Formulari, i passaggi chiave del metodo per ogni argomento e 14 esercizi, con le soluzioni complete in fondo.
20 g di CH4 e 48 g di O2 reagiscono secondo CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. Quale massa m di H2O si può formare?
Nella reazione 2Mg + O2 → 2MgO, 10 g di Mg reagiscono completamente (gli altri reagenti in eccesso) e si raccolgono 15,09 g di MgO. Trova la resa percentuale Y.
Ti servono 100 mL di soluzione 0,2 mol/L e hai una soluzione madre 6 mol/L. Quale volume V1 di soluzione madre ti serve?
150 mL di una soluzione 0,4 mol/L vengono mescolati con 500 mL di una soluzione 0,6 mol/L della stessa sostanza. Trova la concentrazione c della miscela (i volumi sono additivi).
Un serbatoio di 10 L contiene 230 g di CH₄ a 55 °C. Trattalo come gas ideale e trova la pressione P.
Una quantità fissa di CH₄ passa da 100 kPa, 20 L, 10 °C a 800 kPa e 100 °C. Trova il nuovo volume V2.
Un blocco di rame da 200 g (c = 0,385 J/(g·°C)) a 170 °C viene immerso in 150 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 il calore q liberato quando 100 g di C2H5OH (M = 46,07 g/mol) bruciano completamente: C2H5OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O(l). Dai q come numero positivo.
0,2 mol/L di H₂ e 0,2 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 [Cl2].
Trova il pH pH di una soluzione 0,1 mol/L di acido fluoridrico (Ka = 0,00068).
Un tampone da 1,00 L contiene 0,1 mol di acido formico e 0,25 mol della sua base coniugata (Ka = 0,00018). Si aggiungono 0,05 mol di NaOH. Trova il nuovo pH pH.
Una reazione del secondo ordine (−rA = k·CA²) ha k = 0,2 L/(mol·min) e una concentrazione iniziale di 0,5 mol/L. Trova il suo primo tempo di dimezzamento t½.
Una reazione ha una costante cinetica di 0,005 min⁻¹ a 35 °C e un’energia di attivazione di 90 kJ/mol. Trova la costante cinetica k2 a 75 °C.
Risposta: m = 27,03 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 = 91,03 %
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 = 3,333 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 = 0,5538 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 = 3912 kPa
Legge dei gas ideali: PV = nRT, con n = m/M.
Risposta: V2 = 3,295 L
Legge combinata dei gas: per una quantità fissa di gas ideale, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Risposta: Tf = 31,95 °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 = 2967 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] = 0,04279 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] = 0,164 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 = 2,102
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 = 4,523
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: t½ = 10 min
Integrated rate laws: zero order: C = C₀ − kt (straight line, t½ = C₀/(2k)); first order: ln(C₀/C) = kt (t½ = ln 2/k); second order: 1/C − 1/C₀ = kt (t½ = 1/(kC₀)). Conversion X means C = C₀(1 − X).
Ogni tempo di dimezzamento successivo è lungo il doppio, perché C₀ si è dimezzata.
Risposta: k2 = 0,283 min⁻¹
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).
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