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Calcolare la quantità in grammi di H2SO4 che reagisce completamente con 0,400 eq di NaOH in una reazione in cui si forma NaHSO4.

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Calcolare la quantità in grammi di H2SO4 che reagisce completamente con 0,400 eq di NaOH in una reazione in cui si forma NaHSO4.

 

H2SO4 + NaOH ® NaHSO4 + H2O

 

Per la definizione di equivalente di acidi e basi risulta che 0,400 eq di NaOH reagiranno completamente con 0,400 eq di H2SO4. Nella reazione in cui si forma NaHSO4, 1 eq di H2SO4 è uguale ad 1 mole, in quanto viene sostituito un solo idrogeno.

 

98,078 g mol–1 / 1 eq mol–1 = 98,078 g eq–1

 



Quindi:

 

0,400 eq × 98,078 g eq–1 = 32,2 g di H2SO4

 

 

Quanti equivalenti di Ca(OH)2 sono necessari per trasformare in Ca3(PO4)2 8,40 g di H3PO4?

 

3Ca(OH)2 + 2H3PO4 ® Ca3(PO4)2 + 6H2O

 

Il numero di equivalenti di Ca(OH)2 è uguale al numero di equivalenti di H3PO4. In questa reazione 1 mole di H3PO4 corrisponde a tre equivalenti.

 

97,9953 g mol–1 / 3 eq mol–1 = 32,665 g eq–1 di H3PO4

 

8,40 g / 32,665 g eq–1 = 0,257 eq di H3PO4

 

Quindi sono necessari 0,257 eq di Ca(OH)2

 

 

Calcolare gli equivalenti di Ca(OH)2 necessari per reagire completamente con 3,57 g di H3PO4 in una reazione in cui si formano H2O e Ca(H2PO4)2.

 Ca(OH)2 + 2H3PO4 ® Ca(H2PO4)2 + 2H2O

 

Il numero di equivalenti di Ca(OH)2 è uguale al numero di equivalenti di H3PO4. In questa reazione 1 mole di H3PO4 corrisponde a 1 equivalente.

 

97,9953 g mol–1 / 1 eq mol–1 = 97,9953 g eq–1 di H3PO4

 

3,57 g / 97,9953 g eq–1 = 0,0364 eq di H3PO4

 

Quindi sono necessari 0,0364 eq di Ca(OH)2

 

 

Calcolare gli equivalenti di Ca(OH)2 necessari per reagire completamente con 3,57 g di H3PO4 in una reazione in cui si formano H2O e Ca(H2PO4)2.

 

 

Ca(OH)2 + 2H3PO4 ® Ca(H2PO4)2 + 2H2O

 

Il numero di equivalenti di Ca(OH)2 è uguale al numero di equivalenti di H3PO4. In questa reazione 1 mole di H3PO4 corrisponde a 1 equivalente.

 

97,9953 g mol–1 / 1 eq mol–1 = 97,9953 g eq–1 di H3PO4

 

3,57 g / 97,9953 g eq–1 = 0,0364 eq di H3PO4

 

Quindi sono necessari 0,0364 eq di Ca(OH)2

 

 

Calcolare la quantità in grammi di MnSO4 necessaria per ridurre completamente a Pb2+, in ambiente acido, 53,9 g di PbO2. Mn2+ si ossida a MnO4.

 

PbO2 + 2 e ® Pb2+

 

239,19 g mol–1 / 2 eq mol–1 = 119,59 g eq–1 di PbO2

 

53,9 g / 119,59 g eq–1 = 0,451 eq di PbO2

 

con 0,451 eq di PbO2 reagiscono 0,451 eq di MnSO4

 

Mn2+ ® MnO4 + 5 e

 

150,994 g mol–1 / 5 eq mol–1 = 30,200 g eq–1 di MnSO4

 

0,451 eq × 30,200 g eq–1 = 13,6 g di MnSO4

 

 

Calcolare quanti grammi di FeSO4 sono necessari per ridurre, in ambiente acido, 0,0638 moli di K2Cr2O7 a sale di Cr(III). FeSO4 si ossida a Fe2(SO4)3.

 

K2Cr2O7 + 6 e ® 2 Cr3+

 

1 mole di K2Cr2O7 corrisponde a 6 grammi equivalenti di K2Cr2O7

 

0,0638 mol × 6 eq mol–1 = 0,383 eq di K2Cr2O7

 

 

con 0,383 eq di K2Cr2O7 reagiscono 0,383 eq di FeSO4

 

Fe2+ ® Fe3+ + 1 e

 

151,909 g mol–1 / 1 eq mol–1 = 151,909 g eq–1 di FeSO4

 

0,383 eq × 151,909 g eq–1 = 58,2 g di FeSO4

 

 

Calcolare la percentuale di FeS2 contenuta in un campione di 55,40 g di pirite, sapendo che per ossidarlo completamente a Na2FeO4 e Na2SO4 sono necessari 298,35 g di Na2O2, secondo l’equazione:

FeS2 +9Na2O2 ® Na2FeO4 + 2Na2SO4 + 6Na2O.

 

1 mole di Na2O2 corrisponde a 77,9784 grammi

 

77,9784 g mol–1 / 2 eq mol–1 = 38,9892 g eq–1 di Na2O2

298,35 g / 38,9892 g eq–1 = 7,652 eq di Na2O2

 

con 7,652 eq di Na2O2 reagiscono 7,652 eq di FeS2; essendo 1 mole di FeS2 corrispondente a 119,975 g, risulta

 

119,975 g mol–1 / 18 eq mol–1 = 6,665 g eq–1 di FeS2

 

FeS2 + 18 e ® FeO42– + 2SO42–

 

7,652 eq × 6,665 g eq–1 = 51,0 g di FeS2

 

51,0 / 55,40 × 100 = 92,06%

 

Calcolare quanti grammi di Ca(NO3)2 sono contenuti in 250 cm3 di una sua soluzione acquosa al 25% in peso (la densità della soluzione è 1,25 g cm–3.

In 250 cm3 abbiamo:

1,25 g/cm3 × 250 cm3 = 312,5 g

poiché la soluzione è al 25%:

312,5 g × 0,25 = 78,1 g

 

125,0 g di KOH solido sono sciolti in acqua e la soluzione è portata a 500 cm3. Calcolare la concentrazione molare della soluzione.

moli di KOH:

125,0 g/56,0 g mol–1 = 2,23 mol

in 500 cm3:

2,23 mol/0,500 L = 4,46 M

 

 

0,250 g di Zn(NO3)2 sono sciolti in 225 g di acqua e la soluzione portata a 150 mL. Calcolare la concentrazione dello ione Zn2+ e dello ione NO3in soluzione.

Zn(NO3)2 ® Zn2+ + 2NO3

Zn(NO3)2 = 0,250 g/189,37 g mol–1 = 1,32 ·10–3 mol

Zn2+ = 1,32 ·10–3 mol/0,150 L = 8,8 ·10–3 M

NO3 =  2 × 1,32 ·10–3 mol/0,150 L = 1,76 ·10–2 M

 

L’acido solforico concentrato usualmente impiegato nei laboratori chimici è una soluzione acquosa al 96% in peso di acido. La densità della soluzione è 1,835 kg/dm3. Calcolare la concentrazione molare della soluzione.

 

In 1 L di H2SO4 avremo:

1,835 g mL–1 × 1000 mL 1835 g

poiché la soluzione è al 96% in peso:

1835 g × 0,96 = 1761,6 g

moli di H2SO4 in 1 L:

1761,6 g/98 g mol–1 = 17,9 mol Þ 17,9 M

 

15,0 g di K2Cr2O7 sono sciolti in tanta acqua da avere 0,500 L di soluzione. Si calcoli il peso equivalente del sale e la normalità della soluzione quando il bicromato funziona da ossidante in ambiente acido.

 

Cr2O72– + 6 e® 2 Cr3+

il peso equivalente del bicromato sarà:

294,19 / 6 = 49,03 g eq–1

equivalenti di bicromato = 15,0 g/49,03 g eq–1 = 0,361 eq

normalità = 0,361 eq / 0,500 L = 0,612 N

 

Facendo gorgogliare NH3 in acqua pura si prepara una soluzione al 27,0% in peso la cui densità è 0,900 g cm–3. Calcolare la frazione molare del soluto e quanti grammi di NH3 sono contenuti in 1,00 dm3 della soluzione.

 

In 100 g di soluzione ci saranno 27,0 g di NH3 e 73,0 g di H2O

moli di NH3 = 27,0 g/17 g mol–1 = 1,59 mol

moli di H2O = 73,0/18 g mol–1 = 4,055 mol

x = 1,59 / (1,59 + 4,055) = 0,281

in 1 L di soluzione ci saranno:

0,9 g/mL × 1000 mL = 900 g di NH3

poiché la soluzione è al 27% in peso

900 g × 0,27 = 243 g

 

Si calcoli il volume di una soluzione acquosa 8,60 M di acido solforico che contiene tante moli quante ne sono presenti in 0,500 dm3 di una soluzione 1,99 M.

 

poiché il numero di moli sono uguali:

C1 × V1 = C2 × V2

8,60 mol/dm3 × X dm3 = 1,99 mol/dm3 × 0,500 dm3

X = 1,99 mol / 8,60 mol dm–3 = 0,115 dm3

 

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. Si considerino i due acidi completamente dissociati.

 

mol H2SO4 = 0,140 mol L–1 × 0,025 L = 3,5 ·10–3 mol

3,5 ·10–3 mol H2SO4 º 7 ·10–3 mol H+

VHCl = 7 ·10–3 mol / 0,140 mol L–1 = 0,050 L

 

A 1,00 L di una soluzione acquosa di HCl al 37,3% (d = 1,185 g mL–1 sono aggiunti 0,50 L di una soluzione di HCl al 7,5% (d = 1,035 g L–1). Si calcoli la concentrazione molare della soluzione finale.

 

soluzione al 37,3%:

1 L º 1185 g di soluzione

1185 × 0,373 = 442 g di HCl º 12,12 mol HCl

soluzione al 7,5%:

0,5 L º 517,5 g di soluzione

517,5 × 0,075 = 38,8 g di HCl º 1,06 mol HCl

mol HCl totali = 13,18

13,18 mol / 1,50 L = 8.78 M

 

Calcolare il volume di una soluzione acquosa di KMnO4 0,248 M che contiene tanti equivalenti quanti sono quelli contenuti in 17,5 mL di una soluzione 0,104 M di FeSO4 (la reazione si svolge in ambiente acido).

 

MnO4 + 5 e+ 8 H+ ® Mn2+ + 4 H2O

N = 0,248 mol L–1 × 5 eq mol–1 = 1,24 eq L–1

in 17,5 mL di una soluzione 0,104 M di FeSO4 ci sono:

0,0175 L × 0,104 mol L–1 = 1,82 ·10–3 eq

poiché la soluzione di permanganato è 1,24 N

1,24 eq  : 1000 mL = 1,82 ·10–3 eq : Vx mL

Vx1,46 mL

 

20,0 mL di una soluzione 0,105 M di Na2CO3 furono titolati con 15,5 mL di una soluzione di HCl. Calcolare la concentrazione dell’acido. La reazione di titolazione è:

 

CO32– + 2 H+ ® CO2 + H2O

Una soluzione 0,105 M Na2CO3 º 0,210 N

CA × VA = CB × VB

CA × 0,0155 L = 0,210 eq L–1 × 0,020 L

CA = 0,271 N º 0,271 M HCl

 

1,00 g di Na metallico fu fatto reagire completamente con 1,00 L di acqua secondo la reazione (da bilanciare):

Na + H2O ® Na+ + H2 + OH

Si calcoli la concentrazione di Na+, OH in soluzione (assumendo il volume finale della soluzione uguale a 1,0 L) ed il volume (a TPS) di H2 gassoso.

 2 Na + 2 H2O ® Na+ + H2 + 2 OH

Na = 1,00 g / 22,99 g mol–1 = 4,35 ·10–2 mol

mol NaOH = mol Na

MNaOH = 4,35 ·10–2 mol L–1

VH2 = VM × molH2 = 22,41 L mol–1 × 2.17 ·10–2 mol = 0.487 L

 

0,550 g di FeSO4 · 7H2O furono sciolti in acqua e la soluzione portata a 100 cm3. 23,0 cm3 di questa soluzione sono impiegati per titolare 25,0 cm3 di una soluzione acida di K2Cr2O7. Calcolare la molarità e la normalità della soluzione del bicromato.

 mol FeSO4 · 7H2O = 0.550 g /278 g mol–1

6 Fe2+ + Cr2O72– + 14 H+ ® 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O

[Fe2+] = 1,98 ·10–3 mol / 0,1 L = 1,98 ·10–2 M º 1,98 ·10–2 N

[Cr2O72–] = 23 mL × 1,98 ·10–2 N / 25 mL = 1,82 ·10–2 N

M = N / eq                  1 mol Cr2O72– º 6 eq

1,82 ·10–2 eq L–1 / 6 eq mol–1 = 3,04 ·10–3 M

 

HCl gassoso (diluito con N2) fu sciolto in 100 cm3 di una soluzione 5,50 ·10–2 M di NaOH. La soluzione risultante, che conteneva ancora un eccesso di NaOH, fu titolata con 10,2 cm3 di H2SO4 1,21 ·10–2 M. Si calcoli il volume (alle condizioni standard) di HCl che è stato sciolto nella soluzione.

100 cm3 di una soluzione 5,5 ·10–2 M di NaOH contengono 5,5 ·10–3 moli di OH.

Dopo la reazione con HCl:

H2SO4 1,21 ·10–2 M º 2,42 ·10–2

NNaOH = 2,42 ·10–2 N × 10,2 cm3/100 cm3 = 2,47 ·10–3 N º 2,47 ·10–3 M

in 100 cm3                                                   Þ 2,47 ·10–4 mol di OH.

Moli di NaOH che non hanno reagito con HCl:

 5,5 ·10–3 – 2,47 ·10–4 = 5,25 ·10–3 mol OH º mol HCl (g)

VHCl = 5,25 ·10–3 mol × 22,4 mol L–1 = 118 cm3

Dalla reazione in ambiente acido fra 5,00 g di una soluzione al 5,0% di H2O2 ed un eccesso di una soluzione di KMnO4 si svolge del gas che è raccolto su acqua alla temperatura di 22°C. La pressione totale è 762 mmHg. Qual è il volume occupato dal gas?

5 H2O2 + 2 MnO4 + 6 H+ ® 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O

5,00 g di H2O2 al 5% º 0,25 g di H2O2

0,25 g / 34,014 g mol–1 = 7,35 ·10–3 mol

 a 22°C la tensione di vapore dell’H2O è 19,8 mmHg

La pressione dovuta alla formazione dell’O2 sarà:

762 – 19,8 = 742,2 mmHg

Volume di O2:

7,35 ·10–3 mol × 62,364 mmHg·L ·mol–1·K–1 × 295 K) / 742 mmHg = 0,182 L



 

Una soluzione costituita da 2.00 g di un composto organico in 40.0 g di nitrobenzene ha un abbassamento crioscopico di 2.57 °C . Calcolare il peso molecolare della sostanza in soluzione.

 

DT = 2.57 °C                    K (nitrobenzene) = 7.0 K mol -l kg

DT = K m à m =  DT/ K = 0.367 mol /kg

moli = 0.367(mol/kg) x 40 x 10 -3 (kg)= 14.68 x 10 -3 mol

Massa Molare = 2.00 / 14.68 x 10 -3 =136 g /mol

 

100 cm3 di una soluzione acquosa contenente 15,0 g di un composto non elettrolita (densità della soluzione 1,03 g/cm3) ha una temperatura di congelamento di – 0,93 °C. Calcolare il peso molecolare del soluto.

 

DT = T CONG. (H2O) – T CONG (SOLUZIONE) = - 0,93 °C

K (ACQUA) = 1,853 K mol -l kg

 

DT = K m à m =  DT/K = 0,50 mol /kg

100 cm3 della soluzione pesano

1,035 (g/cm3) x 100 cm3 =103,5 g

 

Una soluzione acquosa 1.31 M di un composto di peso molecolare 135.5 (densità della soluzione 1.124 g /m L) bolle a 100 °C. Calcolare la tensione di vapore della soluzione

 

1 L di soluzione contiene 1.31 moli che corrispondono a 1.31 (mol) x 135.5 (g /mol) = 177.5 g

1 L di soluzione pesa 1124 g

la massa del solvente è 1124 - 177.5 = 946.5 g

Le moli di solvente sono = 946.5 (g)/ 18.02 (g/mol) =52.52 mol

c SOLVENTE = 52.52 /53.83 =

P = 1.013 x 10 5 x 0.97= 0.98 x 10 5 Pa

 

Calcolare la tensione di vapore a 30 °C di una soluzione acquosa di un composto organico (C8H8O) all’ 11.2 % in peso, sapendo che la tensione di vapore dell’acqua a questa temperatura è 4199 Pa.

 

La massa molare del composto organico è  120.14 g /mol

100 g  di soluzione contengono

11.2 g di soluto e 88.8 di solvente

Le moli di soluto sono  11.2 (g)/120.14 (g/mol)= 0.09 mol

Le moli di solvente sono =88.8(g)/18.02(g/mol)=4.93 mol

c SOLVENTE = 4.93 /5.02 =0.98

P = 4.199 x 10 3 x 0.98 = 4.12 x 10 3 Pa

 

Si deve preparare una soluzione fisiologica di glucosio (C6H12O6) in acqua che abbia la stessa pressione osmotica del sangue a 37 °C e cioè 7.50 atm. Si calcoli quanti grammi di glucosio bisogna sciogliere per ogni litro di soluzione.

 

Della soluzione da preparare è nota la pressione

P=7.50 atm, T =310 K, R= 0.082

L’equazione di van’t Hoff dice che 

P=  i R T M ® M= P /i R T= [7.50 / (310 x 0.082)]= 0.295 mol/L

Moli = 0.295

Massa (glucosio)= 0.295 x 180.16 =53.15 g

 

Una soluzione acquosa di acido benzoico (C6H5COOH) al 10 % in peso, ha una densità pari a 1.050 g /mL . Calcolare la pressione osmotica della soluzione a 22 °C.

 

1 L di soluzione pesa [ 1.050 (g/mL) x 1000 (mL)] 1050 g

1 L di soluzione contiene ( 1050 x 0.1) = 105 g di soluto

che corrispondono a [105 (g) /119.12 (g /mol)] = 0.88 mol

Pi R T M = 0.88 × 0.082 × 295= 21.29 atm

 

 

Esercizi da svolgere

1.

Una soluzione di 10,0 mL, contenente Cl è stata trattata con AgNO3, in eccesso per precipitare 0,44 g di AgCl. Qual è la molarità di Cl nel campione in esame?

 

2.

Una soluzione acquosa di H2SO4 al 53,6 % in peso ha una densità di 1,440 g/mL. Calcolare la molalità e le frazioni molari della soluzione.

 

3.

Una soluzione acquosa di HBr al 48% in peso ha una densità di 1,488 g/mL. Calcolare la molarità e la molalità della soluzione.

 

4.

Una soluzione acquosa di H2SO4 al 19,2% in peso ha una densità di 1,132 g/mL. Calcolare la molarità e la molalità della soluzione.

 

5.

Una soluzione acquosa di NaOH al 13,8% in peso ha una densità di 1,150 g/mL. Calcolare la molalità e le frazioni molari della soluzione.

 

6.

Calcolare il volume di una soluzione 0.300 M di HNO2 necessario per titolare 400 ml di una soluzione 0.400 M di KMnO4, secondo la reazione (da bilanciare):

NO2- + MnO4- ® NO3- + Mn2+

 

7. 

Calcolare la concentrazione di una soluzione di K2Cr2O7, sapendo che 30 ml di questa soluzione sono necessari per titolare 25.0 ml di una soluzione 0.15 M di NaCl, secondo la reazione (da bilanciare):

Cl-+Cr2O72- ® Cr3+ + Cl2

 

 8.

Una soluzione contiene 4,800 g di HNO3 in 50 mL di soluzione. Determinare il volume di acqua che deve esser addizionato (assumendo che i volumi siano additivi) in modo da ottenere una soluzione 0,250 m e quello da addizionare per avere una soluzione 0,300 n come ossidante in processi in cui il prodotto di riduzione è NO. 

 

 9.

Si addizionano 125,5 mL di H2O (d = 1,000 g/mL) a 68,2 mL di C2H5OH (d = 0,790 g/mL). La soluzione ottenuta ha una densità di 0,954 g/mL. Calcolare il volume della soluzione, la molarità e la molalità.

 

10.

È data una soluzione di K2Cr2O7 2,00 n come ossidante in ambiente acido. Sapendo che il prodotto di riduzione è un sale di Cr (III), calcolare la molarità e la quantità di K2Cr2O7 in 190,3 mL di soluzione.

 

 11.

15,3 mL di H2SO4 al 19,2 % in peso (d = 1,132 g / mL) sono addizionati a 35,0 mL di H2SO4, avente normalità 0,390 rispetto a processi in cui entrambi gli atomi di idrogeno sono sostituiti. Si aggiunge infine acqua in modo da portare il volume a 80,8 mL. Calcolare la molarità della soluzione finale.

 

12.

È data una soluzione di H2SO4 al 53,6% in peso. Sapendo che la densità è 1,44 g/mL, calcolare la molarità, la molalità, le frazioni molari e le normalità relative ai processi acido-base in cui si formano sali neutri e sali monoacidi e a processi di ossidazione in cui il prodotto di riduzione è SO2.

 

 13.

Calcolare il volume di HCl al 9,50 % in peso, densità 1,045 g/mL, necessario per ottenere, per diluizione con acqua, 1,350 L di HCl 2,400 n.

 

14.

In una reazione si devono usare 0,240 L di soluzione di KOH 0,500 m. Quanti mL di soluzione di KOH al 15,9 % in peso (d = 1,145 g/mL) devono essere diluiti con acqua per ottenere la soluzione desiderata?

 

 15.

È stata preparata una soluzione che contiene 10,2 g di HNO3 in 250 mL di soluzione. Calcolare la molarità e la molalità della soluzione, sapendo che la densità è 1,031 g/mL.

 

16.

Calcolare il volume di HNO3 al 27,9 % in peso, densità 1,128 g/mL, necessario per ottenere, per diluizione con acqua, 1,250 L di HNO3 0,950 m.

 

17.

Una soluzione di idrossido di calcio viene preparata mescolando 250 mL di una soluzione di Ca(OH)2 0,05 m, 750 mL di una soluzione di Ca(OH)2 0,02 n e 140 mL di una soluzione di Ca(OH)2 0,2 % in peso, avente densità pari a 1,008 g/mL e aggiungendo, infine, 5,12 L di acqua. Si calcoli la molarità ed il pH della soluzione risultante.

 

18.

Una soluzione viene preparata mescolando 520 mL di una soluzione di acido cloridrico al 37 % in peso (d = 1,100 g/mL), 124 mL di una soluzione di acido perclorico al 33,0 % in peso (d = 1,316 g/mL), 200 mL di una soluzione 3,5 N di fosfato di potassio e aggiungendo, infine, 4,07 L di acqua. Si calcoli il pH della soluzione risultante. La normalità del fosfato di potassio si riferisce a processi in cui si comporta da base triprotica.

 

 19.

Una soluzione di acido nitrico, HNO3, viene preparata diluendo 102 mL di una soluzione 2,30 m di questo acido con acqua fino a raggiungere un volume di 844 mL. Qual è la normalità di questa soluzione se essa viene impiegata:

                                                           (a)     in una reazione acido-base

e in processi redox in cui:

                                                    (b) HNO3 ® NO2

                                                    (c) HNO3 ® NO

 

20.

Calcolare la molarità e la normalità di una soluzione di acido solforico preparata sciogliendo 120,3 g di questo acido inizialmente in 1,00 L di acqua e portando il volume finale della soluzione esattamente a 2,16 L, sapendo che essa dovrà essere impiegata in una reazione di neutralizzazione.

 

21.

Calcolare la concentrazione molare di una soluzione di acido solforoso (H2SO3) al 25 % in peso (d=1,035 g/ml).

 

22.

Calcolare la frazione molare di una soluzione acquosa di acido solforoso (H2SO3) 0,2 M (d=1,035 g/mL).

 

23.

Calcolare la normalità di una soluzione di KMnO4 al 10% in peso (d = 1,151 g/mL), se il sale viene usato come ossidante e il prodotto di reazione è lo ione manganoso.

Una soluzione di KMnO4 0,500 N è stata usata come ossidante in una reazione, in modo da ottenere Mn2+. Calcolare la concentrazione molare del permanganato di potassio e la sua massa in grammi, sapendo che il volume della soluzione è 200 cm3.

 

24.

3,00 g di Ba(MnO4)2 sono sciolti in tanta acqua da avere 1,00 dm3 di soluzione. Si calcoli il peso equivalente del sale e la normalità della soluzione quando sia usata in una reazione di ossidazione in ambiente acido.

 

25.

120 mL di acqua (d= 1,000 g/mL) sono aggiunti a 50 mL di etanolo (d= 0,802 g/mL). La densità della soluzione ottenuta è pari a 0,970 g/mL. Calcolare il volume, la concentrazione molare e quella molale di tale soluzione.

 

26.

Una soluzione di KNO3 al 25% in peso ha una densità pari a 1,15 g/mL. Calcolare la molarità e la molalità della soluzione.

 

27.

Determinare la molarità e le frazioni molari di una soluzione di H2SO4 al 8,50% (densità = 1,057 g mL–1).

 

28.

Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 100 mL di una soluzione 0,10 m di NH3 e 100 mL di una soluzione 0,10 m di HCl (Kb di NH3 = 1,8 ×10–5). 

 

29.

Determinare la molarità e le molalità di una soluzione di H2SO4 al 96% in peso (densità = 1,835 g mL–1).

 

30.

Calcolare la molarità e la frazione molare di una soluzione acquosa di etanolo (C2H6O) al 10% in peso. La densità della soluzione è 0,950 g mL–1.

 

31.

Calcolare il pH di una soluzione ottenuta mescolando 10,0 mL di NH3 0,100 m e 10,0 mL di HCl 0,025 m. (Kb di NH3 = 1,8 ×10–5).

 

32.

Calcolare la molarità e la frazione molare di una soluzione acquosa di metanolo (CH3OH) al 20% in peso. La densità della soluzione è 0,968 g mL–1.

 

33.

Calcolare il pH di una soluzione di H2SO4 al 19,2% in peso. La densità della soluzione è 1,132 g mL–1.

 

34.

Si mescolano 0,150 L di soluzione di NaOH al 13,8 % in peso (d = 1,150 g/mL), 88,1 mL di soluzione di NaOH al 24,05 % in peso (d = 1,268 g/mL) e 283 mL di soluzione 3,8 n di NaOH. Determinare la molarità della soluzione finale.

 

35.

25 mL si H2SO4 al 19 % in peso (d = 1,132 g/mL) sono addizionati a 25,0 mL di H2SO4 aventi normalità 0,390 rispetto a processi in cui entrambi gli atomi di idrogeno sono sostituiti. Si aggiunge, infine, acqua in modo da portare il volume a 80,8 mL. Calcolare la concentrazione molare della soluzione finale.

 

36.

A quanti equivalenti redox corrispondono 2 g di KMnO4 se il sale viene usato come ossidante e il prodotto di reazione è il biossido di manganese? Quanti grammi di FeCl2 possono essere ossidati a FeCl3 da 2 g di KMnO4?

 

37.

Calcolare la normalità di una soluzione di Na2CrO4 al 10% in peso (d = 1,085 g/mL), se il sale viene usato come ossidante e il prodotto di reazione è cromo metallico.

 

38. 

Si calcoli la tensione di vapore di una soluzione ottenuta sciogliendo 50 g di glucosio, C6H12O6, in 950 mL di acqua, alle stesse condizioni in cui la tensione di vapore dell’acqua è pari a 24,1 mmHg.

 

39.

Due grammi di una sostanza incognita, sciolti in 128,3 g di benzene, provocano un aumento del punto di ebollizione di 0,57 °C. Calcolare la massa molare della sostanza. La costante ebullioscopica del benzene è pari a 2,53 K kg mol–1.

 

 40.

Calcolare il punto di congelamento, a pressione atmosferica, di una soluzione preparata sciogliendo 25 g di fenolo, C6H5OH, in 1,3 L di H2O, sapendo che la costante crioscopica dell’acqua è pari a 1,86 K kg mol–1.

 

41.

Calcolare la pressione osmotica a 24,3 °C di una soluzione acquosa contenente 0,74 g di tiourea, CSN2H4, in 1,12 L di soluzione.

 

42.

Determinare la formula minima e la formula molecolare di una sostanza, costituita dal 75,92% di carbonio, dal 6,37 % di idrogeno e dal 17,71 % di azoto; 5,6 g di questa sostanza, disciolti in 228,5 g di cloroformio, provocano un aumento del punto di ebollizione di 0,32 °C. Si consideri una costante ebullioscopica per il cloroformio pari a 3,88 K kg/mol.

 

43.

Determinare la formula minima e la formula molecolare di una sostanza, costituita dal 75,92% di carbonio, dal 6,37 % di idrogeno e dal 17,71 % di azoto; 10 g di questa sostanza, disciolti in 300 g di benzene (C6H6), costituiscono una soluzione avente tensione di vapore pari a 119,9 torr. Si consideri che il benzene puro alle stesse condizioni ha una tensione di vapore di 123,2 torr.

 

44.

Determinare la formula minima e la formula molecolare di una sostanza, costituita dal 79,12 % di carbonio, dal 5,50 % di idrogeno e dal 15,38 % di azoto; 1,4 g di questa sostanza, disciolti in 157,5 g di benzene, provocano un aumento del punto di ebollizione di 0,123 °C. Si consideri una costante ebullioscopica per il benzene pari a 2,53 K kg/mol.

 

45.

Determinare la formula minima e la formula molecolare di una sostanza, costituita dal 79,12 % di carbonio, dal 5,50 % di idrogeno e dal 15,38 % di azoto; 16 g di questa sostanza, disciolti in 300 g di benzene (C6H6), costituiscono una soluzione avente tensione di vapore pari a 120,5 torr. Si consideri che il benzene puro alle stesse condizioni ha una tensione di vapore di 123,2 torr.

 

46.

Determinare la formula minima e la formula molecolare di una sostanza, costituita dal 29,74 % di carbonio, dal 5,82 % di idrogeno, dal 11,56 % di azoto, dal 26,41 % di ossigeno e dal 26,47 % di zolfo; 12,0 grammi di una sostanza incognita, sciolti in 250 mL di acqua (d = 1,0 g/mL), provocano un aumento del punto di ebollizione di 0,20 °C. Calcolare la massa molare della sostanza. La costante ebullioscopica dell’acqua è pari a 0,51 K kg mol–1.

 

47.

Disciogliendo 8,05 g di un composto incognito in 1,00 × 102 g di benzene a 26 °C, la pressione di vapore del solvente si è abbassata da 100,0 torr a 94,8 torr. Qual è  la massa molare del composto?

 

48.

Disciolto in 100 mL di toluene, un campione di 0,10 g di un certo polimero presenta a 20 °C pressione osmotica di 5,4 torr. Qual è la massa molare del polimero?





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