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Solidi molecolari e loro struttura

Fabrice Deseaux
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Solidi molecolari e loro struttura

Struttura dei solidi molecolari: caratteristiche e esempi

I solidi molecolari sono formati da particelle neutre che interagiscono mediante . Questi solidi includono i nobili, l’ossigeno, l’azoto, gli alogeni, il biossido di carbonio, alcuni alogenuri metallici e la maggior parte dei composti organici. Mantengono le proprietà delle molecole gassose, indicando che le forze di interazione sono relativamente deboli.

La di questi solidi dipende dalle forze di interazione e dalla geometria molecolare. Alcuni solidi presentano una struttura a massimo impacchettamento, come nel caso dei gas nobili e di composti come gli alogeni. Altri elementi, come quelli dei Gruppo 15 e Gruppo 16, mostrano fenomeni di allotropia, con diverse forme molecolari identificate per ciascun elemento.

Un esempio notevole è il carbonio che si presenta in forme allotropiche come il diamante, la grafite, il , i fullerene e i nanotubi di carbonio. Altri elementi come il fosforo e lo zolfo esibiscono diversi modelli di allotropia, celebrando la complessità strutturale di tali sostanze. Le molecole poliatomiche possono formare strutture complesse a massimo impacchettamento, indipendentemente dalla polarità molecolare.

I legami fortemente direzionali, come i legami a idrogeno, influenzano la struttura dei solidi molecolari. Ad esempio, la struttura del ghiaccio è determinata dai legami direzionali a idrogeno. Le caratteristiche dei solidi molecolari includono una bassa di fusione, scarsa durezza, alta tensione di vapore e forze intermolecolari più deboli rispetto ai legami interatomici.

In conclusione, la struttura e le caratteristiche dei solidi molecolari sono determinate dalle forze di interazione e dalla geometria molecolare delle particelle costituenti, portando a un’ampia varietà di forme e comportamenti nei diversi solidi molecolari.

Idrolisi del bicarbonato di sodio. Esercizi svolti.

Fabrice Deseaux
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Idrolisi del bicarbonato di sodio. Esercizi svolti.

del bicarbonato di sodio: per calcolare il delle soluzioni

L’idrolisi del bicarbonato di sodio è un processo complesso che coinvolge diversi equilibri chimici. In soluzione, il può comportarsi sia come acido di Brønsted-Lowry, liberando un protone, sia come base di Brønsted-Lowry, acquistando un protone. Per calcolare il pH o le concentrazioni delle specie in soluzione, è necessario tener conto di diversi equilibri e costanti chimiche come K1, K2 e Kw.

Una possibile semplificazione di questo problema coinvolge l’equazione principale in una soluzione di carbonato acido di sodio, che rappresenta il principale equilibrio in gioco. Attraverso questa semplificazione è possibile affrontare gli esercizi svolti per determinare la costante della reazione relativa all’equilibrio e calcolare le concentrazioni delle specie presenti in una soluzione di NaHCO3.

La risoluzione degli esercizi prevede il calcolo delle costanti di equilibrio, come K1 e K2, e richiede l’applicazione di formule e metodi specifici per determinare le concentrazioni delle diverse specie chimiche presenti in soluzione, come il bicarbonato, il carbonato e il biossido di carbonio. Questo procedimento consente di ottenere informazioni utili per valutare il pH della soluzione risultante dall’idrolisi del bicarbonato di sodio.

Inoltre, l’articolo fornisce il calcolo delle concentrazioni delle specie presenti in una soluzione contenente sia NaHCO3 che NaOH, integrando le informazioni sulle quantità di reagenti e sulle reazioni che si verificano. Tale permette di determinare le concentrazioni finali di ioni idrossido, carbonato, bicarbonato e ioni idrogeno nella soluzione complessiva.

Infine, vengono presentate le formule e i calcoli necessari per ottenere i valori di pH e di concentrazione dei diversi ioni in una soluzione contenente NaHCO3 e NaOH, tenendo in considerazione la reazione tra idrossido di sodio e carbonato acido, oltre alle costanti di equilibrio K1 e K2.

In conclusione, l’articolo fornisce un’approfondita trattazione teorico-pratica sull’idrolisi del bicarbonato di sodio, presentando esercizi svolti e i relativi calcoli per determinare il pH e le concentrazioni delle specie chimiche coinvolte in questo processo chimico.

Miscele di sali poco solubili: esercizi

Fabrice Deseaux
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Miscele di sali poco solubili: esercizi

Miscele di sali poco solubili: come risolvere esercizi di chimica

Le miscele di sali poco solubili possono formarsi attraverso una reazione di doppio scambio, in cui ioni di sali solubili possono dar luogo a sali poco solubili. Inoltre, possono formarsi se un sale entra in contatto con una soluzione che contiene ioni capaci di generare un sale poco solubile in presenza degli ioni presenti nella soluzione satura del primo sale.

Risolvere problemi relativi alle miscele di sali poco solubili può presentare un certo grado di difficoltà, ma è possibile seguendo un determinato schema.

Esercizio:
Supponiamo di mescolare 25.0 mL di BaCl2 a 0.012 M con 50.0 mL di Ag2SO4 a 0.010 M. Calcolare la concentrazione finale degli ioni in soluzione. (Kps di AgCl = .7 ∙ 10^-10 e Kps di BaSO4 = 1.5 ∙ 10^-9)

Il metodo per risolvere questo tipo di problema consiste nel costruire una tabella che mostri quali ioni sono coinvolti, quante moli sono disponibili, le variazioni durante la reazione, le moli in eccesso e infine la concentrazione finale.

Calcoliamo innanzitutto le moli di ciascun ione. Per esempio, le moli di Ba^2+ sono 0.00030, mentre le moli di Cl^- sono 0.00060.

La tabella da costruire ha colonne che indicano l’ione, le moli disponibili, la variazione, le moli in eccesso e infine la concentrazione.

Per quanto riguarda la colonna relativa alla variazione, dobbiamo stabilire quante moli di ciascuna specie vengono usate durante la reazione. Le reazioni coinvolte devono essere prese in considerazione singolarmente.

Una volta completata la tabella, è necessario calcolare le concentrazioni. Ad esempio, il volume totale della soluzione è di 75.0 mL o 0.075 L. Quindi, le concentrazioni di Ag^+ e SO4^2- corrispondono rispettivamente a 0.005 M e 0.0027 M.

Risolvere esercizi relativi alle miscele di sali poco solubili richiede attenzione e precisione nel calcolo delle concentrazioni finali degli ioni coinvolti in base alle reazioni chimiche che si verificano.

Calcolo delle concentrazioni di ioni in soluzione e loro equilibrio

Nel proseguire il calcolo delle concentrazioni degli ioni presenti in una soluzione, è necessario utilizzare i dati forniti e applicare le formule di equilibrio chimico.

La soluzione ottenuta dalla miscelazione di 1.50 ∙ 10-2 moli di Sr(NO3)2 e 3.0 · 10-3 moli di NaF in un volume di 0.200 L deve essere analizzata. La reazione di precipitazione di SrF2 è limitata dall’ione F–.Questo porta alla formazione di 0.0015 moli di SrF2 e in 0.0135 moli di Sr2+ in eccesso.

Completamento della tabella e calcolo delle concentrazioni finali

Successivamente, tenendo conto che le molecole di nitrato e sodio non subiranno variazioni, possiamo calcolare le concentrazioni finali. La concentrazione di Sr2+ risulta essere 0.0135/ 0.200 L, pari a 0.0675 M. Inoltre, calcolando l’equilibrio di precipitazione di SrF2, si ottiene che la concentrazione di F– è 1.1 ∙ 10-4 M.

Infine, la tabella viene completata con le concentrazioni degli ioni finali ottenute al termine del calcolo.

Questi passaggi permettono di ottenere una comprensione approfondita delle concentrazioni degli ioni presenti in una soluzione complessa, fornendo gli strumenti necessari per interpretare e risolvere situazioni chimiche simili.Concentrazioni degli ioni in soluzione in chimica analitica quantitativa

Moli disponibili, variazione, moli in eccesso e concentrazione degli ioni sono parametri fondamentali da calcolare nel determinare le concentrazioni degli ioni in soluzione.

Una soluzione è ottenuta mescolando 0.10 L di NaCl 0.12 M, 0.20 L di NaBr 0.14 M e 0.30 L di AgNO3 0.10 M. Calcolare le concentrazioni degli ioni in soluzione. (Kps AgCl = 1.7 ∙ 10-10; Kps AgBr = 5.0 ∙ 10-13)

Calcolando le moli di ciascuno ione, si ottiene: moli di Ag+ = moli NO3– = 0.030; moli di Na+ = moli di Br– = 0.028; moli totali di Na+ = 0.040.

Successivamente, viene costruita una tabella contenente i dati calcolati per i vari ioni nella soluzione.

Lo ione sodio e lo ione nitrato non danno luogo a reazioni di precipitazione e quindi il numero di moli rimane invariato. Lo ione argento, invece, è coinvolto in due equilibri e il bromuro di argento precipiterà per primo.

Dopo aver svolto i calcoli, si arriva a determinare tutte le concentrazioni degli ioni presenti in soluzione. La tabella è così completata:

Ione | Moli disponibili | Variazione | Moli in eccesso | Concentrazione
— | — | — | — | —
Ag+ | 0.030 | – 0.030 | ~ 0 | 1.0 ∙ 10-8 M
NO3– | 0.030 | nessuna | 0.030 | 0.050 M
Na+ | 0.040 | nessuna | 0.040 | 0.067 M
Br– | 0.028 | – 0.028 | ~ 0 | 5.0 ∙ 10-5 M
Cl– | 0.012 | 0.002 | 0.010 | 0.017 M

Da questo esempio, risulta evidente come determinare e calcolare le concentrazioni degli ioni in soluzione considerando diverse reazioni di precipitazione coinvolte.

Concentrazione delle soluzioni: esercizi

Fabrice Deseaux
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Concentrazione delle soluzioni: esercizi

Concentrazione delle soluzioni: come calcolarla

La concentrazione di una soluzione può essere espressa in diverse unità di misura come la concentrazione percentuale in massa (o % m/m), la concentrazione percentuale volume/volume (% V/V), la densità, la concentrazione percentuale massa/volume (% m/V), la concentrazione molare o Molarità (M), normalità (N), concentrazione molale o Molalità (m) e Frazione Molare (X) di un dato componente A di una soluzione.

Esercizi di concentrazione delle soluzioni

# Esercizio

Per calcolare quanti grammi di Ca(NO3)2 sono contenuti in 250 mL di una soluzione acquosa al 25% m/m con densità 1.25 g/mL, possiamo utilizzare la formula: massa di sale = % m/m x massa di soluzione.

# Esercizio 2

Per calcolare i grammi di HNO3 disciolti in 250 mL di una soluzione acquosa 0.250 M dell’acido, possiamo utilizzare la formula: moli di acido = molarità x volume della soluzione.

# Esercizio 3

Per calcolare la concentrazione molare dello ione e dello ione nitrato in 0.250 g di Zn(NO3)2 sciolti in acqua e portati a 150 mL, possiamo utilizzare la formula: concentrazione = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 4

Per calcolare la concentrazione molare dell’ammoniaca in seguito alla completa absorzione di 1.50 L di NH3 in acqua e portando il volume della soluzione a 1.00 L, possiamo utilizzare la formula: concentrazione = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 5

Per calcolare il peso e il volume di una soluzione acquosa di H2SO4 al 20% m/m (d = 1.140 g/mL) che contiene 10.0 g di H2SO4 puro, possiamo utilizzare la formula: V = massa / densità.

# Esercizio 6

Per calcolare la concentrazione molare e molale di una soluzione acquosa al 48% m/m di HBr con densità 1.488 g/mL, possiamo utilizzare le formule: M = moli di soluto / volume della soluzione e m = moli di soluto / massa di solvente.

# Esercizio 7

Per calcolare il volume di una soluzione acquosa al 37% m/m di HCl (d= 1.184 g/mL) che contiene disciolta 1.00 mol dell’acido, possiamo utilizzare la formula: massa soluzione = % m/m x 100 / concentrazione.

# Esercizio 8

Per calcolare il volume dell’acido che deve essere diluito con acqua per preparare 2.00 L di una soluzione 0.500 M di H2SO4 partendo da una soluzione al 96.0 % m/m (d = 1.835 g/mL), possiamo utilizzare la formula: massa soluzione = % m/m x 100 / concentrazione.

# Esercizio 9

Per calcolare la molarità di una soluzione 0.511 m di un composto di peso molecolare 342 u con densità 1.15 g/mL, possiamo utilizzare la formula: M = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 10

Per calcolare il volume di acqua da aggiungere a 50.0 mL di una soluzione acquosa contenente 5.00 g di HNO3 in modo da ottenere una concentrazione 0.250 M dell’acido, possiamo utilizzare la formula della molarità: M = moli di soluto / volume della soluzione.

# Esercizio 11

Per calcolare il volume di una soluzione 0.140 M di HCl che contiene tante moli di H+ quante sono quelle contenute in 25.0 mL di una soluzione 0.140 M di H2SO4, possiamo utilizzare la formula: Moli di H+ = moli di soluto x 2.

# Esercizio 12

Per calcolare la concentrazione molare di una soluzione di perossido di idrogeno, possiamo utilizzare la formula: concentrazione = moli di soluto / volume della soluzione.

I calcoli di concentrazione delle soluzioni possono richiedere un’attenta attenzione alle formule e alle unità di misura utilizzate. L’uso corretto delle formule e l’attenzione ai dettagli sono fondamentali per ottenere risultati accurati.

L’idrogeno: proprietà, preparazione e usi

Fabrice Deseaux
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L’idrogeno: proprietà, preparazione e usi

Idrogeno: Proprietà, Preparazione e Utilizzi

L’

idrogeno

è un elemento leggero e semplice con un alto potenziale di ionizzazione e una bassa affinità elettronica, il che lo rende unico tra gli altri elementi. Sebbene non si trovi libero in natura, è abbondante negli elementi del sistema solare e nel gas interstellare. Sulla Terra, si trova principalmente combinato in acqua, minerali, idrocarburi e materiali organici, presentandosi come una molecola biatomica di gas incolore e inodore che segue le leggi dei gas ideali.

Proprietà Chimico-Fisiche dell’Idrogeno


– Simbolo: H
– Numero atomico: 1
– Peso atomico: 1.00794
– Configurazione elettronica: 1s1
– Potenziale di ionizzazione: 13.59 eV
– Affinità elettronica: 0.752 eV
– : 2.1
– Forma molecolare: H2
– Distanza di legame: 0.741 Å
– Energia di legame: 104.2 kcal mol-1
– Punto di fusione: -259.23 °C
– Potenziale normale redox H+/H2: 0.00 V
– Abbondanza (% in peso): 0.76

Sono noti tre isotopi dell’idrogeno: 1H protio, 2H deuterio, 3H tritio, ognuno con differenti proprietà. L’idrogeno viene estratto da vari composti attraverso differenti processi, inclusa l’ dell’acqua e la riduzione di composti metallici.

Preparazione dell’Idrogeno


L’Idrogeno può essere prodotto tramite diverse reazioni, inclusa la riduzione di ossidi metallici con l’acqua, la reazione di metalli elettropositivi con , e processi industriali come il “gas d’acqua” e il “cracking catalitico degli idrocarburi”. Anche l’elettrolisi di soluzioni acquose di cloruro di sodio rappresenta una fonte di idrogeno puro.

Reazioni e Utilizzi


L’Idrogeno molecolare è poco reattivo ma può combinarsi con il fluoro in modo esplosivo. È utilizzato in reazioni di e nella produzione di composti binari, noti come idruri, con diversi elementi.

In , l’articolo esplora le proprietà, i metodi di preparazione e gli utilizzi chiave dell’Idrogeno, ponendo un’attenzione particolare alla sua importanza e diversi modi di sfruttarlo.

Il pirrolo: un eterociclo aromatico a cinque termini

Fabrice Deseaux
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Il pirrolo: un eterociclo aromatico a cinque termini

Il e le sue caratteristiche principali

Il pirrolo è un eterociclo aromatico avente formula C4H5N, composto da quattro atomi di carbonio e un atomo di azoto che contribuisce al sestetto aromatico. A differenza delle ammine secondarie, ha una basicità molto bassa (Kb = 2.5 · 10-14), mostrando anche caratteristiche anfotere in quanto è anche un acido molto debole.

Questo nucleo è presente in numerosi composti naturali di rilevanza, come la clorofilla, l’emina, la vitamina B12, i pigmenti biliari e molti alcaloidi. Si ritrova anche tra i prodotti di distillazione del catrame o di materiali proteici.

Il pirrolo deve essere considerato un ibrido di risonanza tra le strutture che mostrano una carica formale positiva sull’eteroatomo e negativa sui carboni: la densità elettronica è maggiore nelle posizioni 2 e 5 piuttosto che in quelle 3 e 4.

Reattività del pirrolo

a)

Sostituzione elettrofila

: il pirrolo presenta una notevole reattività verso l’attacco di reagenti a causa del contributo elettronico dell’eteroatomo. Nello specifico, è simile alla reattività di un nucleo aromatico attivato come il fenolo. Tuttavia, l’ambiente fortemente acido deve essere evitato a causa dell’instabilità del pirrolo in tali condizioni.

b)

Riduzione

: il pirrolo e i suoi derivati non sono ridotti con facilità. L’ in presenza di platino in ambiente acido e in condizioni drastiche porta al tetraidroderivato, noto come , che trova impiego come solvente in numerose reazioni organiche.

Una reazione importante della chimica del pirrolo è l’introduzione diretta di un gruppo aldeidico con il metodo di Vilsmeier-Haak.

Metodi di del pirrolo

L’anello del pirrolo è sintetizzato principalmente tramite reazioni di ciclizzazione di una catena a quattro atomi di carbonio. Queste reazioni avvengono con composti contenenti un gruppo amminico o tramite reazioni di ciclizzazione con formazione del legame C3-C4.

a)

Sintesi di Knorr

: consiste nella riduzione di un α-amminochetone in presenza di un chetone con un gruppo etilenico attivato.

b)

Sintesi di Hantzsch

: i pirroli si formano per condensazione a freddo in ammoniaca o in un’ammina primaria, di un β-chetoestere e di un α-alogeno chetone (o anche α,β –dicloroetil-etiletere). Come prodotti secondari si ottengono furani.

La piridina: un eterociclo aromatico

Fabrice Deseaux
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La piridina: un eterociclo aromatico

La piridina: un’importante molecola eterociclica

La piridina, con la formula C5H5N, è un composto eterociclico aromatico a sei termini con lo stesso sistema ciclico a sei elettroni del benzene. La delocalizzazione e l’aromaticità della piridina sono essenzialmente simili a quelle del benzene.

Tuttavia, a causa della maggiore dell’azoto rispetto al carbonio, le strutture di risonanza dipolari con il polo negativo sull’azoto assumono un’importanza significativa. La piridina ha un momento dipolare e le strutture di risonanza più rilevanti mostrano una parziale carica positiva sulle posizioni α e γ dell’anello. Sia la piridina che l’ione piridinio risultano disattivati all’attacco da parte di agenti elettrofili, ma le posizioni β sono meno disattivate.

La nomenclatura delle piridine semplici richiede particolare attenzione. Ad esempio, le monometilpiridine sono chiamate picoline e presentano tre isomeri. Le dimetilpiridine sono definite lutidine e le trimetilpiridine collidine.

La piridina e le sue varianti metiliate si trovano comunemente nel catrame di carbon fossile e sono facilmente reperibili in commercio. Ha anche proprietà fisiche uniche, è un liquido con punto di ebollizione a 115°C, ed è miscibile in acqua, con un odore caratteristico e sgradevole.

Reazione con elettrofili

La coppia di elettroni basica rappresenta il primo punto di attacco per gli elettrofili. L’azione degli elettrofili forma l’ione piridinio, conferendo una stabilità significativa all’anello, prevenendo ulteriori attacchi degli elettrofili sugli atomi di carbonio. Le sostituzioni elettrofile avvengono nelle posizioni orto e para rispetto ai sostituenti .

Contrariamente al benzene e al , la piridina mostra reazioni insolite con reagenti nucleofili molto forti a causa della polarizzazione degli elettroni verso l’azoto. La reazione di maggior rilevanza è la di Hantzsch, che prevede la preparazione di derivati della diidropiridina tramite la condensazione di un’aldeide con due equivalenti di un β-chetoestere in presenza di ammoniaca, seguita da un’ossidazione.

Numerose piridine sono presenti in natura e alcune di esse svolgono ruoli biochimici importanti, come l’acido nicotinico, il principale alcaloide del tabacco.

Pile a concentrazione, calcolo della f.e.m. e del Kps

Fabrice Deseaux
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Pile a concentrazione, calcolo della f.e.m. e del Kps

Generatore di corrente elettrica: calcolo della f.e.m. e del Kps

Le pile a concentrazione sono dispositivi che sfruttano due semicelle contenenti la stessa specie chimica ma a concentrazioni diverse per fornire energia elettrica.

Una cella voltaica è costituita da due elettrodi a idrogeno, uno standard e l’altro immerso in una soluzione con concentrazione incognita di ione H+. Le sono di ossidazione e riduzione. La reazione netta avviene tra i due elettrodi, e in una pila a concentrazione, la variazione spontanea si verifica sempre nella direzione che produce una soluzione più diluita.

Applicando l’ alla pila, si ottiene la f.e.m. della cella. La f.e.m. di una pila a concentrazione dipende dalla differenza di concentrazione delle due soluzioni contenute nelle semicelle. Durante il funzionamento, la concentrazione degli ioni nella soluzione più diluita aumenta, mentre quella degli ioni nella soluzione più concentrata diminuisce.

La f.e.m. della è calcolata in due , con schematizzazioni e calcoli specifici. La concentrazione e la solubilità molare sono determinanti per i calcoli, che portano al calcolo della f.e.m. e del Kps dello ioduro di argento e del valore di Ecella in un contesto più complesso.

In conclusione, le pile a concentrazione sfruttano la differenza di concentrazione delle soluzioni per generare energia elettrica e i calcoli della f.e.m. e del Kps sono determinanti nel comprendere il funzionamento di tali dispositivi.

Elettrolisi industriali

Fabrice Deseaux
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Elettrolisi industriali

Elettrolisi Industriale: Processi e Reazioni Chiave

Le elettrolisi industriali sono processi chimici fondamentali per la produzione e la raffinazione di diversi metalli e composti. Questi processi includono la produzione di magnesio mediante del metallo, la produzione di mediante elettrolisi di un fuso di criolite e la raffinazione elettrolitica di metalli come , , e piombo. Inoltre, l’elettrolisi è utilizzata per la preparazione di idrogeno, cloro, soda caustica, ipocloriti e clorati mediante elettrolisi di una soluzione acquosa di NaCl.

Raffinazione elettrolitica del Rame

La raffinazione elettrolitica del rame è un processo fondamentale per ottenere rame ad alta purezza (99.98%), necessario per le applicazioni elettrotecniche. Questo processo consente anche il recupero di metalli nobili come oro e argento, presenti in piccole quantità nel rame grezzo, che non possono essere recuperati con il metodo di raffinazione termica. Durante questo processo, una soluzione acquosa di CuSO4 acida viene elettrolizzata utilizzando rame grezzo come anodo e una lastra sottilissima di rame purissimo come catodo della cella elettrolitica.

Reazioni e Fenomeni Associati

Durante l’elettrolisi, si verificano le seguenti reazioni:

(+) Cu → Cu^2+ + 2 e^- (ossidazione)
(-) Cu^2+ + 2 e^- → Cu (riduzione)

Inoltre, con la tensione applicata, le impurezze meno nobili del rame come ferro, cobalto, nichel ecc. passano nella soluzione come cationi metallici. Al contrario, le impurezze più nobili come argento e oro precipitano nel fondo della cella come metalli. Questi fenomeni sono determinati dai potenziali standard di riduzione dei sistemi coinvolti nel processo.

Durante l’elettrolisi, la soluzione si arricchisce di cationi Co^2+, Fe^3+ e Ni^2+, mentre il numero di cationi Cu^2+ rimane costante. Con il procedere della dissoluzione del rame grezzo, le impurezze più nobili precipitano sul fondo della cella come metalli. Il rame ottenuto con questa tecnica viene denominato “rame elettrolitico”.

In sintesi, l’elettrolisi industriale è un processo cruciale per la produzione e la raffinazione di metalli, consentendo la produzione di materiali ad alta purezza per varie applicazioni industriali.

Esercizi svolti sul pH di livello semplice

Fabrice Deseaux
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Esercizi svolti sul pH di livello semplice

per il calcolo del

Il pH di una soluzione è un parametro importante nella chimica, in quanto determina il livello di acidità o alcalinità di una sostanza. Qui di seguito sono presentati esercizi svolti relativi al calcolo del pH in diversi casi semplici.

Calcolo del pH di una soluzione di Ba(OH)2

Nel primo esercizio, il pH di una soluzione di Ba(OH)2 avente concentrazione .00 ∙ 10-2 M viene calcolato considerando la dissociazione del 100% di Ba(OH)2. Il pOH è calcolato utilizzando la concentrazione dell’ione idrossido, e successivamente il pH è determinato attraverso la relazione pH + pOH = 14.

Calcolo del pH di una soluzione ottenuta mescolando due soluzioni di Ba(OH)2

Nel secondo esercizio, il pH di una soluzione ottenuta mescolando due soluzioni di Ba(OH)2 di diverse concentrazioni viene calcolato considerando il totale delle moli di ione idrossido presenti e il volume totale della soluzione.

Determinazione del volume di una soluzione a concentrazione nota necessario per ottenere un dato pH

Il terzo esercizio riguarda il calcolo del volume di una soluzione necessario per ottenere un pH specifico, utilizzando la formula M1V1 = M2V2.

Calcolo di massa e pH di varie soluzioni

Gli esercizi successivi riguardano il calcolo della massa di diverse sostanze presenti in una soluzione e il relativo pH, tenendo conto della composizione delle soluzioni e delle costanti di dissociazione.

Calcolo del pH e del di una soluzione di acido acetico

Un altro esercizio riguarda il calcolo del pH e del grado di dissociazione di una soluzione di acido acetico, considerando la costante di dissociazione dell’acido.

Calcolo della concentrazione molare di una soluzione di ammoniaca

Infine, viene calcolata la concentrazione molare necessaria per ottenere un determinato pH in una soluzione di ammoniaca, utilizzando la costante di dissociazione della base debole.

Questi esercizi offrono un’opportunità pratica per comprendere e applicare i concetti fondamentali legati al calcolo del pH delle soluzioni chimiche in diversi contesti.

Soda caustica: preparazione industriale

Fabrice Deseaux
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Soda caustica: preparazione industriale

Preparazione industriale della : Metodi e Processi

La soda caustica, un composto chimico versatile, è ottenuta attraverso processi industriali che si basano su tre metodi principali: il processo della cella a diaframma, il processo della soda al mercurio e il metodo della cella a membrana.

Il metodo della cella a diaframma comporta l’ di una soluzione acquosa concentrata di NaCl al 28%. Durante l’elettrolisi, una serie di reazioni avviene sulla superficie del catodo di ferro e dell’anodo di grafite, portando alla formazione di idrogeno e cloro gassosi. Questo metodo si avvale di un diaframma permeabile agli ioni ma non alle molecole gassose di Cl2, che separa la zona anodica da quella catodica.

Con il metodo della soda al mercurio, la soluzione concentrata di cloruro di sodio viene elettrolizzata in una cella di ferro con uno strato di mercurio nel fondo, collegato a un generatore di corrente continua. Questo processo si differenzia dalla cella a diaframma per la riduzione catodica degli ioni Na+ anziché quella dei cationi H+.

Metodo della cella a membrana

Nel metodo della cella a membrana, la soluzione di cloruro di sodio è elettrolizzata in una cella a membrana, divisa in due camere separate da una membrana semipermeabile. La membrana permette solo agli ioni di sodio di raggiungere il comparto anodico e reagire con gli ossidrili prodotti dalla riduzione, formando idrossido di sodio, mentre gli ioni cloruro sono ostacolati nel dare reazione con la soda.

Questi metodi industriali hanno lo scopo di produrre soda caustica con vari livelli di concentrazione e di purezza, ottimizzando l’economia e l’efficienza del processo.

Il processo di preparazione industriale della soda caustica riveste un’importanza fondamentale in vari settori industriali, tra cui la produzione di detergenti, la di materiali chimici e nella lavorazione dei metalli. La scelta del metodo più adatto dipende dalle esigenze specifiche dell’applicazione e dagli standard di qualità richiesti per il prodotto finale.

Cinetica chimica: esercizi svolti

Fabrice Deseaux
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Cinetica chimica: esercizi svolti

di cinetica chimica

La cinetica chimica è la branca della chimica che studia la velocità di una reazione in base alle concentrazioni delle specie presenti. Le reazioni possono essere classificate in base all’ordine di reazione, che dipende dal meccanismo con cui avvengono.

1) Cinetica del primo ordine

La SO2Cl2 ⇌ SO2 + Cl2 segue una cinetica del primo ordine con k = 2.2 ∙ 10-5 s-1 a 600 K. Calcoliamo il tempo necessario affinché il 99% di SO2Cl2 si sia decomposto.

Applicando la formula per le , otteniamo che il tempo richiesto è di 58 ore, 8 minuti e 20 secondi.

2) Concentrazione dopo un’ora

Se la concentrazione di N2O5 in benzene è 0.0500 M, calcoliamo la sua concentrazione dopo 1.00 ora, sapendo che k è 6.2 ∙ 10-4 s-1. La concentrazione dopo un’ora sarà di 0.00537 M.

3)

L’idrolisi del saccarosio procede secondo una cinetica del primo ordine. Calcoliamo il tempo di dimezzamento e k sapendo che la concentrazione iniziale è 0.100 M e quella dopo 1.00 ora è 0.00400 M. Il tempo di dimezzamento è di 12 minuti e 55 secondi.

4) Tempo per la decomposizione del 90% del saccarosio

Dai valori noti, calcoliamo che sono necessari 42 minuti e 56 secondi affinché il 90% del saccarosio si sia decomposto.

5) Cinetica del secondo ordine

Nella reazione HI ⇌ ½ H2 + ½ I2 con cinetica del secondo ordine, calcoliamo k e t½. La costante k è 0.00524 Lmol-1 sec-1 e t½ è di 6 minuti e 22 secondi.

6) Decomposizione del CS2

Calcoliamo il periodo di dimezzamento alla stessa per la decomposizione del CS2, i giorni per la decomposizione di 2.00 g di campione e i grammi che rimangono dopo 45.0 giorni.

7) Ristrutturazione del ciclopropano

Il ciclopropano si ristruttura per formare il propene in una reazione del primo ordine con k = 2.74 ∙ 10-3 s-1. Calcoliamo il tempo necessario affinché il 99.0% del ciclopropano scompaia, secondo la reazione.

Il tempo necessario è di 28 minuti.

8) Reazione di decomposizione di A

Calcoliamo la costante di velocità per la reazione di decomposizione del composto A da 0.75 M a 0.20 M in 54 minuti, sapendo che la reazione segue una cinetica del primo ordine. La costante di velocità è 0.024 min-1.

Questi esercizi forniscono un esempio pratico per comprendere e applicare i concetti fondamentali della cinetica chimica.

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