Formulari, i passaggi chiave del metodo per ogni argomento e 14 esercizi, con le soluzioni complete in fondo.
20 g di Mg e 24 g di O2 reagiscono secondo 2Mg + O2 → 2MgO. Quale massa m di MgO si può formare?
Nella reazione 2H2 + O2 → 2H2O, 30 g di H2 reagiscono completamente (gli altri reagenti in eccesso) e si raccolgono 244 g di H2O. Trova la resa percentuale Y.
Ti servono 1000 mL di soluzione 0,5 mol/L e hai una soluzione madre 2,5 mol/L. Quanta acqua Vwater aggiungi alla soluzione madre?
100 mL di una soluzione 0,1 mol/L vengono mescolati con 200 mL di una soluzione 0,75 mol/L della stessa sostanza. Trova la concentrazione c della miscela (i volumi sono additivi).
Un serbatoio di 50 L contiene 110 g di N₂ a 0 °C. Trattalo come gas ideale e trova la pressione P.
Una quantità fissa di O₂ passa da 150 kPa, 2 L, 15 °C a 550 kPa e 180 °C. Trova il nuovo volume V2.
Un blocco di zinco da 75 g (c = 0,388 J/(g·°C)) a 170 °C viene immerso in 100 g di acqua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 16 °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).
0,25 mol/L di H₂ e 0,25 mol/L di I₂ vengono messi in un recipiente e reagiscono: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, con Kc = 9. Trova la concentrazione all’equilibrio [H2].
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 [PCl5].
Trova il pH pH di una soluzione 0,05 mol/L di acido fluoridrico (Ka = 0,00068).
Un tampone contiene 0,25 mol/L di acido lattico e 0,15 mol/L del suo sale sodico. Ka = 0,00014. Trova il pH pH del tampone.
Una reazione con legge cinetica −rA = k·CA² ha k = 0,2 L/(mol·min) e parte da 2 mol/L. Trova la concentrazione CA dopo 30 min.
Una reazione ha una costante cinetica di 0,01 min⁻¹ a 20 °C e un’energia di attivazione di 90 kJ/mol. Trova la costante cinetica k2 a 35 °C.
Risposta: m = 33,16 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 %
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 = 800 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 = 178,4 kPa
Legge dei gas ideali: PV = nRT, con n = m/M.
Risposta: V2 = 0,8578 L
Legge combinata dei gas: per una quantità fissa di gas ideale, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Risposta: Tf = 26,02 °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: [H2] = 0,1 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] = 0,8486 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 = 2,26
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 = 3,632
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 = 0,1538 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: k2 = 0,06035 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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