Formulari, i passaggi chiave del metodo per ogni argomento e 14 esercizi, con le soluzioni complete in fondo.
30 g di H2 e 8 g di O2 reagiscono secondo 2H2 + O2 → 2H2O. Quale massa m di H2O si può formare?
Nella reazione CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O, 20 g di CH4 reagiscono completamente (gli altri reagenti in eccesso) e si raccolgono 51,58 g di CO2. Trova la resa percentuale Y.
Ti servono 500 mL di soluzione 0,05 mol/L e hai una soluzione madre 4 mol/L. Quale volume V1 di soluzione madre ti serve?
150 mL di una soluzione 0,5 mol/L vengono mescolati con 250 mL di una soluzione 3 mol/L della stessa sostanza. Trova la concentrazione c della miscela (i volumi sono additivi).
Un serbatoio di 50 L contiene 60 g di O₂ a 50 °C. Trattalo come gas ideale e trova la pressione P.
Una quantità fissa di CO₂ passa da 250 kPa, 20 L, 20 °C a 450 kPa e 140 °C. Trova il nuovo volume V2.
Un blocco di ferro da 100 g (c = 0,449 J/(g·°C)) a 160 °C viene immerso in 200 g di acqua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 15 °C in un recipiente isolato. Trova la temperatura finale Tf.
Usa le entalpie standard di formazione per trovare ΔH° della reazione CH4 + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l).
0,1 mol/L di H₂ e 0,1 mol/L di I₂ vengono messi in un recipiente e reagiscono: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, con Kc = 64. Trova la concentrazione all’equilibrio [HI].
PCl₅ si decompone: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, con Kc = 0,5 alla temperatura di reazione. Un recipiente contiene all’inizio solo 1,5 mol/L di PCl₅. Trova la concentrazione all’equilibrio [Cl2].
Trova il pH pH di una soluzione 0,25 mol/L di acido acetico (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Un tampone da 1,00 L contiene 0,1 mol di acido benzoico e 0,25 mol della sua base coniugata (Ka = 6,3 × 10⁻⁵). Si aggiungono 0,05 mol di NaOH. Trova il nuovo pH pH.
Una reazione con legge cinetica −rA = k·CA² ha k = 0,8 L/(mol·min) e parte da 1 mol/L. Trova la concentrazione CA dopo 15 min.
Una reazione del primo ordine ha una costante cinetica di 0,005 s⁻¹ a 80 °C e un’energia di attivazione di 50 kJ/mol. Trova il fattore pre-esponenziale A nell’equazione di Arrhenius.
Risposta: m = 9,01 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 = 93,99 %
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: V1 = 6,25 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 = 2,063 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 = 100,8 kPa
Legge dei gas ideali: PV = nRT, con n = m/M.
Risposta: V2 = 15,66 L
Legge combinata dei gas: per una quantità fissa di gas ideale, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Risposta: Tf = 22,39 °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: ΔH° = −890,3 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.
Negativo: la reazione libera calore (esotermica).
Risposta: [HI] = 0,16 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: [Cl2] = 0,6514 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 = 2,675
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 = 4,979
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 = 0,07692 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 = 124385 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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