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Gas: sintesi in laboratorio

Fabrice Deseaux
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Gas: sintesi in laboratorio

Sintesi di gas in laboratorio: procedimenti e utilizzo

La sintesi dei gas in laboratorio può essere effettuata con semplici apparecchiature e reagenti facilmente disponibili. Vediamo insieme come ottenere alcuni di essi.


Una miscela di cloruro di zinco e idrossido di viene riscaldata blandamente per ottenere ammoniaca gassosa secondo la reazione:
2 NH4Cl(s) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(s) + 2 H2O(l) + 2 NH3(g)

L’ammoniaca gassosa, essendo meno densa dell’aria, risale dal palloncino in cui è stata sintetizzata e può essere resa anidra facendola passare attraverso la calce viva CaO.


In una bottiglia di Woulf vengono posti 5-10 g di carbonato di calcio a cui viene aggiunto acido cloridrico 5 M. L’effervescenza è dovuta alla reazione:
CaCO3(s) + 2 HCl(aq)→ CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Il gas formatosi viene raccolto mediante spostamento dell’aria verso l’alto.


Il cloro può essere ottenuto facendo reagire l’acido cloridrico con un ossidante come il biossido di manganese o il permanganato di potassio secondo la reazione:
4 HCl(aq) + MnO2(s) → MnCl2(aq) + 2 H2O(l) + Cl2(g)

Una volta che i reagenti sono stati mescolati, la reazione procede spontaneamente. Il cloro prodotto riempirà il recipiente di reazione e defluirà attraverso un tubo.


L’idrogeno gassoso può essere ottenuto dalla reazione di scambio semplice tra zinco e acido cloridrico, o tra magnesio e acido cloridrico. Poiché l’idrogeno gassoso è praticamente insolubile in acqua, può essere raccolto mediante spostamento di acqua.

Acido cloridrico


L’acido cloridrico può essere ottenuto dalla reazione tra acido solforico concentrato e cloruro di sodio secondo due modalità.

Questi semplici procedimenti offrono la possibilità di ottenere in laboratorio i gas necessari per diverse applicazioni, senza la necessità di sofisticate attrezzature.

Nomenclatura dei composti eterociclici

Fabrice Deseaux
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Nomenclatura dei composti eterociclici

La nomenclatura dei composti eterociclici

I composti eterociclici sono sostanze con una struttura ciclica che contiene almeno un atomo diverso dal carbonio, come , zolfo e azoto. Questi elementi sono in grado di formare legami covalenti con il carbonio, e questa caratteristica consente la presenza di una vasta gamma di composti eterociclici.

Inoltre, molti sistemi ciclici contengono più eteroelementi uguali o diversi tra loro in anelli che possono comprendere pochi o molti membri, ma quelli a cinque o sei membri sono i più comuni. Un aspetto distintivo di una struttura ciclica è il grado di insaturazione che, attraverso gradi intermedi, può raggiungere il valore proprio delle strutture aromatiche.

Per i composti eterociclici esiste una nomenclatura I.U.P.A.C. Il sistema più sistematico e generalizzato è il sistema di Hantzsch-Widmann, applicabile a sistemi da tre a dieci termini.

Secondo questo criterio, i composti monociclici contenenti uno o più eteroatomi sono chiamati con nomi ottenuti dalla combinazione di un appropriato prefisso come indicato nella tabella , che indica gli eteroatomi presenti, e da un suffisso come indicato nella tabella 2, che indica il numero di termini che compongono l’anello.

Tabella 1

– Ossigeno: II – Prefisso: Ossa-
– Zolfo: II – Prefisso: Tia-
– Azoto: III – Prefisso: Aza-
– : III – Prefisso: Fosfa-
– : III – Prefisso: Arsa-
– : IV – Prefisso: Sila-

Tabella 2

La molteplicità di uno stesso eteroatomo viene indicata con un prefisso “di”, “tri” ecc. Nella formulazione del nome di composti contenenti due o più eteroatomi, l’ordine di citazione di questi deve seguire la sequenza riportata in Tabella 1. La posizione del singolo eteroatomo contenuto in un anello eterociclico determina la numerazione delle posizioni del composto assumendo come posizione 1 quella occupata dell’eteroatomo stesso. Se uno stesso eteroatomo compare più volte nella struttura del composto, la numerazione delle posizioni deve essere tale da assegnare agli eteroatomi i numeri più bassi.

Composti metallorganici di elementi di non transizione

Fabrice Deseaux
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Composti metallorganici di elementi di non transizione

Composti Metallorganici dei Metalli di Non-Transizione

I composti metallorganici comprendono un’ampia varietà di composti in cui atomi di carbonio sono legati a metalli di non transizione e . Questi composti possono essere suddivisi in base alla natura dei gruppi legati al metallo.

Vi sono i composti metallorganici semplici, che contengono solo gruppi idrocarburici e atomi di legati al metallo, come ad esempio il piombo tetraetile Pb(C2H5)4. Altri composti, invece, presentano anche altri gruppi legati al metallo, come nel caso del C2H5MgBr.

La struttura e la reattività di tali composti dipendono notevolmente dalla natura del legame carbonio-metallo, che può essere ionico o covalente. Nei composti organometallici ionici, il gruppo idrocarburico è un carbanione legato al catione metallico da forze elettrostatiche.

La maggior parte dei composti metallorganici degli elementi di non transizione presenta legami covalenti di tipo σ tra il carbonio e il metallo.

Polarità e Proprietà

La polarità del legame nei composti metallorganici dipende dalla differenza di tra il metallo e il carbonio, dagli orbitali disponibili del metallo e dalla presenza di sostituenti. Le proprietà di tali composti sono influenzate dall’ibridazione degli orbitali atomici del metallo e dalla sovrapposizione con quelli del carbonio.

In termini di reattività, la natura del metallo influenza la reattività più della parte organica. La reattività è generalmente determinata dalla velocità di addizione a sistemi insaturi e aumenta da destra a sinistra all’interno di un gruppo e dal basso verso l’alto nei gruppi A.

Un fattore di particolare rilievo che provoca notevoli variazioni di reattività è rappresentato dalla natura del solvente, che influisce sulla reattività delle specie solvatate presenti in soluzione.

In sintesi, i composti metallorganici dei metalli di non transizione presentano una vasta gamma di reattività e proprietà influenzate da numerosi fattori, tra cui la natura del metallo, la struttura del composto e l’ambiente in cui avviene la reazione.

Polimeri e proprietà

Fabrice Deseaux
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Polimeri e proprietà

Proprietà dei Polimeri: Struttura e Classificazione

I polimeri presentano una vasta gamma di proprietà che dipendono dalla loro struttura, cristallinità, peso molecolare e monomeri di partenza. Essi possono essere suddivisi in tre categorie principali: termoplastici, termoindurenti ed .

I termoplastici subiscono processi di fusione e rammollimento in modo reversibile, mentre i termoindurenti, a causa di reazioni che portano alla formazione di strutture reticolate, fondono e induriscono in modo irreversibile con l’aumentare della . Gli elastomeri, invece, sono polimeri ad alto peso molecolare con capacità di subire deformazioni elastiche in modo reversibile.

Struttura dei Polimeri e Proprietà

I polimeri termoplastici sono caratterizzati da lunghe catene lineari unite da forze di Van der Waals, mentre i termoindurenti e gli elastomeri presentano lunghe catene polimeriche unite da legami chimici trasversali.

La cristallinità dei polimeri influisce sulla loro trasparenza: maggiore è la cristallinità, minore è la trasparenza. Nei polimeri termoplastici a catene non ramificate, come il polietilene, le catene possono disporre in maniera ordinata più facilmente rispetto a polimeri con catene ramificate.

Comportamento dei Polimeri in Risposta al

I polimeri termoplastici rammolliscono quando l’ termica si avvicina alla forza di Van der Waals che tiene unite le catene polimeriche lineari, mentre le gomme naturali o sintetiche diventano più elastiche senza fondere a causa della presenza di legami chimici trasversali. I polimeri termoindurenti, invece, sono stabili al calore grazie al maggior numero di legami chimici trasversali.

Altre Proprietà e Reazioni

Le proprietà meccaniche dei polimeri variano in base alla presenza di ramificazioni e legami trasversali. Inoltre, il comportamento dei polimeri nei confronti dei solventi differisce a seconda della loro natura. Gli additivi possono influenzare l’infiammabilità dei polimeri, mentre la luce UV e gli agenti atmosferici possono causare degradazione dei materiali polimerici.

Conclusioni

In conclusione, i polimeri mostrano una vasta gamma di proprietà che dipendono dalla loro struttura e composizione molecolare. La comprensione di queste proprietà è fondamentale per la progettazione e l’impiego efficace dei polimeri in diversi campi, dalla produzione industriale alla dei materiali.

Effetto fotoelettrico. Esercizi svolti

Fabrice Deseaux
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Effetto fotoelettrico. Esercizi svolti

Effetto fotoelettrico: comprensione delle origini e dei principi fondamentali dell’effetto

Durante il ventesimo secolo, alcuni fisici illustri come Hertz, Thomson e Von Lenard osservarono che quando un metallo veniva colpito dalla luce, emetteva elettroni, denominando questo fenomeno come “effetto fotoelettrico”. All’epoca si considerava la luce come un’onda secondo i principi della fisica classica. I fisici pensavano che se un metallo fosse stato colpito da una luce più intensa, gli elettroni emessi avrebbero dovuto acquisire un’energia cinetica maggiore rispetto a quando venivano colpiti da una radiazione meno intensa.

Von Lenard, tuttavia, smentì queste ipotesi, osservando che l’intensità della luce non modificava l’energia degli elettroni emessi. Al contrario, notò che gli elettroni venivano emessi non appena la luce colpiva il metallo. La soluzione a questo problema fu proposta da Einstein, il quale affermò che la luce, oltre alla sua natura ondulatoria, possedesse anche una natura corpuscolare, composta da pacchetti di energia chiamati quanti o fotoni. Questi fotoni interagivano con gli elettroni del metallo, trasferendo loro la loro energia.

La natura della luce e l’energia del fotone

L’energia del fotone è determinata dall’espressione E = hν = hc/λ, in cui h rappresenta la costante di Planck, ν è la frequenza della radiazione, c indica la velocità della luce e λ la lunghezza d’onda. Per estrarre un elettrone dal metallo è necessaria un’energia chiamata di estrazione o funzione lavoro, simboleggiata con φ. L’energia cinetica Ek dell’elettrone emessa è data dalla differenza tra l’energia del fotone e quella necessaria per l’estrazione dell’elettrone secondo l’equazione E = hν – φ.

Aumentando l’intensità della luce, la lunghezza d’onda rimane invariata e quindi gli elettroni vengono emessi con la medesima energia cinetica. Tale geniale intuizione permise di risolvere il paradosso e dimostrò la duplice natura della luce. Einstein vinse il Premio Nobel per questa teoria e per la spiegazione dell’effetto fotoelettrico.

Dualismo onda-particella e caratteristiche del legame metallico

La scoperta e la comprensione dell’effetto fotoelettrico costituirono una delle scoperte più importanti del ventesimo secolo. Infatti, attraverso questo fenomeno si è riusciti a comprendere la natura della luce e a dimostrarne sia la natura ondulatoria che quella particellare, caratteristica nota come dualismo onda-particella. Inoltre, si è compreso che, quando un fotone colpisce la superficie di un metallo, trasferisce tutta la sua energia a un elettrone del metallo, il quale, se l’energia del fotone è uguale o maggiore della funzione lavoro, viene emesso dalla superficie del metallo.

Le dei diversi metalli variano, e i metalli con una bassa funzione lavoro sono considerati dei buoni conduttori in quanto gli elettroni sono debolmente legati e più liberi di muoversi, diminuendo così la resistenza del materiale ad essere attraversato da un flusso di corrente.

Tabelle e esercizi

Sono riportate le funzioni lavoro di alcuni elementi, come Alluminio, , , Rame, Oro, Piombo, , Argento e Sodio. Infine, vengono forniti due esercizi, in cui si calcola la massima energia cinetica emessa dall’elettrone e si valuta se una specifica radiazione è in grado di estrarre gli elettroni da un foglio di oro, utilizzando le formule specifiche e conversioni di unità di misura.

Esercizi sul Principio di Le Chatelier

Fabrice Deseaux
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Esercizi sul Principio di Le Chatelier

Principio di Le Chatelier: esercizi e applicazioni

Il principio di Le Chatelier afferma che quando un sistema è all’equilibrio, la variazione di una delle variabili determina uno spostamento della posizione di equilibrio che contrasta gli effetti di tale cambiamento. L’aggiunta o la sottrazione di un reagente o di un prodotto di reazione, l’aumento di o di volume per un equilibrio gassoso o la variazione di possono fare spostare a destra o a sinistra un equilibrio.

Esercizio

Calcoliamo il valore della (K) e le concentrazioni delle tre specie all’equilibrio dopo l’aggiunta di 0.40 moli di HI, partendo dai dati: 0.97 moli di HI, 0.18 moli di H2, e 0.12 moli di I2 in un recipiente di 10.0 L.
Le concentrazioni delle tre specie all’equilibrio sono rispettivamente: [HI] = 0.097 M, [H2] = 0.018 M, e [I2] = 0.012 M.
Dall’espressione della costante di equilibrio K = [H2][I2]/[HI]^2 otteniamo K = 0.023.
L’aggiunta di 0.40 moli di HI sposta l’equilibrio a destra, risultando in [HI] = 0.137 M, [H2] = 0.0226 M, e [I2] = 0.0166 M.

Esercizio 2

Data la reazione CO2(g) + H2(g) ⇄ CO(g) + H2O(g) alla temperatura di 900 °C in un recipiente di 10.0 L con le concentrazioni delle specie: [CO] = 0.352 M, [H2O] = 0.352 M, [CO2] = 0.648 M e [H2] = 0.148 M, vengono aggiunte 4.00 moli di H2O al sistema all’equilibrio. L’espressione della costante di equilibrio è K = [CO][H2O]/[CO2][H2] che fornisce K = 1.29. Dopo l’aggiunta di 4.00 moli di H2O, l’equilibrio si sposta a sinistra e si ottengono le nuove concentrazioni delle specie.

Esercizio 3

Supponiamo di avere un recipiente di 1.0 L con 1.5 moli di PCl5, 0.60 moli di PCl3, e 0.60 moli di Cl2. Calcolando il Q possiamo determinare che l’equilibrio procede verso sinistra. Risolvendo l’equazione di 2° otteniamo le moli di ciascuna specie all’equilibrio: [PCl3]= [Cl2] = 0.272 M e [PCl5] = 1.83 M.

Esercizio 4

Dato l’equilibrio CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) con 1.0 mole di ogni specie presente all’equilibrio in un contenitore di 5.0 L, calcoliamo le moli di ciascuna specie quando il volume diminuisce a 3.0 L dopo il raggiungimento dell’equilibrio. Le nuove concentrazioni dei gas saranno: [CO] = 0.28 M, [Cl2] = 0.28 M, and [COCl2] = 0.39 M.

Spettri e strutture atomiche o molecolari

Fabrice Deseaux
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Spettri e strutture atomiche o molecolari

Spettri e struttura atomica o molecolare

Lo dei spettri permette di identificare una sostanza, poiché gli atomi possono emettere o assorbire specifiche lunghezze d’onda. La materia è in grado di assorbire o emettere attraverso la radiazione elettromagnetica. Le frequenze caratteristiche della radiazione assorbita o emessa sono rappresentate in uno spettro, il quale fornisce importanti informazioni sulla struttura della materia.

Quando un elemento viene riscaldato ad alta temperatura o eccitato in un tubo a scarica, si producono spettri a righe. Niels Bohr riuscì a prevedere le lunghezze d’onda delle righe nello spettro dell’idrogeno, basandosi sulla sua teoria secondo la quale ogni elettrone appartiene a un’orbita con un determinato livello energetico e raggio proprio.

Ogni atomo ha una configurazione elettronica specifica, pertanto presenta uno spettro unico. Le tecniche di assorbimento ed emissione forniscono informazioni analoghe riguardo ai livelli energetici degli atomi.

Applicazioni

Ad esempio, se un gas in un contenitore di mostra una linea di assorbimento a 642 nm, è possibile determinare se si tratta di idrogeno calcolando a quali livelli energetici corrisponde tale transizione.

Composti organici

Nei composti organici, gruppi di atomi vibrano a frequenze specifiche indipendentemente dalla molecola in cui si trovano. Molti gruppi funzionali possono essere identificati dalle frequenze caratteristiche che assorbono nell’infrarosso. Quando le molecole assorbono luce visibile o UV, si presentano spettri a banda dovuti all’assorbimento di energia per l’aumento dell’energia vibrazionale e rotazionale.

La teoria degli , secondo cui gli elettroni occupano orbitali distribuiti sull’intera molecola, è la più attendibile per prevedere le energie degli elettroni nelle molecole. Gli orbitali molecolari di legame comportano un’interferenza costruttiva tra due onde elettroniche, mentre quelli di antilegame comportano una interferenza distruttiva. Gli elettroni in un orbitale di antilegame annullano l’effetto degli elettroni in un orbitale di legame, spiegando così perché non si forma la molecola He2.

Maggiore è la delocalizzazione elettronica, minore è la separazione energetica e maggiore è la lunghezza d’onda in cui avviene l’assorbimento. I composti con lunghe catene contenenti doppi legami alternati assorbono luce visibile e mostrano colorazione.

pH di una miscela di acidi. Esercizi svolti

Fabrice Deseaux
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pH di una miscela di acidi. Esercizi svolti

Calcolo del di una miscela di acidi: esercizi risolti

Quando si tratta di calcolare il pH di una miscela di acidi, è importante considerare le costanti di equilibrio dei due acidi, in particolare se sono entrambi . Nel caso in cui uno sia forte e l’altro debole, il calcolo del pH diventa più semplice, soprattutto se l’acido debole ha una bassa.

Miscela di un acido forte e un acido debole

Per esempio, consideriamo una soluzione contenente HNO3 .00 M e HNO2 1.00 M, dove Ka = 4.0 ∙ 10-4. Questo è un caso di acido forte e acido debole. Nel caso dell’acido nitrico, l’equilibrio predominante è dovuto alla dissociazione di HNO3 in H+ e NO3–. Dato che si tratta di un acido forte, si assume che la sua dissociazione sia completa in soluzione e, di conseguenza, la concentrazione di HNO3 è 0, mentre le concentrazioni di ione H+ e ione NO3– sono entrambe 1.00 M.

Passando all’acido nitroso, la sua dissociazione è descritta dall’equazione HNO2 ⇄ H+ + NO2–. Utilizzando l’espressione della costante di equilibrio, Ka = 4.0 ∙ 10-4, e considerando l’effetto dello ione in comune dovuto alla dissociazione dell’acido nitrico, si giunge a determinare le concentrazioni di NO2–, HNO3, e H+. Da queste concentrazioni è possibile calcolare il pH della soluzione, che risulterebbe essere 0.

Miscela di due acidi deboli

Nel caso di una soluzione contenente HNO2 5.00 M e HCN 1.00 M, con Ka = 4.0 ∙ 10-4 per HNO2 e Ka = 6.2 ∙ 10-10 per HCN, entrambi deboli, la situazione è diversa. Entrambi gli acidi si dissociano, e calcolare il pH richiede la costruzione di un per determinare le concentrazioni delle specie presenti in soluzione.

Nel caso specifico, l’equilibrio predominante è quello di dissociazione dell’acido nitroso, poiché la costante di dissociazione è molto maggiore rispetto a quella dell’acido cianidrico. Dopo aver calcolato le concentrazioni di HNO2, NO2–, e H+, è importante determinare la concentrazione dello ione cianuro, [CN–], per poi calcolare il pH della soluzione, che si rivela essere 1.3.

In conclusione, il calcolo del pH di una soluzione contenente una miscela di acidi richiede l’analisi delle costanti di equilibrio e la costruzione di opportuni diagrammi per determinare le concentrazioni delle specie presenti, da cui è possibile calcolare il valore del pH.

Utilizzo del pH per determinare la concentrazione di un sale

Fabrice Deseaux
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Utilizzo del pH per determinare la concentrazione di un sale

Come determinare la concentrazione di un sale utilizzando il

Quando si discioglie un sale derivante da un acido forte e una base forte, la soluzione risultante è neutra, con un valore di pH di 7. D’altra parte, se si tratta di un sale derivante da un acido debole e una base forte, come l’acetato di sodio, il pH è superiore a 7, poiché l’anione reagisce con l’acqua producendo ioni OH- secondo la reazione di equilibrio: CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-.

Analogamente, se si ha un sale derivante da una base debole e un acido forte, come il cloruro di ammonio, il pH sarà inferiore a 7, poiché il catione reagisce con l’acqua dando luogo alla formazione di ioni H3O+ secondo la reazione di equilibrio: NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+.

Una volta noti i valori della costante di dissociazione dell’acido o della base debole e il pH della soluzione, è possibile determinare la concentrazione del sale.

Calcolo del numero di moli:
Nel caso di una soluzione di ipoclorito di sodio con un pH di 10.50 e una costante di dissociazione acida di HClO pari a 3.00 ∙ 10-8, si considera che l’ipoclorito di sodio sia un sale che si dissocia completamente in Na+ e ClO-. Tale ione idrolizza e agisce da spettatore, mentre l’equilibrio di idrolisi è dato dalla reazione ClO- + H2O ⇄ HClO + OH-. Dall’equazione di equilibrio, dopo aver calcolato il valore di OH-, si utilizza un per determinare la concentrazione del sale.

Calcolo del pH di una soluzione di cloruro di ammonio:
Analogamente, nel caso di una soluzione di cloruro di ammonio con un pH di 4.9 e una costante di dissociazione basica di NH3 pari a .8 ∙ 10-5, si calcola la costante di idrolisi, si determina la concentrazione di NH3 ed è possibile calcolare la concentrazione del cloruro di ammonio.

Questi dimostrano come sia possibile utilizzare il valore del pH per determinare la concentrazione di un sale in soluzione.

Con questa conoscenza, è possibile applicare il concetto di equilibrio acido-base per comprendere il comportamento dei sali in soluzione e calcolarne la concentrazione utilizzando il pH.Calcolo della concentrazione di ione ammonio da una soluzione di ammoniaca

Il pH di una soluzione può fornire informazioni preziose sulla concentrazione di ioni idrogeno ([H3O+]) in essa contenuti. Ad esempio, se il pH di una soluzione è noto essere 4.9, è possibile calcolare la concentrazione di ioni H3O+, che risulta essere 1.3 x 10-5 M.

Supponendo che la concentrazione di H3O+ è principalmente dovuta all’equilibrio dell’ione di ammonio e trascurando l’autoionizzazione dell’acqua, possiamo indicare con x il valore della concentrazione iniziale dell’ione NH4+ e costruire un grafico della I.C.E. (iniziale, cambiamento, equilibrio).

Successivamente, l’espressione di Ka, che rappresenta la costante di dissociazione acida dell’ammoniaca, può essere calcolata utilizzando i valori ottenuti dalla I.C.E. chart. Dopo aver sostituito tali valori, è possibile calcolare la concentrazione di ione ammonio ([NH4+]), che risulta essere 0.30 M.

In sintesi, il pH di una soluzione può fornire informazioni utili sulla concentrazione di alcuni ioni in essa contenuti, consentendo di calcolare parametri importanti come la costante di dissociazione acida dell’ammoniaca.

Titolazioni acido forte-base forte. Esempio svolto

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Titolazioni acido forte-base forte. Esempio svolto

Titolazioni acido forte-base forte: calcolo del pH esempio svolto

Le titolazioni acido forte-base forte sono impiegate nell’ambito delle analisi chimiche per la determinazione del titolo, ovvero della concentrazione di una specie.

La costruzione di una curva di titolazione acido forte-base forte avviene mediante il tracciamento del volume di titolante aggiunto in funzione del pH. Consideriamo ad esempio una titolazione tra un acido forte e una base forte.

Partiamo con l’esempio dei 50.0 mL di una soluzione di HCl 0.100 M. Calcoleremo il pH in diverse fasi della titolazione, partendo dallo stato iniziale fino a dopo il punto equivalente.

Prima che inizi la titolazione, il pH di una soluzione di HCl 0.100 M (un acido forte) è pari a 1.00.

Nella fase successiva, in prossimità del punto equivalente, calcoliamo le moli di acido e di base, ottenendo un pH di 1.18 con l’aggiunta di 10.0 mL di NaOH 0.100 M. Successivamente, l’aggiunta di 30.0 mL di NaOH 0.100 M porta il pH a 1.60, mentre con l’aggiunta di 49.0 mL di NaOH 0.100 M (prossimità del punto equivalente) il pH risulta essere 3.00.

Dopo l’aggiunta di 50.0 mL di NaOH 0.100 M si raggiunge il punto equivalente con un pH pari a 7.00. Infine, dopo l’aggiunta di 51.0 mL di NaOH 0.100 M, e quindi dopo il punto equivalente, il pH risulta essere 11.0.

La curva di titolazione segue l’andamento mostrato nella figura:

[Curva di titolazione](https://chimica.today/wp-content/uploads/2013/08/ph1.jpg)

Questo esempio illustra il procedimento per calcolare il pH in diverse fasi di una titolazione acido forte-base forte, utile per comprendere il comportamento dei componenti in soluzione durante il processo.

Test di ammissione con spiegazioni: veterinaria

Fabrice Deseaux
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Test di ammissione con spiegazioni: veterinaria

Test di ammissione veterinaria: esempi di domande con spiegazioni

I test di ammissione alle facoltà ad accesso programmato sono una barriera non indifferente per chi desidera accedere a una determinata facoltà. Ecco alcuni esempi di domande relative alla chimica, proposte lo scorso anno per l’ammissione alla facoltà di Medicina Veterinaria, insieme alle relative risposte e spiegazioni, utili per comprendere la metodologia e la strategia da adottare per affrontare la loro risoluzione. È importante ricordare che i test a risposta multipla, oltre alla risposta corretta, contengono dei “distrattori”, cioè risposte erronee ma verosimili.

. Qual è la formula bruta del solfito d’ammonio?
A) (NH4)2SO3
B) (NH3)2SO4
C) NH3SO4
D) NH3SO3
E) (NH)4SO4
Risposta A: la corretta risposta è (NH4)2SO3, ottenuta attraverso la conoscenza della nomenclatura.

2. Quale è la reazione che avviene nello stomaco a seguito dell’ingestione di bicarbonato di sodio come antiacido?
A) NaHCO3 + HCl → NaClO + CO2 + H2O
B) Na2CO3 + HCl → Na2Cl + CO2 + OH−
C) Na2CO3 + 2HCl → 2NaClO3 + CO + HO
D) NaH2CO3 + HCl → NaCl + H3CO3
E) NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
Risposta E: la corretta risposta è E, giustificata con l’analisi della reazione chimica.

3. Una molecola di acqua e una molecola di anidride carbonica danno origine a:
A) ossido di carbonio
B) acido carbonico
C) idrossido di carbonio
D) acetaldeide
E) acido formico
Risposta B: la corretta risposta è B, derivante dal concetto di ossido acido.

4. Quanti atomi di sono presenti in una molecola di fosfato calcico?
A) 12
B) 10
C) 9
D) 8
E) 6
Risposta D: la corretta risposta è D, ottenuta conoscendo la nomenclatura.

5. La formula bruta del bicarbonato di potassio è:
A) K2CO3
B) KHCO4
C) KHSO3
D) KCO3
E) KHCO3
Risposta E: la corretta risposta è E, dedotta dalla conoscenza della nomenclatura.

6. Calcolare la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo 49 g di H2SO4 (98 u.m.a.) in 250 ml di acqua.
A) 0.2 M
B) 1.0 M
C) 2.0 M
D) 4.0 M
E) 0.1 M
Risposta C: la corretta risposta è C, ottenuta attraverso semplici calcoli di molarità.

7. Qual è il volume in litri occupato da 22 g di CO2 (44 u.m.a.) alla pressione di 1 atm e alla temperatura di 273 K?
A) 11.21
B) 22.41
C) 9.64
D) 1.64
E) 47.00
Risposta A: la corretta risposta è A, ricavata applicando la legge di Avogadro sui gas.

Speriamo che questi esempi di test di ammissione siano stati utili per comprendere le metodologie e le strategie per affrontare domande simili. Continuate a esercitarvi per migliorare le vostre capacità!Calcolo Stechiometrico e Concetti Chimici di Base: Esempi e Soluzioni

Nel mondo della chimica, il calcolo stechiometrico è un aspetto fondamentale per comprendere le relazioni quantitative tra reagenti e prodotti. Il volume molare di una mole di una qualsiasi sostanza in condizioni standard di temperatura e pressione è 22,4 litri. Ad esempio, se le moli di anidride carbonica sono pari a 22/44, che è uguale a 0.5, allora il volume è pari alla metà del volume molare, ovvero 11,21 litri.

Nel campo della chimica organica, la stabilità e i metodi di ottenimento dei radicali sono argomenti cruciali. Un radicale è un’entità molecolare altamente reattiva a causa della presenza di un elettrone spaiato in un atomo o in uno ione poliatomico. Tra le seguenti opzioni, la risposta corretta riguardo ai radicali è B) HO·, poiché questa è l’unica opzione che rappresenta un radicale.

Un altro concetto chiave è quello del pH delle soluzioni. Ad esempio, il pH di una soluzione 0,1 M di HBr è 1,0. Questo valore si ottiene dal fatto che l’HBr è un acido forte che si dissocia completamente nei suoi ioni, rendendo la concentrazione di ioni H⁺ pari a 0,1 M.

Passando alla chimica inorganica, conoscere la formula di composti come l’etilene è essenziale. La formula corretta dell’etilene è C₂H₄, poiché gli alcheni hanno la formula generale CₙH₂ₙ.

Nel campo della chimica generale, comprendere le formule chimiche corrette è fondamentale. Ad esempio, la formula corretta del solfuro di litio è Li₂S, poiché il litio, appartenente al primo gruppo della tavola periodica, ha un elettrone di valenza, mentre lo zolfo, appartenente al gruppo 16, ha due elettroni di valenza.

Infine, è importante padroneggiare la comprensione e la risoluzione di equazioni chimiche. Per esempio, verificare la correttezza di un’affermazione relativa all’equazione 2Ca + O₂ → 2CaO può richiedere una solida comprensione dei e dei rapporti tra moli.

Questi sono solo alcuni esempi che evidenziano l’importanza della padronanza dei concetti di base in chimica e della capacità di risolvere i problemi di calcolo stechiometrico. Essere in grado di applicare questi concetti è cruciale per un solido fondamento in chimica.Strategie di calcolo mentale per risolvere problemi matematici

Le strategie di calcolo a mente sono importanti, specialmente quando non è possibile utilizzare una calcolatrice. Ad esempio, prendiamo il valore 181, che, diviso per 100, risulta essere 1.81. Se moltiplichiamo questo valore per 5, otteniamo un risultato poco superiore a 9.

Calcolare il numero di moli necessarie per preparare una soluzione

Una delle domande proposte in un test riguarda il calcolo delle moli di HCl necessarie per preparare 500 ml di una soluzione a pH=3. La risposta corretta è D) 5 · 10-4. Questo risultato si ottiene considerando che a pH = 3, il valore di [H+] è pari a 10-3 M. Quindi, le moli sono calcolate come il prodotto tra la concentrazione e il volume, ovvero 10-3 x 0.500, che risulta essere 5 x 10-4.

Riconoscere la massa di atomi di elio

Un’altra domanda riguarda il calcolo della massa corrispondente a 6.02 · 1023 atomi di elio (massa molare 4.003 g/mol). In questo caso, la risposta corretta è D) 4.00 g, poiché 6.02 · 1023 atomi corrispondono a una mole, e la massa molare corrisponde alla massa di una mole.

Calcolare le moli di ossigeno necessarie per una reazione chimica

Nella terza domanda, si chiede di individuare quante moli di ossigeno sono necessarie affinché 200 moli di reagiscano completamente in una data reazione chimica. La risposta corretta è B) 250 mol. Questo calcolo si basa sul rapporto stechiometrico tra ammoniaca e ossigeno, che è di 4:5. Quindi, se 4 moli di ammoniaca reagiscono con 5 moli di ossigeno, 200 moli di ammoniaca reagiranno con 5 · 200/ 4 = 250 moli di ossigeno.

Riconoscere le formule corrette in chimica

Infine, una domanda riguarda l’individuazione della formula corretta dello ione clorato. La risposta corretta è A) ClO3–. Questa domanda richiede la conoscenza dei vari sali del in base al suo numero di ossidazione.

In conclusione, la capacità di calcolare a mente e di applicare le conoscenze teoriche in chimica sono fondamentali per risolvere con successo i problemi proposti in questo tipo di test.

Test di ammissione alla facoltà di medicina

Fabrice Deseaux
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Test di ammissione alla facoltà di medicina

Test di Ammissione alla Facoltà di Medicina: Esempi di Domande e Risposte

I test di ammissione alla facoltà di Medicina sono un passaggio obbligato per poter accedere a questa prestigiosa facoltà. Anche quest’anno, numerosi candidati si confronteranno con le prove di ammissione, le quali richiedono una solida preparazione in diverse materie scientifiche come la chimica, la biologia e la fisica.

Domande e Risposte dei Test di Ammissione

1) Quanti atomi di idrogen di idrogeno sono presenti in una molecola di d’ammonio?

A) 8
B) 10
C) 9
D) 12
E) 6

Risposta corretta: A)
La formula del solfato di ammonio è (NH4)2SO4, che contiene 2×4 = 8 atomi di idrogeno.

2) Con il termine “acqua dura” si indica:

A) acqua non potabile
B) acqua ricca di sali
C) ossido di deuterio
D) perossido di idrogeno
E) acqua pesante

Risposta corretta: B)
L’acqua dura è caratterizzata da un alto contenuto di ioni e magnesio, rendendola ricca di sali.

3) Calcolare la quantità di (17 u.m.a.) contenuta in 500 ml di una soluzione acquosa 0,02 M

A) 0.34 mg
B) 0.34 g
C) 0.17 mg
D) 0.085 g
E) 0.17 g

Risposta corretta: E)
La di una soluzione M è data da M = moli/Volume (in litri); quindi le moli sono date da M x V. La massa di ammoniaca è di 0.17 g.

4) Calcolare qual è la concentrazione percentuale in massa (m/m) di una soluzione ottenuta sciogliendo 5,4 g di NaCl in 535,6 g di acqua.

A) 10%
B) 1.0%
C) 20%
D) 40%
E) 0,10%

Risposta corretta: B)
Il % m/m è dato da: % massa/massa = massa soluto x 100 / massa soluzione = 5.4 x 100 / 535.6 = 1.0%

5) La seguente struttura organica CH3COOCH2CH3 corrisponde a:

A) un acido carbossilico
B) un etere
C) un estere
D) un chetone
E) un fenolo

Risposta corretta: C)
La struttura CH3COOCH2CH3 corrisponde a un estere.

6) Il cicloesanone è:

A) un alcol
B) una aldeide
C) un idrocarburo aromatico
D) un chetone
E) un alchene

Risposta corretta: D)
Il cicloesanone è un esempio di chetone ciclico.

7) Individua la successione numerica che indica correttamente i coefficienti della seguente reazione chimica:

C6H6 + O2 → CO2 + H2O

A) 2, 15 = 12, 6
B) 1, 6 = 3, 3
C) 1, 6 = 6, 3
D) 2, 9 = 12, 6
E) 2, 7 = 3, 1

Risposta corretta: A)
La reazione bilanciata correttamente è: 2 C6H6 + 15 O2 → 12 CO2 + 6 H2O.

8) Se in una reazione gli ioni Ag+ in soluzione si trasformano in atomi del metallo, ciò significa che gli ioni Ag+:

A) perdono protoni
B) si ossidano
C) agiscono da ossidanti
D) acquistano neutroni
E) cambiano il loro numero atomico

Risposta corretta: B)
La trasformazione degli ioni Ag+ in atomi di argento rappresenta un processo di ossidazione.

Prepararsi adeguatamente a queste tipologie di domande può fare la differenza per superare con successo i test di ammissione alla facoltà di Medicina. La competenza e la conoscenza di argomenti di chimica, biologia e fisica sono fondamentali per affrontare con sicurezza i quesiti proposti.Come calcolare la massa del cloro

Supponendo che l’abbondanza relativa dei diversi isotopi del cloro sia: 75% cloro-35 (34,96 u.m.a.) e 25% cloro-37 (36,96 u.m.a.), la massa del cloro risulterebbe:

A) 35.96 u.m.a.
B) 34.96 u.m.a.
C) 39.96 u.m.a.
D) 35.46 u.m.a.
E) 71.92 u.m.a.

La soluzione corretta è D): il problema va affrontato applicando la formula: massa del cloro = ( 75 ∙34.96) + ( 25 ∙36.96) / 100 =35.46. Tuttavia non disponendo di calcolatrice bisogna muoversi diversamente. Si può escludere la B) che è la massa del cloro-35, la C) e la E) che danno un numero superiore a quello dell’isotopo più pesante e rimangono la A) e la D). Se qualcuno ricorda il peso atomico del cloro non ha problemi.

Quantità di atomi nel fosfato di magnesio

Quanti atomi di magnesio, , ossigeno sono presenti nel fosfato di magnesio?

A) 3: 2: 8
B) 1: 1: 3
C) 3: 1: 4
D) 3: 1: 8
E) 3: 2: 6

La risposta corretta è A): la formula del fosfato di magnesio è Mg3(PO4)2 che contiene 3 atomi di magnesio, 2∙1 = 2 atomi di fosforo e 2∙4 = 8 atomi di ossigeno.

Concentrazione delle soluzioni

Date due soluzioni, la prima contenente 0,50 mol di NaCl in 250 ml di acqua e la seconda contenente 0,20 mol di NaCl in 100 ml di acqua, si può affermare che:

A) la seconda soluzione ha concentrazione più che doppia rispetto alla prima
B) la prima soluzione è più concentrata della seconda
C) la prima soluzione è più diluita della seconda
D) le due soluzioni hanno la stessa molalità, ma la prima ha una molarità maggiore
E) le due soluzioni hanno la stessa concentrazione

La risposta corretta è E): la concentrazione molare è data da moli di soluto / volume della soluzione ( in Litri). La prima soluzione ha concentrazione M = 0.50 / 0.250 L= 2 e la seconda soluzione ha concentrazione M = 0.20 / 0.100 L = 2.

In bocca al lupo a tutti!

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