Consigli pratici per prepararsi all’esame universitario di Chimica

Prepararsi al meglio per un esame di chimica universitario richiede non solo lo studio teorico, ma anche la pratica attraverso una serie di esercizi mirati che permettono di mettere in pratica i concetti appresi. È fondamentale anche prestare attenzione all’uso corretto delle cifre significative durante i calcoli.

Una selezione di 10 esercizi per consolidare la comprensione dei concetti chimici

In questo articolo, ti forniremo una serie di 10 esercizi che coprono diverse aree della chimica, dai concetti di base alla risoluzione di problemi più complessi. Questi esercizi sono fondamentali per consolidare la comprensione dei concetti chiave e sviluppare le tue abilità di risoluzione dei problemi.

L’importanza della pratica costante per il successo nell’esame di chimica

Praticare costantemente gli esercizi proposti ti permetterà di testare le tue conoscenze, individuare eventuali lacune e migliorare le tue abilità nel contesto dell’esame di chimica. Prima di affrontare gli esercizi, assicurati di avere una base teorica solida e di aver studiato i principali argomenti che verranno trattati. Se necessario, consulta articoli precedenti sulle diverse aree della chimica per un ripasso o una spiegazione più dettagliata.

10 esercizi dalla stechiometria all’equilibrio chimico

1) Calcolo della massa di stagno ottenuta da una quantità di idrogeno gassoso
2) Determinazione delle moli di acqua prodotte da una data quantità di Stagno(IV) Ossido
3) Calcolo della massa di Stagno(IV) Ossido necessaria per ottenere una quantità specifica di stagno

3 esercizi di esempio tra i 10 proposti:

1) Per la reazione: SnO2 + 2 H2 → Sn + 2 H2O, si determini:
– La massa di stagno ottenuta 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 per ottenere 39.4 g di stagno

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

3) La caffeina…

Continua nella pratica costante degli esercizi e nella consultazione di materiali di supporto per prepararti al meglio per il tuo esame di chimica e per conseguire ottimi risultati accademici.

Calcolo della Formula Empirica e Molecolare

Per determinare la formula empirica di un composto che contiene il 49.48% di carbonio, il 5.190% di idrogeno, il 16.47% di ossigeno e il 28.85% di azoto, si considerano le masse dei singoli elementi. Assume 100 g del composto, che si traducono in 49.48 g di carbonio, 5.190 g di idrogeno, 16.47 g di ossigeno e 28.85 g di azoto. Successivamente, si calcolano le moli di C, H, O e N, che risultano essere rispettivamente 4.120, 5.149, 1.029, e 2.060. Dividendo per il numero più piccolo, in questo caso 1.029, si ottiene il rapporto tra le moli, che porta alla formula empirica C₄H₅ON₂.

Per calcolare la formula molecolare, si determina la massa molare corrispondente alla formula minima, che risulta essere 97.0 g/mol. Successivamente, si calcola quante volte la massa molare della sostanza è maggiore rispetto a quella della formula minima (194.19 g/mol / 97.0 g/mol = 2), ottenendo così la formula molecolare C₈H₁₀O₂N₄.

Concentrazione Molare di NaCl in una Soluzione

Per calcolare la concentrazione molare di NaCl in un campione di acqua di mare, partendo da una temperatura di congelamento di -2.15 °C e una densità della soluzione di 1.00 g/mL, si utilizza l’indice di van’t Hoff di 2 per NaCl che si dissocia in Na⁺ e Cl^–. Applicando la formula per l’abbassamento crioscopico si trova la molalità della soluzione pari a 0.578. Calcolando la massa di NaCl presenti e la massa totale della soluzione si determina la molarità della soluzione, che risulta essere 0.559.

Determinazione della Massa Molare di una Proteina

Infine, per determinare la massa molare di una proteina in una soluzione acquosa avente un volume di 10.0 mL e contenente 0.0250 g di proteina, si utilizza la pressione osmotica di 0.00360 atm a 20.0 °C. Applicando la formula π = CRT, si calcola la concentrazione della soluzione, che risulta essere 0.000150 M. Calcolando le moli e la massa molare della proteina, si ottiene una massa molare di 1.67 · 10⁴ g/mol.

Calcolo del volume e della pressione di un gas riscaldato

Per il primo calcolo, prendiamo un gas che occupa un volume di 10 L a 0°C e una pressione di 5 atm che viene riscaldato a 150°C.

Calcolo del volume a pressione costante

Applicando la legge di Gay-Lussac, possiamo trovare il nuovo volume, che sarà di 15.5 L, quando la temperatura è di 150°C.

Calcolo della pressione a volume costante

Utilizzando nuovamente la legge di Gay-Lussac, troviamo che la pressione diventa 7.75 atm quando il volume rimane costante.

Calcolo dell’equilibrio e del pH di una soluzione di HBrO

Per questo calcolo, consideriamo una soluzione di HBrO 0.260 M con una costante di dissociazione acida (Ka) di 2.06 × 10^-9.

Calcolo delle concentrazioni all’equilibrio

Risolvendo le equazioni, troviamo le concentrazioni di ioni H+, BrO-, e HBrO. Il pH della soluzione risulta essere 4.64.

Trovare il rapporto tra le concentrazioni di una soluzione tampone

Nel terzo calcolo, dovremo determinare il rapporto tra le concentrazioni di una soluzione di acetato di potassio CH3COOK e acido acetico CH3COOH per ottenere una soluzione tampone con pH 5.50, considerando la costante acida Ka.

Stabilire il rapporto di concentrazioni

Utilizzando l’equazione di Henderson-Hasselbalch, troviamo che il rapporto tra le concentrazioni deve essere di 6.3 per ottenere il pH desiderato.

Determinare la quantità di nitrito di potassio per ottenere una soluzione al pH di 8.8

Infine, per ottenere una soluzione con pH 8.8 e un volume di 1.0 L, con una costante di dissociazione acida (Ka) di 7.2 × 10^-4, calcoliamo la quantità di nitrito di potassio KNO2 necessaria.

# Calcolo della quantità di nitrito di potassio

Calcolando la concentrazione di OH- e utilizzando la costante K_b, si determina che sono necessari i grammi di nitrito di potassio per ottenere la soluzione desiderata.Calcolo della massa di nichel depositato al catodo in una soluzione di Ni(NO3)2 durante elettrolisi

Per determinare la massa di nichel depositato al catodo quando una corrente di 5.0 ampere viene fatta passare attraverso una soluzione di Ni(NO3)2 per 20 minuti, dobbiamo seguire alcuni passaggi.

Calcolo della carica totale

Convertiamo i 20 minuti in secondi:
20 min * 60 s/min = 1200 s

Calcoliamo la carica totale:
5.0 A * 1200 s = 6000 C

Calcolo dei faraday

Dal momento che 1 Faraday corrisponde a 96500 C, possiamo determinare quanti faraday sono presenti:
6000 C / 96500 C/Faraday = 0.0622 Faraday

Determinazione della quantità di nichel depositato

La semireazione al catodo è rappresentata da Ni^2+ + 2e^- → Ni, il che significa che per ogni 2 faraday consumati, una mole di nichel viene depositata al catodo.

Quindi, moltiplicando i faraday per la quantità di nichel depositato:
0.0622 Faraday * (1 mole di Ni / 2 Faraday) = 0.0311 moli di Ni

Calcolo della massa di nichel

Ora calcoliamo la massa di nichel depositata utilizzando la massa molare del nichel (58.71 g/mol):
0.0311 mol * 58.71 g/mol = 1.83 g

Conclusione

Quindi, la massa di nichel depositata al catodo in una soluzione di Ni(NO3)2, sottoposta a un’elettrolisi con una corrente di 5.0 ampere per 20 minuti, è di 1.83 grammi.