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Indicatori di pH. Esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

Indicatori di pH: esercizi risolti

Gli indicatori sono composti che subiscono facilmente variazioni osservabili, come il colore, in base all’ambiente chimico in cui si trovano.

Per l’acidimetria e l’alcalimetria vengono usati acidi organici deboli o basi organiche deboli, la cui forma acida possiede un colore diverso dalla forma basica coniugata.

Considerando il generico indicatore acido HIn che, a contatto con l’acqua, dà un equilibrio secondo la teoria di Bronsted e Lowry:

“`
HIn (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + In- (aq)
“`

In questa reazione, la forma acida HIn ha un colore diverso rispetto a quella della base coniugata In-. La costante di dissociazione del generico indicatore HIn è rappresentata da Kin, che segue l’equazione:

“`
Kin = [H3O+][In-] / [HIn]
“`

La variazione di colore della soluzione in base al pH è dovuta al principio di Le Chatelier. L’aggiunta di ioni H3O+ fa retrocedere l’equilibrio e la concentrazione della forma indissociata HIn diventa predominante, dando alla soluzione il colore della forma acida dell’indicatore. Viceversa, l’aggiunta di una base determina uno spostamento dell’equilibrio verso destra, con aumento della concentrazione della forma dissociata In- e la colorazione che la soluzione assume corrisponde a quella caratteristica dello ione In-.

pH di viraggio

Il pH di viraggio degli indicatori è il pH in cui la concentrazione della forma protonata è uguale a quella della forma deprotonata, quindi [HIn] = [In-]. Affinché l’occhio umano possa distinguere la transizione da una colorazione all’altra degli indicatori, è necessario che nella soluzione sia presente un eccesso di una delle due forme rispetto all’altra di almeno 10 volte.

Esercizi svolti

1. Ad una soluzione 0.00200 M di HCl viene aggiunta una goccia di blu di bromo timolo (Kin = 2.2 ∙ 10^-2). Calcolare a) il valore del rapporto [In-]/[HIn] b) la colorazione della soluzione sapendo che la forma acida è di colore rosso mentre quella basica è di colore giallo.

Essendo l’acido cloridrico un acido forte con dissociazione del 100%, [H3O+] = 0.00200 M. Sostituendo questo valore in Kin = [H3O+][In-]/[HIn], si ottiene:

“`
2.2 ∙ 10^-2 = 0.00200 [In-]/ [HIn]
“`
Risolvendo si ottiene [In-]/[HIn] = 11, quindi la colorazione della soluzione è giallo, corrispondente alla forma basica.

2. Ad una soluzione 0.300 M di acido acetico (Ka = 1.76 ∙ 10^-5) è aggiunta una goccia di blu di bromo fenolo (Kin = 7.9 ∙ 10^-5). Calcolare a) il valore del rapporto [In-]/[HIn] b) la colorazione della soluzione sapendo che la forma acida è di colore giallo mentre quella basica è di colore blu.

L’acido acetico è un acido debole che si dissocia secondo l’equilibrio:
“`
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
“`

Utilizzando il concetto di costante di equilibrio e l’I.C.E. chart, si calcola [H3O+] = 0.00230 M. Sostituendo questo valore in Kin = 7.9 ∙ 10^-5 = 0.00230 [In-]/ [HIn], si ottiene la colorazione della soluzione, che risulta essere blu, corrispondente alla forma basica.Calcolo del rapporto tra la forma ionizzata e non ionizzata di una sostanza e determinazione del colore della soluzione

Nel processo di calcolo del rapporto [HIn]/ [In-] di una soluzione e nella determinazione del colore della soluzione, è stato effettuato un calcolo dettagliato dei valori per la soluzione 0.0300 M di etilammina.

L’etilammina, una base debole, si dissocia secondo l’equilibrio CH3CH2NH2 + H2O ⇌ CH3CH2NH3+ + OH-, per calcolare la concentrazione di OH- all’equilibrio si è utilizzata una ICE chart.

La costante di equilibrio K_b ha permesso di calcolare [OH-] e [H3O+] e successivamente la costante di equilibrio K_in ha permesso di determinare il rapporto [HIn]/ [In-] e il colore della soluzione.

Il valore del rapporto [HIn]/ [In-] è risultato di 323, indicando che la forma basica è predominante e di conseguenza il colore della soluzione è risultato essere rosso.

Determinazione degli amminoacidi in una proteina

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Determinazione degli amminoacidi in una proteina

Come determinare gli amminoacidi in una proteina

Per identificare la sequenza degli amminoacidi in una proteina, è necessario condurre un’analisi qualitativa e quantitativa degli amminoacidi presenti. Questo processo avviene in due fasi:

1) Idrolisi di una quantità nota di proteina

2) Separazione degli amminoacidi

Idrolisi

L’idrolisi avviene mediante il riscaldamento della proteina a 100-100 gradi centigradi in HCl 6 N per circa 24 ore. Le proteine con molti gruppi idrofobi ingombranti possono richiedere un tempo maggiore. È importante considerare che il triptofano è sensibile agli acidi e può essere parzialmente distrutto durante l’idrolisi. Inoltre, se vi sono glutammina e asparagina, si ottengono ammoniaca, acido glutammico e acido aspartico come prodotti.

Separazione

La miscela di amminoacidi ottenuta dall’idrolisi può essere separata e analizzata utilizzando tecniche cromatografiche. Le colonne separate costituite da resine a scambio ionico vengono utilizzate per separare gli amminoacidi a pH specifici. La ninidrina, un reagente altamente specifico, viene utilizzata per rilevare la presenza degli amminoacidi.

Analisi spettrofotometrica

Un’apparecchiatura spettrofotometrica viene impiegata per misurare l’assorbimento ottico dei prodotti di reazione con la ninidrina, mentre un registratore riporta i millilitri di eluato contro l’intensità del colore della ninidrina. La posizione del picco di assorbimento, che dipende dal volume di soluzione tampone necessario per eluire un determinato amminoacido, è caratteristica per ciascun amminoacido, consentendo quindi un’analisi qualitativa. Inoltre, la concentrazione di ciascun amminoacido è proporzionale all’assorbanza della soluzione e le rispettive quantità possono essere calcolate misurando l’area sottostante il picco, permettendo un’analisi quantitativa.

In conclusione, la determinazione dei singoli amminoacidi in una proteina richiede una serie di passaggi accurati e sofisticati, che consentono di identificarli e analizzarli in modo qualitativo e quantitativo.

Reazione di disproporzione: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Reazione di disproporzione: esercizi svolti

Reazione di disproporzione: esercizi risolti

Nel contesto della chimica, una reazione di disproporzione si verifica quando una singola specie chimica si ossida e si riduce, portando alla formazione di due diverse specie chimiche che contengono lo stesso elemento, ma con numeri di ossidazione diversi. Il bilanciamento di una reazione di disproporzione può essere eseguito utilizzando sia il metodo della variazione del numero di ossidazione che il metodo delle semireazioni. Quest’ultimo risulta essere il metodo più semplice.

Esistono due possibili casi da considerare quando ci si trova di fronte a una reazione di disproporzione:

1) Le specie chimiche sono già scritte in forma ionica.

2) Le specie chimiche sono scritte in forma molecolare.

In relazione al secondo caso, la reazione deve essere trasformata in forma ionica, seguendo le seguenti regole:

Regole per trasformare le reazioni redox in forma ionica:
1) Applicare i numeri di ossidazione agli elementi presenti nei reagenti e nei prodotti.
2) Prendere nota delle molecole in cui avviene il cambio dei numeri di ossidazione.
3) Dissociare in ioni solo le molecole in questione.
4) Verificare se la reazione avviene in un ambiente acido (H+), basico (OH-) o neutro.
5) Scrivere la reazione in forma ionica netta, tenendo conto di specifici elementi come gli ioni o le molecole indissociate, H+, OH- e H2O.

Una volta ottenuta la reazione in forma ionica, il bilanciamento avviene seguendo alcuni passaggi fondamentali:

1) Separazione della reazione in due semireazioni.
2) Bilanciamento della massa.
3) Aggiunta di ossigeno, sotto forma di acqua, dove è necessario.
4) Aggiunta di idrogeno, sotto forma di H+, dove è necessario.
5) Conteggio e aggiunta degli elettroni sul lato dove mancano.
6) Aggiunta degli OH- in ambiente basico e semplificazione della reazione.

Per bilanciare efficacemente queste reazioni, è necessario eseguire tutte le operazioni elencate in modo accurato e sequenziale.

Una volta ottenute entrambe le semireazioni bilanciate, è necessario moltiplicare ciascuna di esse per un opportuno coefficiente in modo che, sommandole, gli elettroni si semplifichino. Successivamente, sommare membro a membro le due semireazioni.

Esercizio svolti:

1) Bilanciare la seguente reazione di disproporzione:
NaOH + S → Na2S2O3 + Na2S + H2O
La reazione di dismutazione di zolfo avviene in ambiente basico a causa della presenza di NaOH.

La reazione in forma ionica netta è:
OH- + S → S2O32- + S2- + H2O

Le semireazioni ottenute sono:
S → S2O32-
S → S2-

Procedendo con il bilanciamento delle due semireazioni, si ottiene:
2 S → S2O32-
S → S2-

Si aggiungono tre molecole di acqua a sinistra per ottenere:
3 H2O + 2 S → S2O32-
S → S2-

Si aggiungono sei ioni H+ a destra per bilanciare il numero di atomi di idrogeno:
3 H2O + 2 S → S2O32- + 6 H+

Si aggiungono 4 elettroni a destra nella prima semireazione e 2 elettroni a sinistra nella seconda.
Si procede moltiplicando la seconda semireazione per due:
3 H2O + 2 S → S2O32- + 6 H+ + 4 e-
4 e- + 2 S → 2 S2-

Si sommano le due semireazioni:
3 H2O + 4 S → S2O32- + 6 H+ + 2 S2-

Poiché la reazione avviene in ambiente basico, si aggiungono 6 OH- a sinistra e 6 OH- a destra per eliminare gli ioni H+ e semplificare la reazione:
3 H2O + 4 S + 6 OH- → S2O32- + 6 H2O + 2 S2-
Semplificando le molecole d’acqua:
4 S + 6 OH- → S2O32- + 3 H2O + 2 S2-

La reazione bilanciata è:
4 S + 6 NaOH → Na2S2O3 + 3 H2O + 2 Na2S

2) Bilanciare la seguente reazione di disproporzione:Come bilanciare le equazioni chimiche a destra e a sinistra

Le equazioni chimiche sono fondamentali nella chimica e il loro bilanciamento è necessario per garantire che la conservazione della massa e della carica sia rispettata. Il processo di bilanciamento richiede di assicurarsi che il numero di atomi di ciascun elemento sia lo stesso sia a destra che a sinistra dell’equazione.

Bilanciamento dell’equazione chimica per l’acido fosforoso

L’equazione chimica dell’acido fosforoso mostra la trasformazione in acido fosforico e fosfina. Per bilanciare questa equazione, seguendo le semireazioni, è necessario verificare il numero di atomi di ogni elemento a sinistra e a destra dell’equazione e apportare le opportune modifiche per garantire che siano uguali in entrambi i lati.

1. Semireazione 1: H₃PO₃ → H₃PO₄
È necessario aggiungere una molecola di acqua a sinistra per bilanciare i 3 atomi di ossigeno a sinistra e i 4 a destra.

2. Semireazione 2: H₃PO₃ → PH₃
Tre molecole di acqua vanno aggiunte a destra per bilanciare gli atomi di ossigeno.

3. Aggiungere 2 ioni H⁺ a destra per equilibrare i 5 atomi di idrogeno a sinistra e 7 a destra.

Il risultato finale dell’equazione bilanciata dell’acido fosforoso sarà:
H₂O + H₃PO₃ → H₃PO₄ + 2 H⁺
6 H⁺ + H₃PO₃ → PH₃ + 3 H₂O

Bilanciamento dell’equazione chimica per il cloro e l’idrossido di sodio

Per bilanciare la reazione del cloro e dell’idrossido di sodio, deve essere trasformata in forma ionica e poi suddivisa in due semireazioni:

1. Semireazione 1: Cl₂ → 2 Cl^–
È necessario aggiungere 2 molecole di acqua a sinistra per bilanciare gli atomi di ossigeno a destra.

2. Semireazione 2: Cl₂ → 2 ClO^–
Quattro ioni H⁺ vanno aggiunti a destra per bilanciare gli atomi di idrogeno.

È fondamentale aggiungere 2 e^– a sinistra nella prima semireazione e 2 e^– a destra nella seconda per equilibrare la carica.

La reazione bilanciata del cloro e dell’idrossido di sodio sarà:
Cl₂ + 2 OH^– → ClO^– + Cl^– + H₂O

Questi sono gli approcci per bilanciare le equazioni chimiche, garantendo che la conservazione della massa e della carica sia rispettata durante le reazioni chimiche.

Bilanciamento delle redox in forma ionica

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Bilanciamento delle redox in forma ionica

Bilanciamento delle reazioni redox in forma ionica

Il bilanciamento delle reazioni redox consente di trovare i coefficienti stechiometrici necessari per preservare la massa e la carica di una reazione. Questo si traduce nell’uguaglianza tra il numero di elettroni acquistati dalla sostanza che si riduce e quelli ceduti dalla sostanza che si ossida. Generalmente, una reazione redox è rappresentata come “Ossidante + Riducente → ossidante ridotto + riducente ossidato”.

Una delle metodologie per bilanciare le reazioni di ossido-riduzione si basa sulla variazione del numero di ossidazione. Queste reazioni possono essere presentate in forma molecolare o in forma ionica.

# Bilanciamento delle reazioni in forma ionica

Spesso le reazioni redox sono già date in forma ionica, ma in alcuni casi può essere vantaggioso trasformarle in tale forma, soprattutto quando le sostanze reagenti sono disperse in soluzione acquosa e si dissociando in ioni. Le regole da seguire includono l’applicazione dei numeri di ossidazione agli elementi reagenti e la loro trasformazione in forma ionica.

# Esempio:

Di seguito viene fornito un esempio di trasformazione di una reazione redox dalla forma molecolare a quella ionica.

Reazione iniziale: KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + MnSO₄ + I₂ + H₂O

Trasformata in forma ionica:
– KMnO₄ → K⁺ + MnO₄^–
– KI → K⁺ + I^–
– MnSO₄→ Mn²⁺ + SO₄^2-

La presenza di H₂SO₄ tra i reagenti indica l’ambiente acido, pertanto la reazione in forma ionica netta diviene:

MnO₄^– + I^– + H⁺ → Mn²⁺ + I₂

# Bilanciamento di una reazione redox ionica

Per bilanciare una reazione redox ionica si seguono i seguenti passaggi:

1. Si determinano i numeri di ossidazione degli atomi coinvolti nella variazione.
2. Si osserva il numero di elettroni ceduti dal riducente e quelli acquisiti dall’ossidante.
3. Si calcolano i coefficienti necessari per bilanciare gli elettroni scambiati, si scrivono nella reazione ionica e si bilanciano le cariche positive e negative degli ioni reagenti e prodotti.

# Esercizi svolti

1.

Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione:

KMnO₄ + SnCl₂ + HCl → KCl + MnCl₂ + SnCl₄ + H₂O

Innanzi tutto la reazione va trasformata in forma ionica:

MnO₄^– + Sn²⁺ + 16 H⁺ → Mn²⁺ + Sn⁴⁺ + 8 H₂O

2.

Bilanciare la seguente reazione di ossidoriduzione:

Cl₂ + KI + KOH → KCl + KIO₃ + H₂O

Innanzi tutto la reazione va trasformata in forma ionica:

3 Cl₂ + I^– + 6 OH^– → 6 Cl^– + IO₃^– + 3 H₂O

Questi esempi offrono una panoramica sul bilanciamento delle reazioni redox ioniche e sulle fasi coinvolte nel processo.

Esercizi svolti sui gas

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Esercizi svolti sui gas: leggi e equazioni

Gli esercizi svolti sui gas presentano differenti gradi di complessità in cui vengono applicate le leggi dei gas. Prima di procedere con gli esercizi, è utile riepilogare le leggi utilizzate. I problemi proposti sono di livello medio.

Fattori di conversione

Il volume è comunemente espresso in litri (1 L = 1 dm^3), mentre la pressione può essere espressa in atmosfere o in unità alternative come millimetri di mercurio, torr o Pascal. Le relazioni di conversione tra queste unità sono: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101325 Pa.

La temperatura deve essere espressa in gradi Kelvin. Le relazioni di conversione tra gradi centigradi e gradi Kelvin sono: K = °C + 273.15 e °C = K – 273.15.

Leggi dei gas

–

Legge di Boyle

: valida in condizioni isoterme, a temperatura costante. pV = costante.
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Prima legge di Gay Lussac

: valida in condizioni isobare, a pressione costante. V/T = costante.
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Seconda legge di Gay Lussac

: valida in condizioni isocore, a volume costante. p/T = costante.
–

Equazione di stato dei gas

: mette in relazione pressione, volume, temperatura e numero di moli, espresso da pV = nRT.
–

Equazione combinata dei gas

: se un gas passa da determinate condizioni a altre senza variazione di moli, sussiste la relazione p₁V₁/T₁= p₂V₂/T₂.
–

Densità dei gas

: può essere espressa da d = PM ∙ p / RT, considerando PM il peso molecolare del gas.
–

Legge di Dalton

: descrive la pressione parziale all’interno di una miscela di gas che non reagiscono tra loro.

Esercizi svolti

Esercizi svolti sulle leggi di Gay Lussac

1) Una massa di gas, che a 0°C occupa un volume di 10 L e ha una pressione di 5 atm, viene 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.
– Applichiamo la prima legge di Gay Lussac: V₁/T₁= V₂/T₂ dopo aver operato le opportune conversioni della temperatura; quindi risolviamo per a) e b).

2) 10 L di ossigeno, contenuti in un recipiente a tenuta stagna, hanno, a 0°C, una pressione di 8 atm. Calcolare la pressione che eserciterà il gas se la temperatura viene portata a – 30°C.

3) Una massa di gas occupa a 20 °C il volume di 0.05 m^3. Calcolare a quale temperatura, espressa in gradi Kelvin, occorre portare il gas affinché il volume diventi 100 L a pressione costante.

Esercizi svolti sull’equazione di stato dei gas

1) Una bombola di 10 L contiene 0.32 kg di ossigeno (peso molecolare = 32 u). Calcolare la pressione del gas alla temperatura di 25 °C.

2) Una bombola da 20 L contiene azoto (peso molecolare = 28.016 u) alla pressione di 100 atm e alla temperatura di 10 °C. Calcolare la pressione esercitata dal gas che resta nella bombola.

Questi esercizi offrono un’ottima opportunità per applicare le leggi e le equazioni dei gas, fornendo esempi pratici per comprendere meglio i concetti teorici.Calcolo della quantità di gas residua in una bombola

Il problema di determinare la quantità di gas residua in una bombola dopo aver erogato una certa quantità di azoto può essere risolto calcolando la pressione finale. Per prima cosa, è necessario determinare il numero di moli iniziali utilizzando la formula n = pV/RT, convertendo successivamente la temperatura in gradi Kelvin. Una volta calcolate le moli di azoto erogate e le moli residue nella bombola, è possibile procedere al calcolo della nuova pressione tramite la formula p = nRT/V, ottenendo così il risultato finale.

Determinare la massa residua di gas in una bombola dopo aver dimezzato la pressione

Per calcolare la massa residua di gas in una bombola dopo aver dimezzato la pressione di ossigeno, è necessario calcolare inizialmente il numero di moli di ossigeno presente nella bombola alla pressione e temperatura iniziali. Una volta calcolata la massa di ossigeno inizialmente presente, è possibile determinare la quantità di gas residua dopo aver dimezzato la pressione, ottenendo infine il risultato desiderato.

Esercizi svolti sulla densità dei gas

Per calcolare la densità di un gas, è fondamentale utilizzare la formula d = PM * p / RT, effettuando le conversioni necessarie per ottenere i valori corretti di pressione e temperatura. In un altro esercizio, è possibile calcolare la temperatura alla quale un gas assume una determinata densità, utilizzando la formula della densità dei gas e sostituendo i valori noti per ottenere il risultato desiderato.

Esercizi svolti sulla legge combinata dei gas

Nell’esercizio relativo alla legge combinata dei gas, è necessario applicare la formula p1V1/T1 = p2V2/T2 per calcolare il volume occupato da gas a una diversa pressione e temperatura. Applicando correttamente la legge dei gas, è possibile giungere alla soluzione del problema.

Esercizi svolti sulla legge di Boyle

Per calcolare il volume occupato da un gas a una diversa pressione, applicando la legge di Boyle è necessario utilizzare la formula p1V1 = p2V2, tenendo conto della costanza della temperatura durante la trasformazione. Eseguendo i calcoli appropriati, è possibile ottenere il volume desiderato a una diversa pressione.

Rivisitazione di esercizi di chimica

In quest’ottica, i problemi di chimica appena discussi sono stati risolti applicando diverse formule e leggi relative ai gas, consentendo di affrontare e risolvere una serie di situazioni pratiche in modo completo e dettagliato.

Bilanciamento delle redox in forma molecolare

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Bilanciamento delle redox in forma molecolare

Il bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare è un passaggio fondamentale per determinare i coefficienti stechiometrici delle sostanze coinvolte. In una reazione redox, è importante notare che il numero di elettroni ceduti dalla sostanza che si ossida deve essere equivalente al numero di elettroni acquisiti dalla sostanza che si riduce.

Quando si affronta il bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare, è essenziale iniziare calcolando i numeri di ossidazione degli elementi coinvolti. In seguito, è necessario individuare i composti in cui varianno i numeri di ossidazione, isolando così quelli coinvolti nella reazione redox. Si procederà quindi alla scrittura delle semireazioni di ossidazione e riduzione per poi bilanciare la massa, se necessario.

È altresì possibile presentare le reazioni sia in forma molecolare che in forma ionica, offrendo una comprensione completa di come avviene il processo di bilanciamento delle redox. Inoltre, esercizi risolti possono ulteriormente contribuire alla comprensione pratica del bilanciamento di reazioni di ossidoriduzione.

Ad esempio, consideriamo la seguente reazione di ossidoriduzione: KMnO4 + H2S + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + S + H2O.

In questo caso, l’ossidante KMnO4 e il riducente H2S reagiscono per produrre K2SO4, MnSO4, S, e H2O. Dopo aver calcolato i numeri di ossidazione e scritto le semireazioni di ossidazione e riduzione, si bilanciano i coefficienti stechiometrici affinché il numero di elettroni scambiati sia uguale.

Un altro esercizio prevede il bilanciamento della reazione di ossidoriduzione: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O. In questo caso, il rame si ossida passando da numero di ossidazione zero a +2, mentre l’azoto si riduce da +5 a +2. Dopo aver scritto le semireazioni, si procede al bilanciamento dei coefficienti e alla conferma del corretto bilanciamento mediante il controllo del numero di atomi dei diversi elementi in reagenti e prodotti.

Questi esempi illustrano come il bilanciamento delle reazioni redox in forma molecolare richieda una comprensione dettagliata dei numeri di ossidazione degli elementi coinvolti e la capacità di bilanciare le semireazioni e le masse complessive. Comprendere questo processo è cruciale per gli studi di chimica e per l’applicazione pratica dei concetti di ossidoriduzione.

Numero di ossidazione: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Come assegnare il numero di ossidazione agli elementi: guida e esempi risolti

Il numero di ossidazione di un elemento chimico è fondamentale per comprendere le proprietà dei legami chimici. Esistono precise regole per assegnare il numero di ossidazione a un elemento in uno specifico composto.

Un metodo utile è assegnare i numeri di ossidazione direttamente nella formula chimica di un composto, applicando le regole. Ad esempio, nel composto HClO l’idrogeno ha numero di ossidazione +1, mentre l’ossigeno ha numero di ossidazione -2. Applicando la regola che la somma algebrica dei numeri di ossidazione in un composto è pari a zero, è possibile calcolare il numero di ossidazione del cloro, che risulta essere +1.

Un altro esempio è rappresentato dal composto BaSO₄, in questo caso il bario ha numero di ossidazione +2 e l’ossigeno -2, dal quale si può calcolare il numero di ossidazione dello zolfo, che risulta essere +6.

Un caso particolare è rappresentato dal tetrationato S₄O₆^2-, in questo caso applicando le regole si calcola il numero di ossidazione dello zolfo che risulta essere 2.5. In generale, i numeri di ossidazione degli elementi sono numeri interi ma in alcuni casi particolari, come nel tetrationato, si possono ottenere numeri decimali.

Assegnare il numero di ossidazione agli elementi in un composto chimico attraverso le regole specifiche è essenziale per comprendere meglio la natura dei legami chimici. Attraverso gli esempi sopra, è possibile avere un’idea più chiara di come applicare queste regole nei casi pratici.

Prodotto di solubilità: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Il concetto di prodotto di solubilità in chimica è un argomento di grande rilevanza nell’ambito degli equilibri eterogenei che coinvolgono sali poco solubili. Infatti, l’equilibrio di dissoluzione di elettroliti solidi poco solubili in acqua può essere esemplificato attraverso il seguente processo: AX_(s) ⇌ A⁺_(aq) + X^–_(aq). La costante di equilibrio che regola questa tipologia di equilibrio eterogeneo, conosciuta come costante di solubilità o prodotto di solubilità (K_ps), è espressa come K_ps = [A⁺][X^–].

Quando si tratta di un elettrolita come il solfato di bario, il prodotto di solubilità è pensato per esprimersi come K_ps = [Ba²⁺][SO₄^2-].

Gli esercizi di chimica che coinvolgono il concetto di prodotto di solubilità possono riguardare varie tipologie, tra cui il calcolo del K_ps da dati di solubilità, il calcolo della solubilità di un elettrolita poco solubile dal suo K_ps, la previsione della formazione di un eventuale precipitato quando vengono mescolate due soluzioni e altre ancora.

Per esemplificare l’applicazione pratica del concetto di prodotto di solubilità, possiamo prendere in considerazione alcuni esercizi già svolti.

1) Calcolo del prodotto di solubilità del cloruro di piombo (II) PbCl₂ se 50.0 mL di una soluzione satura di cloruro di piombo (II) contiene 0.2207 g di elettrolita disciolto. Calcolando le moli di PbCl₂ disciolte e ottenendo le concentrazioni di ioni Pb²⁺ e Cl^–, è possibile calcolare il valore di K_ps attraverso la formula K_ps = [Pb²⁺][Cl^–]².

2) Calcolo della solubilità di Ag₂CrO₄ in acqua con K_ps noto.
Utilizzando l’equilibrio di dissociazione del cromato di argento, è possibile calcolare la solubilità dell’Ag₂CrO₄ in acqua con il K_ps noto.

3) Calcolo della solubilità molare del solfato di bario in una soluzione 0.020 M di solfato di sodio conoscendo il prodotto di solubilità del solfato di bario. In tal caso, si considera l’equilibrio di dissociazione del solfato di bario e, tenendo conto della concentrazione dello ione solfato derivante dalla dissociazione del solfato di sodio, si può procedere al calcolo della solubilità richiesta.

4) Previsione della formazione di precipitato in seguito al mescolamento di due soluzioni, come nel caso di 25.0 mL di una soluzione 0.0020 M di cromato di potassio mescolati a 75.0 mL di una soluzione di nitrato di piombo (II) 0.000125 M, con il K_ps del cromato di piombo (II) noto.

In generale, gli esercizi che coinvolgono il prodotto di solubilità forniscono una solida comprensione delle leggi e dei principi che regolano il comportamento dei sali poco solubili in soluzione, consentendo di applicare tali conoscenze nella pratica chimica.

Esercizi sul calore specifico

Fabrice Deseaux

-

20 Novembre 2023

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Esercizi sul calore specifico

Nelle operazioni che coinvolgono il calore specifico, è necessario calcolare diverse quantità coinvolte nella relazione tra calore e variazione di temperatura. L’equazione che descrive questa relazione è:

Q = m ∙ c ∙ ΔT

Dove

Q

rappresenta la quantità di calore,

m

è la massa della sostanza,

c

indica il calore specifico e

ΔT

rappresenta la variazione di temperatura tra lo stato finale e iniziale, espressa come: ΔT = Tf – Ti.

Il calore specifico rappresenta la quantità di calore necessaria per innalzare la temperatura di una sostanza di una certa massa di un grado Celsius. È quindi una grandezza intensiva.

Un altro concetto importante da considerare nei problemi relativi all’energia e al calore è la legge di conservazione dell’energia: durante le interazioni di un sistema con l’ambiente circostante, l’energia totale rimane costante, il che implica che il calore ceduto deve essere uguale al calore acquisito.

Nei seguenti esercizi, verrà illustrato come calcolare il calore specifico di diversi materiali e altre quantità relative al calore specifico.

Calcolare il calore specifico del piombo

Si consideri un campione di 150.0 g di piombo alla temperatura di 100.0 °C immerso in 50.0 grammi di acqua a 22.0 °C, con una temperatura finale del sistema piombo-acqua di 28.8 °C.

Dalla legge di conservazione dell’energia, si ha che

q_piombo = – q_acqua

. Il calore specifico dell’acqua è noto e vale 4.18 J/g°C. Si calcola quindi

q_acqua

come 50.0 g ∙ 4.18 J/g°C ∙ (28.8 – 22.0) = 1.42 ∙ 10^3 J. Utilizzando l’equazione della conservazione dell’energia si ottiene il calore specifico del piombo: 0.133 J/g°C.

Calcolare la temperatura iniziale del ferro

Si consideri un pezzo di ferro del peso di 625 g estratto da un forno e immerso in 525 g di acqua in un contenitore isolato, con una temperatura dell’acqua che aumenta da 24.0 a 92.0 °C. Sapendo che il calore specifico del ferro è pari a 0.45 J/g°C, si calcola la temperatura iniziale del ferro, ottenendo 626 °C come risultato.

Calcolare la massa dell’acciaio

Considerando un pezzo di acciaio alla temperatura di 152 °C immerso in 125 mL di acqua a 24.8 °C, con una temperatura finale del sistema acciaio-acqua pari a 40.3 °C, si calcola la massa dell’acciaio ottenendo 150 g come risultato.

Calcolare il volume di acqua da aggiungere al ferro

Si calcola il volume di acqua a 15.5 °C che deve essere aggiunto a un pezzo di ferro del peso di 1.05 Kg e alla temperatura di 60.5 °C, affinché la temperatura del sistema acqua-ferro sia pari a 25.6 °C utilizzando il calore specifico del ferro. Si ottiene un volume necessario di 392 mL.

Calcolare la temperatura finale del sistema acqua-bronzo

Infine, si calcola la temperatura finale del sistema acqua-bronzo, considerando un pezzo di bronzo con volume di 14.5 cm^3 e temperatura iniziale di 152 °C immerso in 138 g di acqua a 23.7 °C. Si ottiene una temperatura finale di 33.4 °C.

Questi esercizi sono utili per comprendere l’applicazione pratica del concetto di calore specifico e della legge di conservazione dell’energia in diversi contesti.

pH di acidi e basi forti: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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pH di acidi e basi forti: esercizi svolti

pH di acidi e basi forti: calcolo e esercizi svolti

Il calcolo del pH di acidi e basi forti costituisce uno degli esercizi più semplici relativi al pH. Si tratta di una pratica estremamente utile nel campo della chimica e della chimica analitica. Acido o base forte sono definiti come acidi e basi che si dissociano completamente al 100%.

Per esempio, un acido forte HA, disciolto in acqua, si scrive come:
HA → H⁺ + A^–
La freccia unica indica la totale dissociazione dell’acido, quindi la concentrazione dell’ione H⁺ è uguale alla concentrazione dell’acido forte. Il pH può essere facilmente calcolato utilizzando l’equazione pH = – log [H⁺].

Analogamente, per una base forte MOH, disciolta in acqua, la reazione è:
MOH → M⁺ + OH^–
La concentrazione dell’ione OH^– è quindi uguale alla concentrazione iniziale della base, e il pOH può essere calcolato utilizzando l’equazione pOH = – log [OH^–].

Per determinare il pH di una soluzione di una base forte, dopo aver calcolato il pOH, si può utilizzare l’espressione pH + pOH = 14 (derivante dalla dissociazione dell’acqua), da cui si ricava pH = 14 – pOH.

Esercizi svolti:

1) _Calcolo del pH di una soluzione di HNO₃_
Si consideri una soluzione ottenuta mescolando 6.30 g di HNO₃ in acqua con un volume di 1500 mL. Il peso molecolare di HNO₃ è calcolato come la somma dei pesi atomici, quindi si procede con il calcolo delle moli dell’acido. Convertendo i millilitri in litri, si ottiene la concentrazione dell’acido, la quale corrisponde alla concentrazione dell’ione H⁺ e permette di calcolare il pH.

2) _Calcolo della concentrazione dell’acido forte HA_
Si calcola la concentrazione dell’acido forte HA sapendo che il suo pH è pari a 3.5. Utilizzando la definizione di pH, si trova la concentrazione dell’acido.

3) _Calcolo del pH di una soluzione di NaOH_
Si calcola il pH di una soluzione ottenuta mescolando 8.00 g di NaOH in acqua con un volume di 800 mL. Tale calcolo richiede l’identificazione del peso molecolare di NaOH, il calcolo delle moli e della concentrazione della base.

4) _Calcolo del pH prima e dopo l’aggiunta di NaOH a HCl_
Dopo aver calcolato il pH iniziale di una soluzione di HCl e le moli di NaOH aggiunte, vengono effettuati calcoli per determinare il pH prima e dopo l’aggiunta dell’NaOH.

5) _Calcolo dei grammi di HCl necessari_
Si calcolano i grammi di HCl necessari per ottenere una soluzione con un pH specifico, conoscendone il volume e la concentrazione.

Le soluzioni di questi esercizi mostrano come sia possibile applicare i concetti di chimica per determinare il pH di acidi e basi forti in diverse situazioni.

Meccanismi SN1 e SN2 a confronto

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Confronto tra i meccanismi SN1 e SN2

I meccanismi SN1 e SN2 riguardano le reazioni di sostituzione su un atomo di carbonio in cui si verifica la rottura di un legame tra l’atomo e un gruppo ad esso legato, seguita dalla formazione di un nuovo legame con un sostituente. Le rotture dei legami possono essere classificate in due categorie:
– La rottura di un legame covalente con formazione di due frammenti che contengono entrambi un numero dispari di elettroni, detta scissione omolitica
– La rottura di un legame covalente con formazione di due frammenti elettricamente carichi, chiamata scissione eterolitica.

In soluzione, le scissioni eterolitiche sono favorire dalla costante dielettrica del mezzo. Queste scissioni sono inoltre favorire dal sostituente entrante, che può presentare un’affinità per il doppietto elettronico libero.

Un reagente che può accettare elettroni è stato definito da Ingold elettrofilo; se viceversa ha tendenza a cedere elettroni è detto nucleofilo.

Le reazioni di sostituzione che procedono con un attacco nucleofilo o elettrofilo vengono indicate rispettivamente con i simboli SN e SE.

Il meccanismo di sostituzione elettrofila avviene prevalentemente su atomi di carbonio aromatici. Quello di sostituzione nucleofila avviene prevalentemente su atomi di carbonio saturi, studiato da Ingold e Hughes.

Dai valori delle costanti di velocità si ha che l’idrolisi del bromuro di metile risulta una reazione del secondo ordine. Questa è funzione della concentrazione dell’alogeno-paraffina e dello ione ossidrile. Parallelamente si svolge una reazione del primo ordine, trascurabile a tutti gli effetti.

La velocità globale di idrolisi diminuisce all’aumentare della sostituzione in α con uno o due gruppi metilici, raggiungendo un minimo con l’isopropilbromuro (CH3)2CHBr, ove sono presenti, in modo significativo entrambe le reazioni del primo e del secondo ordine, per poi aumentare con l’introduzione del terzo gruppo metilico in (CH3)3CBr. La velocità di reazione, che avviene secondo il primo ordine, è indipendente dalla concentrazione del gruppo ossidrile.

Nel sistema hanno luogo parallelamente due reazioni, una con un meccanismo monomolecolare SN1 e una con meccanismo bimolecolare SN2.

Le reazioni con meccanismo monomolecolare devono avvenire necessariamente con uno stadio lento descritto da una reazione del primo ordine. La possibilità di formazione di un carbocatione è collegata al tipo di sostituente presente sul carbonio e alla natura dell’atomo sostituito. Inoltre, l’energia di solvatazione compensa in parte l’energia di rottura del legame. Quindi l’energia richiesta per il processo è bassa.

Se i sostituenti presenti manifestano la tendenza a cedere elettroni all’atomo di carbonio, ne consegue che tanto maggiore risulterà la carica negativa sull’atomo di carbonio, quanto più il gruppo sostituito verrà respinto da tale carica e tenderà quindi a distaccarsi dalla molecola.

Conseguentemente, passando dal bromuro di metile al bromuro di isobutile, aumenta la velocità di sostituzione SN1 e diminuisce quella SN2, a causa della maggiore densità di carica negativa sull’atomo di carbonio.Meccanismi di reazione e ruolo del solvente nella chimica organica

La stabilità dei carbocationi formatisi nel corso della reazione è un fattore cruciale nello stadio lento del processo. La stabilità relativa dei carbocationi segue l’ordine: terziario > secondario > primario. Di conseguenza, il carbocatione terziario (R3C+) è più stabile rispetto al carbocatione secondario (R2CH+) e quest’ultimo è a sua volta più stabile del carbocatione primario (RCH2+).

Il meccanismo SN2 è ostacolato sterica quando attorno all’atomo di carbonio si verifica una congestione di gruppi che costituiscono uno schermo protettivo contro i gruppi entranti (ingombro sterico). Al contrario, i gruppi elettronaccettori, come ad esempio i gruppi acetilici CH3-CO-, inibiscono i meccanismi di tipo SN1 favorendo indirettamente un meccanismo di tipo SN2.

Il gruppo uscente fortemente elettronegativo favorisce un meccanismo di tipo ionico, ad esempio, la reazione di sostituzione del gruppo solfonio con lo ione bromo. Le reazioni SN1 e SN2 possono portare a diversi prodotti di reazione nel caso di un meccanismo SN2, dove può verificarsi un’inversione di configurazione se il carbonio legato al gruppo uscente è asimmetrico.

Il solvente svolge un ruolo significativo nei meccanismi SN1 e SN2. Un solvente polare ha una forte tendenza a favorire la formazione di cariche e a contrastare la loro scomparsa, favorendo le reazioni SN1. D’altra parte, i solventi polari contrastano la dispersione di cariche, inibendo le reazioni SN2. Il potere ionizzante del solvente influenza indirettamente i meccanismi SN1 e SN2, con i solventi altamente ionizzanti che favoriscono il meccanismo SN1.

L’inversione di configurazione è importante nella preparazione di sostanze farmaceutiche, specialmente quando una configurazione specifica dell’atomo di carbonio è biologicamente attiva. La reazione di sostituzione con meccanismo SN2 può portare a un’inversione di configurazione, mentre la reazione con meccanismo SN1 può produrre un racemo in presenza di impedimenti sterici.

In conclusione, la comprensione dei meccanismi di reazione e del ruolo del solvente in chimica organica è fondamentale per prevedere e controllare le reazioni chimiche in laboratorio e nell’industria farmaceutica.

Reazioni in soluzione acquosa: esercizi

Fabrice Deseaux

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20 Novembre 2023

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Reazioni in soluzione acquosa: Esercizi Pratici e Soluzioni

Quando si affrontano esercizi sulle reazioni in soluzione acquosa è essenziale seguire alcuni passaggi comuni per risolverli in modo corretto. In particolare, occorre scrivere la reazione, bilanciarla, calcolare i coefficienti stechiometrici per individuare il rapporto tra le moli delle sostanze coinvolte e ricavare le moli dei reagenti e dei prodotti. Talvolta, è necessario applicare le leggi dei gas se uno dei reagenti è in fase gassosa, mentre in altri casi bisogna individuare il reagente limitante.

Esercizi Pratici

1) Calcolare quanti grammi di zinco metallico sono portati in soluzione quando sono attaccati da 125 cm³ di una soluzione 0.544 M di acido cloridrico.

La reazione di questo esercizio è tra lo zinco e l’acido cloridrico, quindi Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂. Sapendo che il rapporto stechiometrico tra le moli di zinco e di HCl è 1:2, le moli di HCl si ricavano dal volume e dalla concentrazione della soluzione. Nell’esempio fornito, si ottengono 0.125 dm³ di HCl e, successivamente, si calcola il numero di moli di zinco e la relativa massa.

2) 1.00 dm³ di CO₂ in condizioni standard è fatto assorbire da 10.0 dm³ di una soluzione acquosa di Ba(OH)₂ 6.74∙10^-3 M. Calcolare la massa di BaCO₃ che precipita.

Si stabiliscono le moli di CO₂ e si identificano le moli in eccesso di Ba(OH)₂ per poi determinare quelle di BaCO₃ che precipitano, distinguendo il reagente limitante.

3) Un eccesso di MnO₂ è fatto reagire con 100 cm³ di una soluzione 1.50 M di HCl. Calcolare il volume di Cl₂ misurato nelle condizioni standard che si sviluppa nella reazione da bilanciare.

Qui si identifica il rapporto tra le moli di HCl e di Cl₂ e si calcola il volume di Cl₂ che si sviluppa nelle condizioni standard.

4) 1.45 g di KNO₂ sono sciolti in 100 cm³ di acqua e la soluzione acidificata è ossidata con una soluzione 0.154 M di permanganato di potassio. Calcolare il volume della soluzione di permanganato di potassio necessario per ossidare completamente lo ione NO₂^– a NO₃^–.

In questo caso, si bilancia la reazione di ossidoriduzione tra NO₂^– e MnO₄^–, quindi si calcolano le moli di permanganato necessarie.

5) 0.500 dm³ di una soluzione di HClO₄ 0.00560 M sono aggiunti a 0.500 dm³ di una soluzione di Ca(OH)₂ 0.000700 M. Calcolare la concentrazione dell’acido rimasto in soluzione supponendo i volumi additivi.

In questo esercizio, si calcolano le moli di HClO₄ e di Ca(OH)₂ e si determina infine la concentrazione dell’acido rimasto in soluzione.