10 esercizi per l’esame di chimica
Per prepararsi al meglio all’esame di chimica, è importante non solo studiare la teoria, ma anche mettere in pratica i concetti appresi attraverso una serie di esercizi mirati. È importante ricordare sempre di utilizzare il corretto numero di cifre significative
In questo articolo, sono presentati una selezione di 10 esercizi che coprono diverse aree della chimica, dai concetti di base alla risoluzione di problemi più complessi. Questi 10 esercizi aiuteranno a consolidare la comprensione dei concetti chiave e a sviluppare l’abilità di risoluzione dei problemi.
La pratica costante è essenziale per avere successo nell’esame di chimica. Affrontare questi esercizi consente di testare le conoscenze, identificare eventuali lacune e migliorare le abilità nel contesto dell’esame.
Prima di iniziare con gli esercizi, bisogna avere una solida base teorica e aver studiato i principali argomenti che verranno affrontati. Se si necessita di un ripasso o di una spiegazione approfondita di qualche concetto, è consigliabile consultare i nostri articoli precedenti sulle diverse aree della chimica.
Quindi, senza ulteriori indugi, immergiamoci nei 10 esercizi che aiuteranno a padroneggiare la chimica e a superare con successo il prossimo esame di chimica per le facoltà scientifiche come Farmacia, Scienze biologiche, Biotecnologie, Ingegneria ed altre.
10 Esercizi dalla stechiometria all’equilibrio
1)Per la reazione: SnO2+ 2 H2 → Sn + 2 H2O si determini:
- la massa di stagno che di ottiene da 0.425 g di idrogeno gassoso
- il numero di moli di acqua prodotte da 2.25 moli di SnO2
- la massa di SnO2 necessaria a ottenere 39.4 g di stagno
Punto a: si calcolano le moli di H2 dividendo la massa per la massa molare
0.425 g / 2.018 g/mol = 0.211
il rapporto dei coefficienti stechiometrici tra H2 e Sn è di 2:1 quindi le moli di Sn ottenute sono pari a 0.211/2 =0.106
Punto b: il rapporto dei coefficienti stechiometrici tra SnO2 e H2O è di 1:2 quindi le moli di acqua prodotte sono 2.25 · 2 =4.50
Punto c: le moli di stagno sono pari a 39.4 g/118.71 g/mol= 0.332. Poiché il rapporto è di 1:1 le moli di SnO2 sono 0.332. Quindi la massa di SnO2 è pari a 0.332 mol · 150.71 g/mol = 50.0 g
2)Per la reazione di decomposizione termica del nitrato di piombo 2 Pb(NO3)2→ 2 PbO + 4 NO2 + O2 si determini la massa di ciascun prodotto di reazione che si forma dopo la decomposizione di 10.0 g di Pb(NO3)2.
Le moli di Pb(NO3)2 sono pari a 10.0 g/331.2 g/mol=0.0302
Il rapporto stechiometrico tra Pb(NO3)2 e PbO è di 2: 2 quindi si otterranno 0.0302 moli di PbO pari a 0.0302 mol ∙ 233.2 g/mol= 6.74 g
Il rapporto stechiometrico tra Pb(NO3)2 e NO2 è di 2:4 quindi si otterranno 0.0302∙4/2 = 0.0604 moli di NO2 pari a 0.0604 mol ∙46.0 g/mol=2.78 g
Il rapporto stechiometrico tra Pb(NO3)2 e O2 è di 2: 1 quindi si otterranno 0.0302 /2 = 0.0151 moli di O2 pari a 0.0151 mol ∙ 31.998 g/mol=0.483 g
3)La caffeina contiene il 49.48% di carbonio, il 5.190% di idrogeno, il 16.47% di ossigeno e il 28.85% di azoto. Calcolare la formula empirica. Sapendo che la sua massa molare è 194.19 g/mol determinare la formula molecolare.
Si assumano 100 g di composto pertanto le masse degli elementi sono: 49.48 g di carbonio, 5.190 g di idrogeno, 16.47 g di ossigeno e 28.85 g di azoto.
Le moli di C, H, O e N valgono rispettivamente:
C = 49.48 g/ 12.011 g/mol= 4.120
H = 5.190 g/ 1.008 g/mol= 5.149
O = 16.47 g / 15.999 g/mol= 1.029
N = 28.85 g / 14.0067 g/mol= 2.060
Si divide per il numero più piccolo, in questo caso 1.029 per trovare il rapporto tra le moli:
C => 4.120/ 1.029 = 4
H => 5.149/ 1.029 = 5
O => 1.029/ 1.029 = 1
N => 2.060/ 1.029 = 2
La formula empirica del composto è quindi C4H5ON2. Per ottenere la formula molecolare si calcola la massa molare corrispondente alla formula minima che risulta essere pari a (4 ∙ 12.011) + 5(1.008) + 15.999 + (2 ∙ 14.0067) = 97.0 g/mol
Si determina quante volte la massa molare della sostanza è maggiore rispetto a quella della formula minima: 194.19 g/mol/ 97.0 g/mol = 2
Per ottenere la formula molecolare si deve quindi moltiplicare per 2 la formula minima: C8H10O2N4
4)La temperatura di congelamento di un campione di acqua di mare, alla pressione di 1 atm è pari a – 2.15 °C. Assumendo che sia trascurabile la concentrazione di tutti gli altri sali e che la densità della soluzione sia di 1.00 g/mL calcolare la concentrazione molare di NaCl presente nel campione. Per l’acqua Kcr vale 1.86 °C Kg/mol
Per NaCl che si dissocia in Na+ e Cl– l’indice di van’t Hoff vale 1 + 1 = 2.
Per l’abbassamento crioscopico si usa la formula:
ΔT = m kcr i
Pertanto sostituendo i dati noti si ha:
2.15 = m ∙ 1.86 ∙ 2
Da cui m = molalità della soluzione = 0.578
Per definizione di molalità si ha che sono presenti 0.578 moli di NaCl in 1 Kg di acqua
Massa di NaCl = 0.578 mol ∙ 58.44 g/mol=33.8 g
La massa della soluzione è quindi pari a 1000 g + 33.8 g = 1033.8 g
Il volume della soluzione è dato da:
V = 1033.8 g/ 1.00 g/mL = 1033.8 mL
La molarità della soluzione è quindi:
M = 0.578 mol/ 1.0338 L= 0.559
5)Una soluzione acquosa avente volume di 10.0 mL contiene 0.0250 g di una proteina. Determinarne la massa molare sapendo che la pressione osmotica è di 0.00360 atm a 20.0 °C
La formula da applicare è: π = CRT dove C è la concentrazione della soluzione, R è la costante universale dei gas e T è la temperatura espressa in gradi Kelvin
T = 20.0 + 273 = 293 K
Sostituendo si ha: 0.00360 = C · 0.0821 · 293
Da cui C = 0.000150 M
Moli = molarità · V = 0.000150 · 0.0100 L = 1.50 · 10-6
Massa molare = 0.0250 g/1.50 · 10-6 mol = 1.67 · 104 g/mol
6)Una data massa di gas che a 0°C occupa un volume di 10 L ed ha una pressione di 5 atm è riscaldato a 150 °C. Calcolare: a) il volume occupato dal gas se si mantiene costante la pressione; b) la pressione esercitata dal gas se si mantiene costante il volume
Punto a): Per la prima legge di Gay Lussac: V1/T1= V2/T2 dopo aver operato le opportune conversioni della temperatura:
T1 = 0°C = 273 K e T2 = 150 + 273 =423 K
Da cui:
10 / 273 = V2/ 423
V2 = 10 ∙ 423/ 273 = 15.5 L
Punto b): Per la la seconda legge di Gay Lussac: p1/T1= p2/T2
5/ 273 = p2/ 423
p2 = 5 ∙ 423 / 273 = 7.75 atm
7)Calcolare le concentrazioni delle specie all’equilibrio e il pH di una soluzione di HBrO 0.260 M sapendo che Ka vale 2.06 · 10-9
Sia x = mol/L di HBrO che si dissocia : all’equilibrio si avrà [H+] = x ; [BrO–] = x e [HBrO] = 0.260-x
Sostituendo tali valori nella costante Ka si ha :
2.06 · 10-9 = (x)(x)/ 0.260-x
Trascurando la x al denominatore stante il fatto che Ka è molto piccola e risolvendo rispetto a x si ha : [H+] = 2.31 · 10-5 M ; [BrO–] = 2.31 · 10-5 M e [HBrO] = 0.260 – 2.31 · 10-5 M = 0.260 M
pH = – log 2.31 · 10-5 = 4.64
8)Si calcoli in quale rapporto debbono essere le concentrazioni di una soluzione di acetato di potassio CH3COOK e di acido acetico CH3COOH (Ka = 1.8 ∙ 10-5) per avere una soluzione tampone a pH 5.50
L’acetato di potassio si dissocia completamente secondo la reazione:
CH3COOK → CH3COO– + K+
Lo ione acetato è la base coniugata dell’acido acetico.
pKa = – log 1.8 ∙ 10-5 = 4.7
Dall’equazione di Henderson-Hasselbalch:
5.50 = 4.7 + log [CH3COO–]/ [CH3COOH]
5.50 – 4.7 = log [CH3COO–]/ [CH3COOH]
0.8 = log [CH3COO–]/ [CH3COOH]
Poiché il logaritmo è in base 10 si ha:
100.8 = [CH3COO–]/ [CH3COOH]
Da cui: [CH3COO–]/ [CH3COOH] = 6.3
9)Calcolare i grammi di nitrito di potassio necessari a ottenere una soluzione a pH = 8.8 avente volume di 1.0 L sapendo che Ka = 7.2 ∙ 10-4
Il nitrito di potassio KNO2 si dissocia totalmente in K+ e NO2–. Lo ione potassio derivante dalla base forte KOH non idrolizza mentre lo ione nitrito, derivante dall’acido debole HNO2 idrolizza secondo l’equilibrio:
NO2– + H2O ⇌ HNO2 + OH–
La costante relativa a questo equilibrio Kb è data da:
Kb = Kw/ Ka = 1.0 ∙ 10-14 / 7.2 ∙ 10-4 = 1.4 ∙ 10-11
pOH = 14 – pH = 14 – 8.8 = 5.2
Conseguentemente la concentrazione di OH– è data da:
[OH–] = 10-5.2 =6.3 ∙ 10-6 M
All’equilibrio: [HNO2]= [ OH–] = 10-5.2 =6.3 ∙ 10-6 M
Sostituendo tali valori nell’espressione di Kb:
Kb = 1.4 ∙ 10-11 = [HNO2] [ OH–]/[NO2–] = (6.3 ∙ 10-6)( 6.3 ∙ 10-6)/ [NO2–]
Da cui [NO2–] = (6.3 ∙ 10-6)( 6.3 ∙ 10-6)/ 1.4 ∙ 10-11 = 2.8 M
In realtà la concentrazione iniziale dello ione nitrito è data da 2.8 + 6.3 ∙ 10-6
Il secondo addendo è trascurabile rispetto al primo quindi si può assumere che la concentrazione dello ione nitrito sia 2.8 M
Moli dello ione nitrito = 2.8 mol/L ∙ 1.0 L = 2.8
Massa di KNO2 necessaria = 2.8 mol ∙ 85.1 g/mol=238 g
10)Determinare la massa di nichel che si deposita al catodo se in una soluzione di Ni(NO3)2 viene fatta passare una corrente di 5.0 ampere per 20 minuti
(20 min)(60 s/min) = 1200 s
5.0 coulomb/s ∙ 1200 s =6000 coulomb
Poiché 1 F = 96500 coulomb si ha:
6000 coulomb/96500 coulomb/faraday =0.0622 faraday
La semireazione che avviene al catodo è Ni2+ + 2 e–→ Ni e ciò implica che per ogni 2 faraday consumati si deposita al catodo una mole di nichel.
0.0622 faraday (1 mole di Ni/2 faraday) = 0.0311 moli di Ni
0.0311 mol ∙ 58.71 g/mol= 1.83 g
