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Quale delle seguenti transizioni elettroniche in un atomo d'idrogeno avrà la lunghezza d’onda maggiore? a

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Academic year: 2021

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1 Politecnico di Milano – CCS-CHI

Corso di: Chimica Generale

(parte II) Giustificare sempre le risposte!!!

Cognome_____________ Nome______________

N° matricola ………. Verifica_del 22/02/2011

1. I seguenti sono le configurazioni elettroniche di due elementi:

a) Elemento X 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6 b) Elemento Y 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p4 i) A che gruppo e periodo appartengono?

ii) Reagiscono tra loro?

iii) Qual è l’ossidante più blando?

iv) Quale ha l’entropia maggiore?

2. Quale delle seguenti transizioni elettroniche in un atomo d'idrogeno avrà la lunghezza d’onda maggiore?

a. da n = 4 a n = 1 b. da n = 4 a n = 2 c. da n = 2 a n = 1 d. da n = 4 a n = 3 e. da n = 1 a n = 0

3. Che termine (funzione d’onda, orbitale, nodo, lobo, stato eccitato) si usa per indicare la regione di spazio in cui la densità di probabilità di trovare l’elettrone in un atomo o molecola è zero? Dare una breve descrizione di ogni termine.

4. Per ciascuna delle seguenti molecole, fornire un appropriato diagramma di Lewis indicando in particolare le eventuali coppie elettroniche (centri basici) presenti sugli atomi:

(a) SOCl2, (b) CH2=CHCN, (c) NH2CH2COOH.

5. Determinare le geometrie delle seguenti molecole o ioni: (a) Si2O76-, (b) S8, (c) PH4+ (d) [Ni(NH3)4(CN)2]

6. Calcolare il peso sollevabile da un pallone riempito con 1000 m3 di elio alla temperatura di 20 °C e 1 atm. (P.M. medio aria = 29)

7. Una lega di Al-Mg è trattata con HCl. Si

ottengono da 4.2 g di lega 3.99 L di H2 a 0°C e 1 atm. a) Scrivere le relative reazioni redox. b) Calcolare la percentuale di Al nella lega.

8. Un recipiente chiuso alla pressione di 2 atm contiene una miscela di gas costituita da 2 g di H2, 1.5 g di CO2 e 14 g di N2. Calcolare le pressioni parziali dei componenti la miscela considerandoli gas ideali.

9. Le bombole di gas compressi sono tipicamente a 200 bar di pressione. Per l’azoto, quale sarà il volume molare a questa pressione e 25°C in base a: (a) l’equazione dei gas ideali, (b) l’equazione di van der Waals? Per l’azoto, a = 1.39 dm6·atm·mol–2, b = 0.0391 dm3·mol–1. 10. Bilanciare la reazione ionica:

SO2 + Cr2O72- + H3O+ → SO42- + Cr3+ + H2O Calcolare il volume di SO2 misurato a 25 °C e a 1

atmosfera che è ossidato da 5.88 g di K2Cr2O7.

11. Com'è correlata l’entropia di un composto al calore e alla temperatura?

12. Che relazione esiste tra spontaneità di una trasformazione in un sistema e le variazioni corrispondenti di entalpia e entropia del sistema?

13. L’energia libera standard di formazione dell’idrazina (NH2NH2) a 298K vale +120.3 kJ·mol-1. Il composto è stabile o è pericoloso?

Determinare la costante di equilibrio (Kp) per la decomposizione di NH2NH2 negli elementi.

14. Se a una certa temperatura 16 g di O2 sono in equilibrio con 4 g di O3 calcolare la Kc. Il volume del recipiente è 250 ml.

15. Un recipiente è riempito con NH3 a 300°C. La pressione totale è di 1650 torr e l’ammoniaca è dissociata negli elementi per l’89%. Calcolare le pressioni parziali dei componenti della miscela.

16. Un campione di acqua potabile ha una concentrazione in ioni Ca++ di 1.0·103 mol·l -1. Qual è la massima concentrazione di ioni SO42-

che può essere presente nell'acqua senza che avvenga la precipitazione di CaSO4? (Kps(CaSO4) = 2.4·10-5 mol2·l-2).

17. Data la reazione eterogenea:

NH4HS(s) ⇄ NH3(g) + H2S(g) a) Il sistema da quante fasi è costituito?

b) quale è la varianza del sistema se il sale viene introdotto in una atmosfera di NH3? 18. Nella decomposizione termica del carbonato

di calcio (CaCO3(s) a CaO(s) + CO2(g)) in un ambiente chiuso da quante fasi è costituito il sistema? A che temperatura s'instaura

l’equilibrio a pressione di 1 atm se H°= 179.0 Kcal·mol-1 e S° = 163 cal·K-1·mol-1?

19. Calcolare quale volume di acido cloridrico 0.1 N si deve aggiungere a 500 ml di ammoniaca 0.1 N per ottenere un tampone a pH = 9.

(Kb= 1.8·10-5).

20. Si diluisce con H2O una soluzione di acido acetico avente pH = 3, portandola da un volume di 1,0 l a un volume di 10,0 l. Quale sarà il pH della soluzione risultante? (Ka = 1.8·10-5).

21. Porre in ordine di crescente pH le seguenti soluzioni 1 M: a) HBr, b) CH3COOH, c) CCl3COOH, d) KBr, e) NaCNO,

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2 22. Quale dei seguenti anioni pensate sia la base

più forte? Ordinateli in termini di forza basica.

a) N3⎯ b) P3⎯ c) O2⎯ d) S2⎯ e) F⎯

23. Quali delle seguenti affermazioni sono vere per un catalizzatore? (motivare la risposta)

a) sposta l'equilibrio verso destra;

b) viene recuperato inalterato al termine del processo;

c) fa diminuire il tempo in cui si raggiunge l'equilibrio;

d) fa avvenire reazioni non spontanee.

24. Cerchiare quale(i) tra i seguenti composti ha

una scarsa probabilità di esistenza (spiegare):

a) XeF3+ b) XeF4⎯ c) XeF6 d) XeOF3+ 25. Il valore del pH di un campione di detersivo è

8.34. Calcolare la concentrazione [H+].

26. L’acido ascorbico (vitamina C) è un acido diprotico, H2C6H6O6. Qual è il pH di una sua soluzione 0.10 M? Qual è la concentrazione dello ione ascorbato, C6H6O62? Le costanti di ionizzazione acide sono Ka1 = 7.9×10-5 e Ka2 = 1.6×10-12.

27. Quali sono le unità di misura delle costanti di velocità per reazioni del primo e del secondo ordine?

28. Menzionare due caratteristiche di una soluzione ideale.

29. Che cosa è il moto Browniano? Da cosa è causato?

30. Perché dei due gas NO2 e SO2 solo il primo è attratto da un campo magnetico?

31. Tracciare il diagramma di stato (T vs. Frazione Molare) di una soluzione di due componenti che presenta un azeotropo di massimo.

32. Qual è il peso molecolare di una sostanza sconosciuta se una soluzione che contiene 10.0 g del composto in 150.0 g di disolfuro di carbonio bolle a 48.3 °C? (il p.eb. normale di CS2 è 46.3°C e Kb è 2.3 °C·kg·mol-1).

33. Quale delle seguenti soluzioni ha il punto di congelamento più basso? (in ogni caso il solvente è 1 kg di acqua) Una che contiene:

a. nessun soluto b. 0.02 moli di K2SO4 c. 0.015 moli di CH2O d. 0.02 moli di KCN 34. Dati i seguenti complessi metallici:

a) Ni(CO)4 e b) trans-[PdCl2(NH3)2]

Stabilire i nomi e le strutture (tipi di legami, angoli di legame, geometria e la possibile esistenza di isomeri).

35. Il cloruro di un metallo alcalino cristallizza nel sistema cubico con un parametro di cella (lato) di 5.632 Å a 25°C e presenta a 25°C una densità di 2.17 g cm-3. Di quale cloruro si tratta?

36. Un fluoruro metallico cristallizza in un reticolo in cui gli ioni fluoruro occupano le posizioni ai vertici e al centro delle facce, mentre 4 atomi metallici occupano posizioni all’interno della cella elementare. Qual è la formula del cristallo?

37. Definire il reticolo cristallino di un solido ionico. E’

diversa la definizione per un solido covalente?

38. L’energia reticolare per NaCl è 788 kJ·mol-1, l’energia reticolare approssimata per ZnS sarà:

a) 3200 kJ·mol-1 b) 1600 kJ·mol-1 c) 200 kJ·mol-1 d) 400 kJ·mol-1 Perché?

39. Dei tre elementi vicini, Ni, Cu, e Zn, Cu e Ni mostrano completa mutua solubilità (formano leghe in tutte le proporzioni), mentre Cu e Zn sono solo parzialmente miscibili. Spiegare.

40. Quando si aggiunge una miscela 1:1 in moli di NH4Cl e NH4OH ad una soluzione contenente ioni Fe3+ e Ni2+, precipita solo Fe(OH)3. Spiegare.

41. Stabilire la quantità di rame depositato al catodo durante l’elettrolisi di una soluzione di CuSO4 sapendo che in 1 ora passano nel circuito 0.107 Ampere di corrente.

42. Calcolare la variazione di energia libera per la seguente cella:

Ag | AgI(saturo) || Ag(NO3) 0.1M | Ag (E°Ag+/Ag = 0.80 V, Kps AgI = 1.7 10-16 M2) 43. Scrivere la reazione di corrosione dello zinco

esposto all’aria umida. Indicare brevemente i metodi di protezione dei metalli dalla corrosione.

44. Perché l’elemento cloro dismuta sopra pH = 3?

45. E’ corretto dire che un accumulatore deve essere fondato su due semielementi di seconda specie? Scrivere le reazioni su cui si basa l’accumulatore al piombo per evidenziare se l’affermazione su esposta è corretta o meno.

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