Facolta' di Ingegneria Corso di Chimica 1 prova in itinere Compito 1 Lunedì 31 ottobre

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Facolta' di Ingegneria Corso di Chimica 1 prova in itinere – Compito 1

Lunedì 31 ottobre

Studente

:

1. Se 10 grammi di CaH2 reagiscono con 10 grammi di H2O secondo la reazione (da bilanciare):

CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2

Calcolare i grammi di Ca(OH)₂ formati se la resa della reazione è del 75%.

2. Descrivere la struttura molecolare di HNO₃, indicando l’ibridazione dell’atomo di N.

3. Descrivere la configurazione elettronica dell’elemento avente Z = 12. Indicare a quale gruppo della Tavola Periodica appartiene l’elemento, giustificando la scelta.

4. Descrivere la molecola di F₂ secondo la teoria degli orbitali molecolari, indicando l’ordine di legame.

5. Un composto ha la seguente composizione percentuale:

C = 66.7%; H = 3.7%; O = 29.6%

Calcolare la formula minima del composto.

6. Descrivere brevemente le proprietà periodiche degli elementi.

(2)

Studente

:

4. Per combustione di 10 grammi di C4H10 in eccesso di O2, si ottengono 25 grammi di CO2

secondo la reazione (da bilanciare):

C4H10 + O2 → CO2 + H2O Calcolare la resa della reazione.

5. Descrivere la struttura molecolare di HClO₃, indicando l’ibridazione dell’atomo di Cl.

4. Descrivere la molecola di B₂ secondo la teoria degli orbitali molecolari, indicando l’ordine di legame.

C = 37.51%; H = 4.20%; O = 58.29%

6. Descrivere brevemente la struttura dell’atomo.

(3)

Studente

:

7. Il Si viene ottenuto dalla reazione (da bilanciare):

C + SiO2 → CO + Si

Se 1 Kg di SiO₂ viene fatto reagire con 1 Kg di C, calcolare la quantità di silicio ottenuta, assumendo teorica la resa della reazione.

8. Descrivere la struttura molecolare di H₂CO₃, indicando l’ibridazione dell’atomo di C.

4. Descrivere la molecola di CO secondo la teoria degli orbitali molecolari, indicando l’ordine di legame.

C = 29.71%; H = 6.22%; Pb = 64.07%

6. Descrivere brevemente cosa si intende per orbitale atomico.

(4)

Studente

:

10. Il tetrafluoruro di uranio viene ottenuto dalla reazione (da bilanciare):

HF + UO2 → UF4 + H2O

Se 100 mg di UO₂ vengono fatti reagire con 30 mg di HF, calcolare la quantità di tetrafluoruro di uranio che si può ottenere, se la resa della reazione è del 35%.

11. Descrivere la struttura molecolare di BF₃, indicando l’ibridazione dell’atomo di B.

12. Descrivere la configurazione elettronica dell’elemento avente Z = 10. Indicare a quale gruppo della Tavola Periodica appartiene l’elemento, giustificando la scelta.

4. Descrivere la molecola di NO secondo la teoria degli orbitali molecolari, indicando l’ordine di legame.

C = 40.00%; H = 6.67%; O = 53.33%

6. Descrivere brevemente struttura e proprietà del legame covalente.

(5)

Studente

:

13. L a fosfina (PH3) brucia all’aria secondo la reazione (da bilanciare):

PH3 + O2 → P4O10 + H2O

Calcolare la quantità di acqua che si ottiene dalla combustione di 10 g di fosfina in eccesso di ossigeno, se la resa della reazione è del 86%.

14. Descrivere la struttura molecolare di H₂O, indicando l’ibridazione dell’atomo di O.

4. Descrivere la molecola di Ne₂ secondo la teoria degli orbitali molecolari, indicando l’ordine di legame.

C = 52.17%; H = 13.04%; O = 34.78%

6. Descrivere brevemente struttura della Tavola Periodica.

(6)

Studente

:

16. Se cloro e fluoro reagiscono secondo la reazione (da bilanciare):

Cl2 + F2 → ClF3

Calcolare e la quantità di prodotto e di reagente limitante che rimane, quando 10 g di Cloro e 30 g di fluoro reagiscono per dare trifluoruro di cloro.

17. Descrivere la struttura molecolare di PCl₃, indicando l’ibridazione dell’atomo di P.

4. Descrivere la molecola di Be₂ secondo la teoria degli orbitali molecolari, indicando l’ordine di legame.

C = 75.95%; H = 6.33%; O = 17.72%

6. Descrivere brevemente cosa sia una mole.

(7)

Facolta' di Ingegneria 2^a Prova in itinere di Chimica

Martedi’ 29 Novembre

Compito 1

Studente

:

19. Bilanciare la seguente reazione redox:

K2Cr2O7 + H3PO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H3PO4 + H2O + K2SO4 20. Calcolare il pH di una soluzione contenente 10 g/L di NH₄Cl (Kb _NH3 = 1.8x10^-5)

21. Calcolare la pressione osmotica a 15 °C di una soluzione 0.3 M di un soluto non volatile.

22. Descrivere brevemente cosa siano le proprietà colligative di una soluzione.

23. Dato il seguente equilibrio:

3NO(g) N2O(g) + NO2(g)

Indicare la possibile variazione causata all’equilibrio dall’aggiunta di un gas inerte, a volume e temperatura costante.

6. Descrivere brevemente cosa sia un diagramma di stato di un composto.

(8)

Compito 2

Studente

:

24. Calcolare il pH di una soluzione 0.01 M di NaCN (Ka HCN = 1.6x10^-10) 25. Bilanciare la seguente reazione redox:

Cr(OH)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O

26. Calcolare i grammi di NaCl da aggiungere a 500 mL di acqua in modo da ottenere una soluzione che abbia la stessa pressione osmotica di una soluzione 0.5 M di glucosio (soluto non volatile e non elettrolita).

27. Descrivere brevemente il diagramma di stato dell’acqua, indicandone le particolarità.

28. Dato il seguente equilibrio:

CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)

Indicare quali sono le possibilità che conosci per spostare l’equilibrio verso la formazione del carbonato di calcio (ΔH°<0).

6. Descrivere brevemente le diverse definizioni che conosci di acido e di base.

(9)

Compito 3

Studente

:

KMnO₄ + Zn + H₂O → MnO2 + ZnO + KOH

30. Calcolare il pH di una soluzione di HCl 0.3 M. Se a 300 mL di tale soluzione vengono aggiunti 100 mL di una soluzione 0.5 M di NaOH, qual è il pH finale della soluzione ottenuta?

31. Calcolare il peso molecolare del composto X, sapendo che una soluzione ottenuta sciogliendo 300 mg di tale composto in 300 mL di acqua ha una pressione osmotica di 1.3 atm. a 25 °C.

32. Descrivere brevemente quale sia la funzione di stato termodinamica che indica la spontaneità di una trasformazione chimica e perchè.

33. Dato il seguente equilibrio (ΔH°<0):

H₂O(g) + CO(g) H₂(g) + CO₂(g)

Indicare le possibile variazioni causate all’equilibrio da:

a) aumento di T b) aumento di P

c) aggiunta di un gas inerte a volume costante

6. Descrivere brevemente cosa sia una soluzione ideale e quando una soluzione reale può essere considerata vicina all’idealità.

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Compito 4

Studente

:

1. A 100 ml di una soluzione 0.15 M di acido debole HA (Ka = 1.5x10^-5) vengono aggiunte 60 ml di una soluzione 0.1 M di idrossido di sodio. Calcolare il pH della soluzione prima e dopo l’aggiunta della base.

2. A 100 °C la reazione:

SO₂Cl₂(g) SO₂(g) + Cl₂(g)

ha una K = 2.4.

Calcolare la composizione della miscela all’equilibrio se 1.2 atm di SO₂Cl₂ vengono mescolate con 0.8 atm di Cl₂ a 100 °C.

3. Una soluzione 0.1 M di ammoniaca ha un pH = 11.1. Calcolare la Kb della base.

4. Per la seguente reazione:

SO3(g) SO2(g) + 1/2 O2(g)

il ΔH°>0. Descrivi brevemente (spiegandone le ragioni) l’effetto delle seguenti variazioni:

a) aggiunta di ossigeno gassoso

b) la miscela viene compressa a temperatura costante c) la miscela viene raffreddata

d) un gas inerte viene immesso mantenendo costante pressione e temperatura e) un gas inerte viene immesso mantenendo costante volume e temperatura.

5. Spiegare brevemente perche’ una soluzione ha sempre una tensione di vapore inferiore a quella del solvente puro.

6. Descrivere brevemente come la pressione influenza il passaggio di stato solido-liquido nell’acqua.

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Prof. Paolesse Martedi’ 29 Novembre

Compito 5

Studente

:

1. 10 ml di una soluzione 3 m di HCl (d = 0.9 g/ml) vengono mescolati con 300 ml di una soluzione 0.01 M dello stesso acido. Calcolare il pH della soluzione risultante.

2. A 350 K la costante di equilibrio per la reazione in fase gassosa:

Br₂ + I₂ 2IBr vale 322.

Calcolare la composizione della miscela all’equilibrio se si mescolano 0.05 atm di bromo e 0.04 atm di iodio a 350 K.

3. Bilanciare la seguente reazione redox:

CuS + HNO3 → CuSO4 + NO + H2O

5. Per la seguente reazione:

3NO(g) N2O (g) + NO2(g)

il ΔH°<0. Descrivi brevemente (spiegandone le ragioni) l’effetto delle seguenti variazioni:

f) aggiunta di N₂O gassoso

g) il volume della miscela viene ridotto a temperatura costante h) la miscela viene raffreddata

i) un gas inerte viene immesso mantenendo costante pressione e temperatura j) un gas inerte viene immesso mantenendo costante volume e temperatura.

5. Descrivi brevemente (spiegandone le ragioni), sapendo che per la reazione:

CaCO3 (s) CaO(s) + CO2(g)

ΔH°>0 e ΔS°>0, in quali condizioni tale reazione è spontanea.

6. Descrivere brevemente cosa sia la pressione osmotica di una soluzione.

(12)

Compito 6

Studente:

1. Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione ottenuta sciogliendo 10 g del composto X (PM=150) in 100 ml di acqua (densita’ dell’acqua: 1.00 g/ml; Kcr = 1.86).

2. Dato il seguente equilibrio:

PCl₅(g) PCl₃(g) + Cl₂(g) (ΔH > 0) Definire le variazioni indotte da:

34. aumento di T 35. aumento di P 36. aggiunta di PCl3

37. rimozione di Cl2

38. aggiunta di un gas inerte

3. Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 100 ml di una soluzione 10^-3 M e 50 ml di una soluzione 10^-2 M di CH3CO2Na (considerare additivi i volumi).

Ka CH3CO2H = 1.8 x 10^-5

4. Descrivere brevemente perchè una reazione fra un acido ed una base può essere considerata una reazione completa

5. Descrivere brevemente perche’ non viene indicata la concentrazione dell’acqua nella costante di equilibrio di un generico acido debole.

PbO2 + Cr2S3 + H2SO4 → PbSO4 + H2Cr2O7 + H2O

(13)

Facolta' di Ingegneria Prova generale di Chimica

Martedi’ 29 Novembre Compito 1

Studente

:

CuS + HNO₃ CuSO₄ + NO + H₂O

Calcolare la quantità di solfato di rame che si ottiene quando 10 g di solfuro di rame reagiscono con 2 litri di una soluzione 0.03 M di acido nitrico, sapendo che la resa della reazione è dell’80%.

40. A 200 mL di una soluzione 0.1 M di acido acetico (Ka = 1.8x10^-5) vengono aggiunti 70 mL di una soluzione 0.2 M di NaOH. Calcolare il pH prima e dopo l’aggiunta della base.

41. Conoscendo i seguenti dati termodinamici per le reazioni:

2P(s) + 3 Cl2(g) 2PCl3(l) H°f = -636 KJ/mole PCl₃(l) + Cl₂(g) PCl₅(l) ΔH° = -138 KJ/mole

Calcolare l’H° di formazione per il PCl₅. Calcolare il calore messo in gioco quando 140 g di fosforo reagiscono con il cloro gassoso per dare PCl₅.

42. Descrivere brevemente la struttura di H2SO4, indicando l’ibridazione dello zolfo. Quando si forma lo ione solfato, come cambia la struttura di tale ione rispetto a quella dell’acido?

43. Per il seguente equilibrio:

2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) Definire le variazioni della composizione della miscela in seguito a:

a) aumento della temperatura (la reazione è di dissociazione).

b) aumento della pressione.

c) aggiunta di un gas inerte a volume costante.

d) aggiunta di CO2

e) aggiunta di NaHCO3

6. Descrivere struttura e proprietà di un solido covalente.

(14)

Studente

:

1. 10 g di NOBr vengono posti in un pallone da 5 litri e la temperatura viene innalzata a 350 K.

Si stabilisce l’equilibrio:

NOBr(g) NO(g) + 1/2Br2(g)

La pressione totale all’equilibrio nel recipiente è di 0.63 atm. Calcolare la Kp della reazione.

2. La dissociazione dell’acido cloridrico:

2HCl(g) H₂(g) + Cl₂(g)

ha un ΔH = 185 KJ.

Calcolare l’entalpia di formazione dell’acido cloridrico e la quantita’ di calcolare associata alla formazione di 20 g di acido cloridrico.

Cr(OH)3 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + H2O

Calcolare la quantità di cromato di sodio che puo’ essere ottenuta dalla reazione di 50 g di idrossido di cromo con 20 ml di bromo molecolare (d = 3.11 g/ml), sapendo che la resa della reazione è del 75%.

4. Descrivere la formula di struttura dell’acido nitroso.

5. Descrivere brevemente le possibili interazioni fra molecole di I2.

6. Dato il seguente equilibrio:

CO(g) + H2O(g) H2(g) + CO2(g)

Definire le variazioni della composizione della miscela in seguito a:

f) aumento della temperatura (la reazione ha ΔH° < 0).

g) aumento della pressione.

h) aggiunta di un gas inerte a volume costante.

i) aggiunta di CO2

(15)

Studente

:

1. A 700 °C la costante dell’equilibrio:

2CO(g) C(s) + CO2(g)

è Kc = 2. Calcolare la pressione totale che si raggiunge all’equilibrio in un recipiente di 5 L in cui siano stati immessi 3 grammi di CO.

2. Il punto di ebollizione del benzene (C6H6) alla pressione di 1 atmosfera è 80.00 °C. Una soluzione di benzene contenente una sostanza X (dal peso molecolare incognito) all’1.25%

in peso, bolle alla temperatura di 80.25 °C. Calcolare il peso molecolare della sostanza, sapendo che la Keb del benzene è di 2.57 °Cmol^-1Kg.

KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

4. Descrivere la struttura della molecola di ossigeno secondo la teoria degli orbitali molecolari.

5. Descrivere brevemente cosa sia e come può essere preparata una soluzione tampone.

6. Dato il seguente equilibrio:

H2(g) + I2(g) 2HI (g)

Definire le variazioni della composizione della miscela in seguito a:

j) aumento della temperatura (la reazione ha ΔH° > 0).

k) aumento della pressione.

l) aggiunta di un gas inerte a volume costante.

m) sottrazione di HI