + H₂O  → O₂ + H₂O + N₂O₅ + 2 H⁺ 

 

Ecco fatto… la reazione bilanciata è     O₃   +   2NO₂    → O₂  +  N₂O₅ . Effettivamente non era difficile!!

La resa percentuale di una reazione di isomerizzazione

May 17, 2013, 4:32 pm

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Samuele ha scritto:

 

Cara professoressa ho difficoltà a risolvere il seguente esercizio. Grazie in anticipo per la risposta.

 

Uno studente scioglie in acqua 3,0 g di acido maleico (C₄H₄O₄), poi aggiunge HCl concentrato e scalda il tutto fino all’ebollizione. L’acido maleico si trasforma in acido fumarico, che ha la medesima formula grezza (C₄H₄O₄), ma che non è solubile e, quindi, precipita. Dopo aver filtrato ed essiccato, lo studente ha ottenuto solo 1,2 g di acido fumarico. Qual è la resa percentuale della reazione?

 

 

Ecco la risposta:

Se la reazione fosse avvenuta completamente, tutto l’acido maleico si sarebbe trasformato in acido fumarico; la massima quantità di prodotto ottenibile dalla reazione era quindi di 3,0 g. Tenendo conto che la resa teorica di una reazione corrisponde alla quantità massima di prodotto ottenibile nelle condizioni date, e che si sono formati soltanto 1,2 g di acido fumarico, la resa percentuale della reazione è

 

(1,2 g/3,0)×100 = 40%

 

In conclusione, la resa percentuale della reazione in cui 3,0 g di acido maleico si trasformano in 1,2 g di acido fumarico è pari al 40%.

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Due esercizi sulle soluzioni tampone

May 20, 2013, 4:26 pm

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Irene ha scritto:

 

Buongiorno,

non riesco a capire come impostare la risoluzione dei seguenti esercizi (simili tra loro).

 

1)   Calcolare quale volume di soluzione di HCl 0,1 M si deve aggiungere a 150 mL di una soluzione di NH₃ 0,1 M per ottenere una soluzione a pH 9,5 (sapendo che K_b = 2×10^-5 e pK_w =13,8).

 

2)   Calcolare quanta soluzione di NaOH 0,05 M si deve aggiungere a 50 mL di soluzione 0,25 M di CH₃COOH (K_a = 2×10^-5) per ottenere una soluzione a pH = 4,5.

 

Questa è la risposta:

 

Puoi trovare la risoluzione di un problema molto simile al caso 1) nell’articolo Come preparare una soluzione tampone a partire da una soluzione di base debole pubblicato il 22 febbraio 2011; un problema molto simile al caso 2) è invece discusso nell’articolo Le soluzioni tampone sono un po’ indigeste! pubblicato l’8 luglio 2010.

Spero che tu possa capire e che tu riesca, ripetendo il procedimento opportunamente adattato al tuo caso, ad arrivare al risultato corretto. Buon lavoro!

Calore di reazione e calore di formazione

May 27, 2013, 1:59 am

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Valeria ha scritto:

 

Per la reazione C₂H₅OH_(l) + 3 O_2(g) = 2 CO_2(g) + 3 H₂O_(l) si ha ΔH°_f = -1373 kJ·mol^-1 a 298 K. Calcolare ΔH°_r.

 

 

La risposta è questa:

 

Se non ho interpretato male il testo della domanda che mi hai rivolto, per rispondere al quesito è sufficiente ricordare che l’entalpia standard di una qualsiasi reazione, ΔH°_r, si ottiene facendo la differenza tra la sommatoria delle entalpie standard di formazione dei prodotti e la sommatoria delle entalpie standard di formazione dei reagenti. Poiché il testo ti fornisce già il valore di tale differenza, ΔH°_f, puoi immediatamente concludere che l’entalpia standard di reazione è ΔH°_r  = -1373 kJ·mol^-1.

Le “regole” del bilanciamento

May 27, 2013, 2:13 am

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Giorgio ha scritto:

 

Gentile Prof.ssa Fiorani, sono uno studente al primo anno di liceo scientifico e quest'anno dopo aver cambiato 2 volte insegnate di chimica (siamo infatti ancora al capitolo 1 – le soluzioni) ho deciso, data la mia passione per la materia di studiare da solo il programma di chimica per non restare indietro negli anni a venire. Devo dire che non sempre senza la spiegazione di un insegnate sia facile capire determinati argomenti e perciò volevo chiederle, se per lei è possibile, una spiegazione su come bilanciare le equazioni chimiche dato che il libro di testo non è molto chiaro. La ringrazio in anticipo.

 

 

Rispondo così:

 

Dando per scontato che tu sappia già il significato dei termini coefficiente stechiometrico e indice numerico, provo a darti indicazioni utili, ma tieni presente che non è possibile individuare istruzioni precise per bilanciare una reazione chimica. I coefficienti stechiometrici, infatti, vanno scelti di volta in volta, e introdotti in successione sino a che il numero di atomi di ciascuna specie non coincide da una parte e dall’altra della freccia. In linea di massima, tuttavia, si possono seguire tre regole semplici:

1. bilanciare per primi gli atomi dei metalli e dei non metalli
2. se nello schema di reazione compaiono nei reagenti e nei prodotti gruppi poliatomici (per esempio SO₄), bilanciarli come gruppo di atomi
3. bilanciare per ultimi gli atomi di idrogeno e ossigeno eventualmente presenti.

Tieni poi presente che, quando si bilancia una reazione chimica

1. è necessario individuare i coefficienti minimi
2. è necessario conoscere le formule corrette dei reagenti e dei prodotti; gli indici numerici di tali formule non possono essere modificati durante il bilanciamento perché ciascuna formula descrive l’esatta composizione di una sostanza.  

Come esempio, ti propongo la seguente trasformazione chimica:

H₃PO₄ + Ca(OH)₂ → Ca₃(PO₄)₂ + H₂O

a)  si bilancia per primo il calcio ponendo il coefficiente 3 davanti alla formula Ca(OH)₂:

H₃PO₄ + 3 Ca(OH)₂ → Ca₃(PO₄)₂ + H₂O

b)  poiché compare, sia nei reagenti che nei prodotti, il gruppo PO₄, lo bilanciamo ponendo il coefficiente 2 davanti alla formula H₃PO₄:

2 H₃PO₄ + 3Ca(OH)₂ → Ca₃(PO₄)₂ + H₂O

c)   si sistemano gli atomi di idrogeno, che a sinistra sono 12 in totale, introducendo il coefficiente 6 davanti alla formula dell’acqua:

2H₃PO₄ + 3Ca(OH)₂ → Ca₃(PO₄)₂ + 6 H₂O;

così facendo, risultano bilanciati anche gli atomi di ossigeno non contenuti nei gruppi PO₄: sono infatti 6 sia a sinistra sia a destra della freccia.

Spero che tu abbia capito qualcosa in più! È meglio, però, che tu mi faccia domande su esercizi specifici, in modo che posso aiutarti meglio a superare le inevitabili difficoltà. In ogni caso…continua così!

Alla caccia dell’errore…

May 27, 2013, 2:59 pm

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Annabella ha scritto:

 

Vorrei sapere come risolvere il seguente esercizio. Calcolare quante moli di idrossido di alluminio devi aggiungere a 550 mL di una soluzione di HCl 0,2 M per ottenere pH finale 1,2. Il mio risultato è 2,5 moli, il risultato del testo Valitutti è 0,025 moli. Non riesco a trovare l'errore. Grazie.

 

 

Ecco la risposta:

 

Per risolvere il problema è necessario calcolare la quantità in moli di ioni H⁺ presenti nella soluzione iniziale di HCl e in quella finale con pH 1,2; la differenza tra le due quantità corrisponde alle moli di HCl che hanno reagito con Al(OH)₃ secondo la seguente equazione di reazione:

 

3 HCl_(aq) + Al(OH)_3(s) → Al(Cl)_3(aq) +  3 H2O_(l)

 

Poiché il rapporto di reazione molare tra HCl e Al(OH)₃ è di 3 : 1, la quantità in moli di Al(OH)₃ necessaria a neutralizzare l’acido è un terzo di quella dell’acido. Sviluppando i calcoli si ottiene:

 

n_iniziale H⁺ = M×V = 0,2 mol/L×0,550 L = 0,11 mol

 

[H⁺]_finale = 10^-pH = 10^-1,2 = 0,063 mol/L

 

n_finale H⁺ = M×V = 0,063 mol/L×0,550 L = 0,0347 mol

 

n_reagita H⁺ = n_iniziale H⁺ – n_finale H⁺ = (0,11 – 0,035) mol = 0,075 mol

 

n Al(OH)₃ = (n_reagita H⁺)/3 = (0,075/3) mol = 0,025 mol

 

Il risultato corrisponde a quello proposto dal testo; ora non ti resta che trovare il tuo errore! Buon lavoro!

Il rapporto di combinazione di un composto

June 1, 2013, 2:35 pm

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Amedeo mi chiede di calcolare il rapporto di combinazione tra le masse di azoto e ossigeno in un composto costituito dal 46,67% di azoto e 53,33% di ossigeno.