Formulari, i passaggi chiave del metodo per ogni argomento e 14 esercizi, con le soluzioni complete in fondo.
16 g di Al e 16 g di Cl2 reagiscono secondo 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3. Quale massa m di AlCl3 si può formare?
Nella reazione CaCO3 → CaO + CO2, 8 g di CaCO3 reagiscono completamente (gli altri reagenti in eccesso) e si raccolgono 3,81 g di CaO. Trova la resa percentuale Y.
Ti servono 1000 mL di soluzione 0,05 mol/L e hai una soluzione madre 4 mol/L. Quanta acqua Vwater aggiungi alla soluzione madre?
100 mL di una soluzione 0,5 mol/L vengono mescolati con 50 mL di una soluzione 0,6 mol/L della stessa sostanza. Trova la concentrazione c della miscela (i volumi sono additivi).
Un serbatoio di 20 L contiene 350 g di N₂ a 10 °C. Trattalo come gas ideale e trova la pressione P.
Una quantità fissa di CH₄ passa da 400 kPa, 5 L, 25 °C a 800 kPa e 230 °C. Trova il nuovo volume V2.
Un blocco di ferro da 150 g (c = 0,449 J/(g·°C)) a 140 °C viene immerso in 300 g di acqua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 22 °C in un recipiente isolato. Trova la temperatura finale Tf.
Usa le entalpie standard di formazione per trovare il calore q liberato quando 25 g di CH4 (M = 16,04 g/mol) bruciano completamente: CH4 + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l). Dai q come numero positivo.
0,25 mol/L di H₂ e 0,25 mol/L di I₂ vengono messi in un recipiente e reagiscono: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, con Kc = 54. Trova la concentrazione all’equilibrio [H2].
PCl₅ si decompone: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, con Kc = 0,08 alla temperatura di reazione. Un recipiente contiene all’inizio solo 0,5 mol/L di PCl₅. Trova la concentrazione all’equilibrio [PCl5].
Trova il pH pH di una soluzione 0,05 mol/L di acido formico (Ka = 0,00018).
Un tampone da 1,00 L contiene 0,3 mol di acido lattico e 0,25 mol della sua base coniugata (Ka = 0,00014). Si aggiungono 0,02 mol di NaOH. Trova il nuovo pH pH.
Una reazione con legge cinetica −rA = k·CA² ha k = 0,4 L/(mol·min) e parte da 2 mol/L. Trova la concentrazione CA dopo 30 min.
Una reazione del primo ordine ha una costante cinetica di 0,01 s⁻¹ a 50 °C e un’energia di attivazione di 60 kJ/mol. Trova il fattore pre-esponenziale A nell’equazione di Arrhenius.
Risposta: m = 20,06 g
Stechiometria: un'equazione bilanciata conta particelle, non grammi. Converti la massa in moli con n = m/M, usa i coefficienti dell'equazione come rapporto molare, poi torna alla massa con m = n·M. Con due reagenti, il reagente limitante è quello che si esaurisce per primo e fissa quanto prodotto si forma.
Risposta: Y = 85 %
Stechiometria: un'equazione bilanciata conta particelle, non grammi. Converti la massa in moli con n = m/M, usa i coefficienti dell'equazione come rapporto molare, poi torna alla massa con m = n·M. Con due reagenti, il reagente limitante è quello che si esaurisce per primo e fissa quanto prodotto si forma.
Risposta: Vwater = 987,5 mL
Molarità: concentrazione c = n/V in mol/L, con n = m/M. Diluendo si aggiunge solvente ma non soluto, quindi il numero di moli resta lo stesso: c₁·V₁ = c₂·V₂. Quando si mescolano due soluzioni dello stesso soluto, le moli si sommano e così anche i volumi.
Risposta: c = 0,5333 mol/L
Molarità: concentrazione c = n/V in mol/L, con n = m/M. Diluendo si aggiunge solvente ma non soluto, quindi il numero di moli resta lo stesso: c₁·V₁ = c₂·V₂. Quando si mescolano due soluzioni dello stesso soluto, le moli si sommano e così anche i volumi.
Risposta: P = 1471 kPa
Legge dei gas ideali: PV = nRT, con n = m/M.
Risposta: V2 = 4,219 L
Legge combinata dei gas: per una quantità fissa di gas ideale, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Risposta: Tf = 28,01 °C
Calore ed entalpia: riscaldare una sostanza richiede q = m·c·ΔT. In un calorimetro il calore ceduto dal corpo caldo è uguale al calore assorbito da quello freddo. La variazione di entalpia di una reazione si ricava dalle entalpie di formazione: ΔH° = ΣΔH°f(prodotti) − ΣΔH°f(reagenti), ciascuna moltiplicata per il proprio coefficiente.
Risposta: q = 1388 kJ
Calore ed entalpia: riscaldare una sostanza richiede q = m·c·ΔT. In un calorimetro il calore ceduto dal corpo caldo è uguale al calore assorbito da quello freddo. La variazione di entalpia di una reazione si ricava dalle entalpie di formazione: ΔH° = ΣΔH°f(prodotti) − ΣΔH°f(reagenti), ciascuna moltiplicata per il proprio coefficiente.
Risposta: [H2] = 0,05348 mol/L
Equilibrio chimico: per aA + bB ⇌ cC + dD, la costante di equilibrio è Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), con le concentrazioni all’equilibrio. Una tabella ICE (Iniziale, Variazione, Equilibrio) collega le quantità iniziali a quelle all’equilibrio tramite un’unica incognita x, moltiplicata per i coefficienti.
Risposta: [PCl5] = 0,336 mol/L
Equilibrio chimico: per aA + bB ⇌ cC + dD, la costante di equilibrio è Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), con le concentrazioni all’equilibrio. Una tabella ICE (Iniziale, Variazione, Equilibrio) collega le quantità iniziali a quelle all’equilibrio tramite un’unica incognita x, moltiplicata per i coefficienti.
Risposta: pH = 2,536
pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] e pOH = −log₁₀[OH⁻], con pH + pOH = 14 a 25 °C. Acidi e basi forti si ionizzano completamente. Un acido debole solo in parte: Ka = x²/(c − x), dove x = [H₃O⁺]. Un tampone di un acido debole e della sua base coniugata segue Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
HA ⇌ H⁺ + A⁻: si ionizzano x mol/L di acido.
Risposta: pH = 3,838
pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] e pOH = −log₁₀[OH⁻], con pH + pOH = 14 a 25 °C. Acidi e basi forti si ionizzano completamente. Un acido debole solo in parte: Ka = x²/(c − x), dove x = [H₃O⁺]. Un tampone di un acido debole e della sua base coniugata segue Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
Risposta: CA = 0,08 mol/L
Velocità di reazione: per una reazione del primo ordine −dC/dt = kC, quindi C = C₀·e−kt e il tempo di dimezzamento ln 2/k non dipende dalla concentrazione. Per una reazione del secondo ordine 1/C = 1/C₀ + kt. La costante cinetica aumenta con la temperatura secondo Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
Risposta: A = 4,999 × 10⁷ s⁻¹
Reaction rates: for a first-order reaction −dC/dt = kC, so C = C₀·e−kt and the half-life ln 2/k does not depend on concentration. For a second-order reaction 1/C = 1/C₀ + kt. The rate constant rises with temperature following Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
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