Formulari, i passaggi chiave del metodo per ogni argomento e 14 esercizi, con le soluzioni complete in fondo.
4 g di N2 e 20 g di H2 reagiscono secondo N2 + 3H2 → 2NH3. Quale massa m di NH3 si può formare?
Nella reazione 2Na + Cl2 → 2NaCl, 6 g di Na reagiscono completamente (gli altri reagenti in eccesso) e si raccolgono 13,42 g di NaCl. Trova la resa percentuale Y.
Ti servono 100 mL di soluzione 0,2 mol/L e hai una soluzione madre 3 mol/L. Quale volume V1 di soluzione madre ti serve?
300 mL di una soluzione 2 mol/L vengono mescolati con 100 mL di una soluzione 0,05 mol/L della stessa sostanza. Trova la concentrazione c della miscela (i volumi sono additivi).
Quale volume V occupano 60 g di He a 400 kPa e 100 °C? Trattalo come gas ideale.
Una quantità fissa di He passa da 200 kPa, 10 L, 15 °C a 600 kPa e 130 °C. Trova il nuovo volume V2.
Un blocco di piombo da 75 g (c = 0,129 J/(g·°C)) a 90 °C viene immerso in 150 g di acqua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 17 °C in un recipiente isolato. Trova la temperatura finale Tf.
Usa le entalpie standard di formazione per trovare ΔH° della reazione 2C2H6 + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O(l).
0,4 mol/L di H₂ e 0,4 mol/L di I₂ vengono messi in un recipiente e reagiscono: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, con Kc = 64. Trova la concentrazione all’equilibrio [H2].
PCl₅ si decompone: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, con Kc = 0,02 alla temperatura di reazione. Un recipiente contiene all’inizio solo 0,4 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 0,5 mol/L di acido fluoridrico e 0,05 mol/L del suo sale sodico. Ka = 0,00068. Trova il pH pH del tampone.
Una reazione del secondo ordine (−rA = k·CA²) in un reattore batch ha k = 0,25 L/(mol·min) e parte da 2 mol/L. Quanto tempo serve per raggiungere una conversione del 95%? Trova t.
Una reazione del primo ordine ha una costante cinetica di 0,05 s⁻¹ a 60 °C e un’energia di attivazione di 90 kJ/mol. Trova il fattore pre-esponenziale A nell’equazione di Arrhenius.
Risposta: m = 4,862 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 = 87,99 %
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 = 6,667 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 = 1,512 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: V = 116,3 L
Legge dei gas ideali: PV = nRT, con n = m/M.
Risposta: V2 = 4,664 L
Legge combinata dei gas: per una quantità fissa di gas ideale, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Risposta: Tf = 18,11 °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° = −3119 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] = 0,08 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] = 0,32 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 = 2,167
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: t = 38 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).
Risposta: A = 6,465 × 10¹² 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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