scritto finale” N° matricola ________________________________

(1)

1 Politecnico di Milano – Chimica Generale Cognome/Nome________________________________

1° sem. Data: 24/01/2018 “I

^a

scritto finale” N° matricola ________________________________

N.B. Fornire sempre una giustificazione alla risposta, altrimenti l’esercizio è considerato non fatto!

1. Eseguire i seguenti calcoli con il corretto numero di cifre significative:

[(8.21×10

^-2

)•(2.3×10

^-3

)•(298)] /1.5 = 0.038 ; [(2.31×10

^-2

)

²

•(3.14)] /(log 242) = 7.03×10

^-4

2. Si è comprato un pezzo di ferro molto puro in fogli con un costo di 66.00 euro. Il foglio è un quadrato di 50. mm e 1.00 mm di spessore. Qual è il costo per grammo del foglio? (Densità del ferro = 7.874 g·cm

^-3

.) 3.35 euro/grammo

3. Quale delle seguenti è una proprietà intensiva della materia (dare la definizione di proprietà intensiva).

a) densità b) entalpia c) calore specifico d) viscosità e) volume f) potenza (W)

4. Dati i seguenti valori sperimentali (volumi in mL): 3.488, 3.592, 3.202, 3.570, 3.536, 3.447 , stabilirne la media, la mediana e la deviazione standard, precisando se qualche dato è da scartare.

Media = 3.4725; Mediana = 3.512; Dev. standard = 0.1423. Il terzo dato è molto impreciso(> 2σ).

5. Predire quali di questi nuclei sono particolarmente stabili:

¹⁴₆

C ,

⁴⁰₂₀

Ca ,

⁹⁸₄₃

Tc ,

¹¹⁸₅₀

Sn . Spiegare.

Stabili Ca-40 e Sn-50, perché il numero di protoni e neutroni sono entrambi pari, mentre C-14 è radioattivo perché troppo ricco di neutroni e Tc-98 perché contiene un numero dispari di neutroni e protoni.

6. Scrivere l’equazione nucleare bilanciata per il processo riassunto dalla notazione:

²⁷13

Al n, ( a )

²⁴11

Na

Il simbolo n è l’abbreviazione del neutrone ed α rappresenta una particella alfa. Il neutrone è la particella bombardante e la particella alfa è un prodotto. Perciò, l’equazione nucleare è:

27 1 24 4

13

Al +

0

n  →

11

Na +

2

He

7. Una roccia contiene 0.257 mg di piombo-206 per ogni milligrammo di uranio-238. L’emivita per il decadimento dell’uranio-238 a piombo-206 è 4.5×10

⁹

anni. Quanto è vecchia la roccia?

Si applicano le relazioni:

0

ln N

^t

N = − kt e

1/2

0.693 k = t , ma prima si stabilisce la quantità di uranio

presente all’inizio nella rocca per ogni 1.000 mg finale :

( )

238 92

Iniziale U 1.000 238 0.257 1.297

mg 206 mg mg

= + =

E inserendo nella equazione cinetica si ha :

⁹

10 1

0

1 1 1.000

ln ln 1.7 10

1.5 10 1.297

N

t

t anni

k N

⁻

anni

⁻

= = − = ×

×

8. Il composto HSCH

₂

CH(NH

₂

)COOH è l’amminoacido cisteina, una molecola cruciale per la vita

a) Qual è la composizione elementare del composto? C%……; H%……: N%……: S%……; O%...

b) Se si hanno 0.150 g di cisteina, di quante moli di cisteina si dispone? ………..

c) Quanti atomi di idrogeno sono presenti in 0.150 g di cisteina? ………

Formula: C

3

H

7

NO

2

S; PM = = 121.158; moli in 0.159 g = g/PM = 1.24x10

^-3

moli, atomi H = 7 x moli x N = 5.22 x 10

²¹

; Composizione = C(29.74%) H(5.82%) N(11.56%) O(26.41%) S(26.47%)

9. Quali dei seguenti hanno lo stesso valore dell’affinità elettronica (AE) del Ga

⁺

? Spiegare.

a) il potenziale di ionizzazione (IP) del Ga ……….

b) - IP del Ga (considerando AE e IP come variazioni di entalpia ∆H) ……

c) ½ IP di Ga

⁺

………..

d) AE di Ga

²⁺

………

e) IP di Ga‾ ………

10. (a) Disporre in ordine di aumento dell’affinità elettronica i seguenti elementi (Cl , S , Cu , Mg)

(b) L’affinità elettronica ha qualche relazione con l’elettronegatività? Spiegare.

(2)

2 Sequenza: Mg < Cu < S < Cl. L’AE misura l’energia rilasciata quando un elettrone si somma ad un atomo gassoso. Si esprime come energia per mole di atomi (kJ·mol

^-1

). L’elettronegatività (numero adimensionale) è la tendenza di un atomo ad attrarre a se gli elettroni in una molecola o in un legame covalente. La correlazione (in termini qualitativi) esiste per atomi elettronegativi ma non è generale. l’AE è direttamente legata all’energia del più basso livello dell’orbitale atomico semioccupato o vuoto dell’atomo nello stato fondamentale.

11. Porre in ordine crescente di solubilità in acqua i seguenti composti del carbonio: CO; CH

3

SH; HCONH

2

; CH

3

NH

2

; HOCH

2

CH

2

OH, spiegando su quali basi si è compiuta la scelta.

CO, CH

3

SH < CH

3

NH

2

< HCONH

2

< HOCH

2

CH

2

OH, per legami ad idrogeno e polarità delle molecole (CO è apolare; CH

3

SH è debolmente polare (S = 23.3 g/L), ma meno di CH

3

NH

2

(S = 1080 g/L), mentre HCONH

2

e il glicol etilenico sono solubili in tutte le proporzioni in acqua.

12. Classificare nella corretta sequenza in tabella le proprietà acido-base dei seguenti composti dell’idrogeno H

2

O

2

, AlH

3

, NaHS, C

2

H

4

, indicando nell’ultima riga il tipo di legame presente nel composto e la sua natura molecolare o polimerica.

Acido Basico Neutro Anfotero Tipo di legame

H

2

O

2

(debole) Covalente, monomero

AlH

3

Covalente polimero

NaHS Ionico, polimero C

2

H

4

Covalente C=C, monomero

13. Il fosforo grigio (P

4

) è preparato industrialmente secondo la seguente reazione per riduzione del fosfato di calcio con carbone e silice in eccesso del 20% sullo stechiometrico. a) Stabilire la stechiometria della reazione. 2 Ca

3

(PO

4

)

2

(s) + 6 SiO

2

(s) + 10 C(s) → 6 CaSiO

3

(s) + 10 CO(g) + 1 P

4

(s)

b) Determinare quanto fosforo si può recuperare da 30 tonnellate di fosfato di calcio, sapendo che la resa del processo à del 92%. C) Determinare l’economia atomica (EA) del processo.

moli P

4

(30×0.92)×10

⁶

g / 310.174 g/mol × ½ = 44490 mol; g P

4

= 44490 mol x 123.89 g/mol = 5.5 ton

Economia atomica % = [massa prodotto/Σmasse reagenti] = [5.5 /(30 + 8.02 + 2.67)]×100 = 13.5 %

14. Riempire le caselle vuote della tabella sottostante (segnalare i composti covalenti).

Catione Anione Formula Nome

Na

3

AlF

6

Solfato(V) di Gallio(III) 1-C

7

H

14

Silicato di sodio

Ca

²⁺

HCO

3

‾

Esacarbonilvanadato(-1) CS

2

[Cu(NH

3

)

4

]

²⁺

PO

4 3

‾

(CH

3

)

3

P

Esamminocabalto(III) tribromuro

H

⁺

C

2

O

4

2

‾

15. Il perossido d’idrogeno, H

2

O

2

, può agire sia da ossidante sia da riducente, come risulta dalle seguenti semi-reazioni redox (da completare e bilanciare):

a) H

2

O

2

+ 2H

⁺

+ 2e‾ → 2 H

2

O b) H

2

O

2

→ O

2

+ 2 H

⁺

+ 2e‾

c) H

2

O

2

+ 2e‾ → 2 OH ‾

d) H

₂

O

₂

+ 2 OH ‾ → O

2

+ 2 H

₂

O + 2e‾

Dopo aver stabilito la stechiometria, indicare in quali reazioni l’H

2

O

2

agisce da ossidante?

a), c) (gli elettroni sono a sinistra della freccia).

16. Classificare le seguenti reazioni dopo averle completate e bilanciate (scrivendone, ove possibile,

l’equazione ionica netta):

(3)

3 Tipo di Reazione Reazione

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 3 NO

2

(g) + H

2

O → NO(g) + 2 H

⁺

(aq) + 2 NO

3

‾(aq) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ MgO(s) + H

2

O(l) + 2 CO

2

(gas) → Mg(HCO

3

)

2

(aq)

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ H

₂

PtCl

₆

(aq) + 2 CH

₂

O(aq) + 2 H

₂

O→ Pt(s) + 2 HCOOH + 6HCl(aq) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 2 CH

3

OH(l) → CH

3

OCH

3

(aq) + H

2

O

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ POCl

3

(l) + 3 H

2

O(l) → H

3

PO

4

(aq) + 3 HCl(aq) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 4 HCl + 5 NaClO

₂

→ 4 ClO

₂

+ 5 NaCl + 2 NaOH

17. Quale delle seguenti molecole possiede: a) i legami più polari; b) il momento dipolare complessivo più basso; c) il potere ossidante più elevato? a. HCl b. ClO

2

c. PCl

3

d. SO

2

e. SF

6

a) S-F ; b) SF

6

; c) ClO

2

18. Calcolare l’entalpia standard di combustione per la reazione (da bilanciare) : SiH

4

(g) + 2 O

2

(g) → SiO

2

(g) + 2 H

2

O(g) in base alle seguenti entalpie standard di formazione:

∆H°

_ƒ

[SiH

4

(g)] = +34.3 kJ/mol; ∆H°

_ƒ

[SiO

2

(g)] = -910.9 kJ/mol; e ∆H°

_ƒ

[H

2

O(g)] = -241.8 kJ/mol.

∆H°

c

= Σ(∆H°

ƒ

[prodotti] - Σ(∆H°

ƒ

[reagenti] in kJ ∆H°

c

= -1428.8 kJ

19. In un esperimento di laboratorio si è usato una soluzione di iodio molecolare per ossidare quantitativamente lo ione tiosolfato in base all’equazione : I

2

(aq) + 2 S

2

O

3

2–

(aq) → 2 I

^–

(aq) + S

4

O

6 2–

(aq).

Se si sono usati 40.21 mL di una soluzione di I

2

0.246 M, qual è la percentuale di Na

2

S

2

O

3

in un campione impuro di Na

2

S

2

O

3

dal peso di 3.232 grammi?

mL × N

iodio

→ ×2 → mmol

tios

= 2×(40.21×0.246) = 19.8 mmol ; g Na

2

S

2

O

3

puro = 0.0198×158.11 = 3.13 g purezza% Na

2

S

2

O

3

= (3.13/3.232)×100 = 96.8%

20. Quando un campione di alluminio dal peso di 35.7 grammi, e alla temperatura di 81.9 °C, è introdotto in un calorimetro contenente 75.0 grammi di acqua a 24.9 °C, la temperatura aumenta a 28.3 °C. Se la capacità termica specifica dell’acqua è 4.18 J·g

^-1

·K

^-1

e quella dell’alluminio è 0.902 J·g

^-1

·K

^-1

, quanto vale la capacità termica specifica del calorimetro?

Q

acqua

= 75.0×4.18 ×3.4 = 1066 J Q

Alluminio

= 35.7×0.902×53.6 = 1726 J

Q

cal

+ Q

acqua

= Q

alluminio

e c

p

(cal.) = Q

cal

/∆T da cui c

_p

(cal.) = (1726 – 1066)/3.4 = = 194 J·K

^-1

21. Calcolare la variazione standard di entalpia della reazione per il processo H

2

O

2

(l) → 1/2 O

2

(g) + H

2

O(g),

usando i dati delle seguenti reazioni:

H

2

(g) + O

2

(g) → H

2

O

2

(l) ∆H° = -187.8 kJ e H

2

O(g) → H

2

(g) + 1/2 O

2

(g) ∆H° = +241.8 kJ

∆H°

reaz.

= (l’inverso della prima reazione – l’inverso della seconda) = (+ 187.8 – 241.8) = -54.0 kJ 22. Quale delle seguenti affermazioni è vera per una soluzione 0.050 M di una base forte, M(OH)

2

?

a) Il pH è maggiore di 13. b) [M

⁺

] = 2 [OH ‾] c) Il pH è 14.00. d) [H

⁺

] = 1.0×10

^-13

e) Se si ha a disposizione un matraccio graduato di 1000 mL e si è richiesti di preparare 1.00 L di una soluzione 0.015 M della base M(OH)

2

a partire dalla predetta soluzione, quale volume si dovrà diluire al volume richiesto? …300 mL………

23. I solidi NaCl, NaBr e MgO hanno la stessa struttura cristallina.

a) Spiegare perché l’energia reticolare di NaBr è un po’ inferiore a quella di NaCl.

b) Spiegare perché l’energia reticolare di MgO è circa 5 volte superiore a quella di NaCl.

L’energia reticolare è l’entalpia di dissociazione del reticolo di un solido ionico in ioni isolati in fase gas e dipende dalle cariche degli ioni, dalla loro distanza nel solido e dall’impaccamento del solido (costante di Madelung). I tre casi in esame avendo la stessa struttura cristallina hanno uguale costante di Madelung e le loro differenze in en. reticolare devono risiedere nelle cariche degli ioni e nella distanza inter-ionica.

Raggio Br ‾ > Cl‾ per cui En reticolare NaBr < NaCl; MgO contiene gli ioni Mg

²⁺

e O

^2-

a doppia carica a differenza di NaCl a singola carica, per cui l’energia reticolare di MgO deve essere almeno 4 volte

superiore a NaCl per le cariche e un po’ di più per il minor raggio ionico, da ciò il valore 5 volte superiore.

24. Si è trovato che un campione di 0.956 g di un acido sconosciuto richiede 29.1 mL di una soluzione 0.513 M di NaOH per la titolazione al punto di equivalenza. Quale acido tra i seguenti è compatibile con la misura; a) acido citrico (H

3

C

6

H

5

O

7

, triprotico, PM

1

= 192.12 u), b) acido tartarico (H

2

C

4

H

4

O

6

, diprotico, PM

2

= 150.09 u) o c) acido acetico (CH

3

COOH, monoprotico, PM

3

= 60.05 u)?

(0.956/PM)×n = mol H

⁺

= mol OH‾ = 0.029.1× 0.513 = 0.0149 no AcOH (0.0159), no tartarico (0.0127),

si citrico (0.0149).

(4)

4 25. La lega SmCo

5

forma un magnete permanente perché sia il samario che il cobalto hanno elettroni spaiati. Quanti elettroni spaiati ci sono, rispettivamente, negli atomi in fase gas di Sm (Z = 62) e Co (Z

= 27)? Sm [Xe] 4f

⁶

6s

²

(6 elettroni spaiati); Co [Ar] 3d

⁷

4s

²

(3 elettroni spaiati)

26. Qual è la corretta configurazione elettronica per

₂₆

Fe

²⁺

? (in ordine di energia crescente dei sotto-strati);

b) quali sono i numeri quantici delle funzioni d’onda dei 6 elettroni d? c) Lo ione è paramagnetico?

(spiegare). a) 1s

²

(2s

²

2p

⁶

) (3s

²

3p

⁶

) 4s

⁰

3d

⁶

(sequenza diagonale e 2 e ‾ in meno rispetto al metallo Fe);

b) n = 3, l = 2, m

l

varia da -2 … +2, m

s

= -1/2 eccetto l’ultimo con m

s

= +1/2. Lo ione è paramagnetico (4 e‾ spaiati).

27. Assegnare la struttura con la notazione di Lewis corretta per i seguenti composti. Spiegare.

a) P

4

O

6

b) SO

2

ClF; c) XeO

3

d) H

5

IO

6

a) spaziale ciclica, tetraedrica attorno agli atomi di fosforo (con tre atomi di ossigeno legati e un doppietto non condiviso) e gli atomi di ossgeno a ponte tra due atomi di fosforo

b) Due legami semplici (con Cl e F) e due legami doppi con O (S espande la valenza). In base alla geometria tetraedrica, l’angolo OSO è superiore a 109°.

c) Trigonale piramidale. La coppia non condivisa sullo Xe fornisce un angolo O-Xe-O minore di 109°;

Simmetria C

3v

come NH

3

.

d) Ottaedrica attorno allo iodio – Possiede 5 legami semplici con OH e un legame doppio con O (espansione dell’ottetto per I). Lievemente distorta.

28. Spiegare perché esistono i sali NO

⁺

AsF

6

‾ e O

2

+

AsF

6

‾ ma non i sali HO

⁺

AsF

6

‾ e N

2

+

AsF

6

‾. Assegnare la struttura, geometria e numeri di ossidazione ai composti esistenti.

I primi due composti ionici esistono perché i corrispondenti potenziali di ionizzazione di NO e O

2

sono elevati ma raggiungibili da buoni ossidanti, al contrario di quelli delle specie

^•

OH e N

2

, i cui potenziali di ionizzazione sono troppo alti. O=N

⁺

(diamagnetico, isoelettronico del CO), O

2

+

(paramagnetico 1 e, un elettrone in meno dell’ossigeno molecolare, che ne ha due spaiati), in AsF

6

‾ l’arsenico è ottaedrico (sp

³

d

²

), N.Ox = 5.

29. Quale dei seguenti vi aspettate che abbia il raggio più grande: (a) F ‾ , (b) S

²

‾ , (c) P

³

‾, (d) Ar ? perché? … P

³

‾…(alta carica e dello stesso periodo degli altri elementi)………

Quale vi aspettate sia la base più dura e quale quella più molle? …piu dura F ‾; più molle P

³

‾ ………

30. Tra (i) lo ione fluoruro e (ii) il neon, quale avrà la carica nucleare effettiva superiore sugli elettroni di valenza e perché?

Ne, perché si tratta di 2 specie isoelettroniche (ciascuna con 10 elettroni) e il Ne ha un protone in più.

31. Porre in ordine di energia crescente le seguenti radiazioni elettromagnetiche: a) luce con λ = 600 nm, b) raggi-X, c) microonde, d) luce ultravioletta, e) raggi gamma, f) luce con frequenza ν = 100 Hz.

Luce con ν = 100 Hz < Microonde < luce con λ = 600 nm < luce ultravioletta < Raggi-X < raggi gamma (dopo conversione di tutte in lunghezze d’onda o frequenza)