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HIMICA I CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE Compito 3 DOMANDE A RISPOSTA MULTIPLA 1. Indicare il solo composto in cui l’atomo di O ha numero di ossidazione = +2: A) H2O

B) BrO2

C) HClO2

D) F2O

2. Indicare il valore del volume, espresso in L, più vicino a quello occupato da una massa di ossigeno di 64,0 g a -23,0 °C e 608 mmHg. A) 51,4 L B) 10,88 L C) 5,15 L D) 25,7 L 3. Una soluzione è sicuramente satura quando é: A) in equilibrio dinamico con il soluto indisciolto B) in equilibrio statico con il soluto indisciolto C) più diluita di quella a concentrazione massima di soluto D) più concentrata di quella a concentrazione massima di soluto 4. Un pallone perfettamente elastico, a 27,0 °C e 1 atm di pressione, ha un volume di 5,00 L. Indicare il suo volume nell’atmosfera dove la pressione è di 0,500 atm e la temperatura è di -53,0 °C: A) 2,5 L

B) 6,5 L

C) 7,33 L

D) 4,49 L

5. Indicare l’unica equazione errata: A) N2 + 3 H2 => 2 NH3 B) O2 + CO => 2 CO2 C) 2 C2H2 + 5 O2 => 4 CO2 + 2 H2O D) C6H12O6 => 2 C2H5OH + 2 CO2

6. Quale delle seguenti informazioni NON consente di conoscere il numero atomico di un elemento? A) l’esatta posizione dell’elemento nella tavola periodica B) la carica sul nucleo di un atomo dell’elemento C) il numero totale di elettroni in un atomo non ionizzato dell’elemento D) il numero totale di neutroni in un atomo dell’elemento. 7. Una sostanza che non può essere trasformata in altre sostanze più semplici mediante cambiamenti di stato o reazioni chimiche è: A) un composto B) un atomo C) un elemento D) una molecola 8. Bilanciata la seguente equazione chimica, indicare il coefficiente di O2: NH3(g) + O2(g) => NO(g) + H2O(g) A) 1 B) 3 C) 5 D) 8 9. I fattori che influenzano la solubilità di un soluto in un solvente sono: A) T, P e massa B) T e P C) T, P e finezza delle polvere D) T, P, V 10. La forza elettromotrice di una pila rappresenta: A) l’energia erogata dalla pila B) la capacità di una pila dimettere in moto un motore elettrico D) la sua differenza di potenziale misurata a circuito esterno chiuso D) la sua differenza di potenziale a circuito esterno aperto

ESERCIZI

1) Calcolare il volume di idrogeno gassoso che si ottiene a 50°C e 1.3 atm, facendo reagire un eccesso di alluminio con 200 ml di acido solforico al 96 % in peso (d= 1.13 g/ml), secondo la reazione: Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2

2) In un recipiente da 1 l mantenuto a 540 K vengono introdotte 0,500 moli di PCl5. Si stabilisce l’equilibrio secondo la reazione PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 All’equilibrio sono presenti una certa quantità di moli di PCl5, 0,158 mol di PCl3 e 0,158 mol di Cl2. Calcolare Kc e Kp.

3) Il Kps di Ag2CO3 a 20°C è 8,00x10-12 mol 3 l -3. Calcolare la solubilità del sale a questa temperatura. Scrivere la reazione di dissociazione in acqua.

DOMANDA DI TEORIA Forze intermolecolari negli stati condensati

CHIMICA I CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE Compito 4 DOMANDE A RISPOSTA MULTIPLA 1. Un campione del composto gassoso diborano, di formula B2H6 (Mr = 27,67) ha una massa di 33,2 g , perciò: A) contiene 4,33 10atomi di idrogeno B) contiene 8 mol di atomi di idrogeno C) contiene 6,05 g di H D) contiene 2,36 10molecole di B2H6 2. Calcolare la concentrazione molare della soluzione ottenuta diluendo con acqua (25,0 mL) una soluzione di acido bromidrico (15,0 mL; 6,00 M). Si ritengano i volumi additivi: A) 3,60M

B) 0,240M

C) 0,150M

D) 2,25M

3. La regola dell’ottetto di Lewis, indicando che gli atomi si legano per raggiungere un ottetto elettronico esterno: A) non sempre giustifica la formazione del legame chimico B) giustifica in tutti i casi la formazione del legame chimico C) spiega la formazione di tutti i legami ionici D) spiega solo i legami covalenti e alcuni di quelli ionici 4. Individuare tra le seguenti sostanze quella formata da ioni tenuti assieme da una nube elettronica delocalizzata su un’intera struttura cristallina: A) NaOH

B) Au

C) CaO

D) AuCl3

5. Un recipiente contenente acqua e ghiaccio viene raffreddato. Durante questo processo, finché sono presenti sia l’acqua che il ghiaccio: A) non avviene alcun cambiamento di stato B) la temperatura dell’acqua si abbassa C) una parte di acqua è convertita in ghiaccio D) sia la temperatura del ghiaccio che quella dell’acqua salgono 6. Quale dei seguenti composti è covalente dipolare?

A) NaCl B) CCl4 C) HBr D) CO2 7. Quando si riscalda un gas si verifica sempre: A) un aumento del numero di molecole B) un aumento di pressione C) un aumento di volume D) un aumento dell’energia cinetica media delle sue molecole 8. Le sostanze solide si sciolgono in acqua: A) sempre liberando calore B) sempre assorbendo calore C) liberando calore solo se reagiscono con il solvente D) assorbendo o liberando calore a seconda della loro natura 9. Un idracido si differenzia da un ossiacido perché: A) il numero di atomi di idrogeno é maggiore di quelli di ossigeno B) presenta comportamento acido solo nella sua forma idrata C) non é ossidante D) non contiene ossigeno 10. Il bilanciamento di una reazione chimica permette, tra l’altro, di: A) conoscere la velocità di formazione dei prodotti B) prevedere la spontaneità della reazione C) prevedere se la reazione è esotermica o endotermica D) conoscere il rapporto ponderale fra i reagenti

ESERCIZI

1) Data la reazione: P4 + Cl2 → PCl3 calcolare il peso di PCl3 che si ottiene facendo reagire 125 g di P4 all’80 % in peso, con 325 g di Cl2. Calcolare inoltre la quantità di reagente in eccesso che non reagisce.

2) Vengono fatte reagire in un volume di 0,800 l di soluzione 1,43x10-2 mol di A e 2,20x10-2 mol di B. Sapendo che per l.equilibrio A + B  2C

Kc = 1,89x10-1

calcolare la concentrazione delle specie all’equilibrio.

3) Viene preparata una soluzione acquosa miscelando 200 mL di una soluzione di acido acetico 0.3 M con 100 mL di una soluzione di idrossido di sodio 0.24 M. Calcolare il pH della soluzione. Scrivere la reazione acido-base e dire di che soluzione si tratta.

DOMANDA DI TEORIA Proprietà dell’acqua.

CHIMICA I CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE Compito 5 DOMANDE A RISPOSTA MULTIPLA 1. Indicare la base coniugata di HCO3 A) HSO3

B) OH

C) H2CO3

D) CO32

2. La grafite è una forma: A) polimorfa B) isotropica C) allotropica D) anisotropica 3. Il modello atomico proposto da Rutherford: A) postulava l’esistenza del nucleo atomico B) immaginava l’atomo come una sfera di elettricità positiva contenente dispersi uniformemente gli elettroni C) immaginava l’atomo come una sfera di elettricità positiva con alla superficie cariche elettriche negative D) supponeva l’esistenza di orbitali atomici 4. Indicare la specie che in soluzione acquosa 0,1 M dovrebbe mostrare un valore di pH compreso tra 2,0 e 3,0 unità: A) CN

B) KNO3

C) CH3COOH

D) LiOH

5. Indicare la specie anfotera: A) H2O B) Ba(OH)2 C) CH3COO D) NaOH

6. Un sistema la cui energia interna rimane sempre costante, qualsiasi sia la trasformazione

che subisce, si definisce: A) aperto B) chiuso C) isolato D) adiabatico

7. Quale fra le seguenti è la configurazione elettronica di un alogeno? A) ls2 2s2 B) ls2 2s2 2p6 3s2 C) ls2 2s2 2p6 3s2 3p5 D) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 8. Indicare la sequenza in cui gli elementi C, N e O sono posti in corretto ordine di energia di ionizzazione crescente: A) C, N, O

B) N, C, O

C) O, N, C

D) C, O, N

9. Indicare l’affermazione ERRATA: A) la geometria molecolare è regolata dall’energia: una molecola assume velocemente l’energia potenziale più bassa B) le variazioni degli angoli di legame di un atomo centrale non influenzano l’energia di una molecola C) le variazioni degli angoli di legame di un atomo centrale influenzano l’energia di una molecola D) le energie di ionizzazione sono sempre positive perché gli stati fondamentali degli atomi sono sistemi stabili 10. Una soluzione ha pH = 3,6. Perciò la concentrazione degli ioni H+, quella degli ioni OHe il pOH della soluzione sono nell’ordine: A) 10 log 3,6; 4,0x1011; 9,0 B) 103,6; 2,0x1011; 9,0 C) 2,5x104; 4,0x1011; 10,4 D) 2,5x104; 2,0x1011 ; 9,0

ESERCIZI 1) Quanti grammi di idrogeno gassoso si ottengono facendo reagire 200 g di Al puro al 95 % con 700 ml di HCl 1M? Al + HCl → H2 + AlCl3

2) Data la reazione: N2O4 (g)  NO2

(g)

scrivere le espressioni delle costanti di equilibrio Kc e Kp e calcolarne i valori, sapendo che a 25°C in un recipiente di 3 l sono presenti all’equilibrio 7,64 g di N2O4 e 1,56 g di NO2.

3) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta miscelando 150 mL di una soluzione acquosa contenente ammoniaca 0.1 M con 250 mL di una soluzione acquosa contenente acido cloridrico 0.06 M. Scrivere la reazione acido base e dire di che reazione si tratta.

DOMANDA DI TEORIA Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato in Cinetica chimica.

CHIMICA CHIMICA II CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE Compito 6 DOMANDE A RISPOSTA MULTIPLA 1. L’energia cinetica delle molecole di un gas dipende: A) dalla natura del gas B) dalla pressione esercitata dal gas C) dalla presenza di altri gas nel recipiente D) dalla temperatura assoluta del gas 2. La pressione totale di una miscela gassosa con comportamento ideale è: A) di poco inferiore alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti B) di poco superiore alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti C) esattamente uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti D) esattamente uguale alla somma delle pressioni parziali dei componenti a molecola monoatomica 3. Indicare il composto nel quale il carbonio ha numero di ossidazione negativo: A) CO B) CCl4 C) C2H6 D) C6H12O6 4. La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di uno ione è: A) zero B) pari in valore assoluto ma di segno opposto alla carica dello ione C) pari alla carica dello ione meno 2 D) pari alla carica dello ione 5. Indicare la massa di anidride carbonica (Mr =44) che si ottiene da 250 g di CaCO3 (Mr = 100) se la reazione è : CaCO3 => CaO + CO2 A) 125 g B) 110 g C) 44 g D) 250 g

6. Si pensa che la vitamina C protegga lo stomaco umano dall'insorgere di tumori perché  reagisce con gli ioni nitrito e li converte in ossido di azoto ( NO2 → NO). Ciò significa che si immagina una reazione nella quale: A) lo ione nitrito si ossida e la vitamina si riduce B) lo ione nitrito si riduce e la vitamina si ossida C) lo ione nitrito e la vitamina si ossidano D) lo ione nitrito e la vitamina si riducono 7. Un acido secondo la definizione di Arrhenius é una sostanza: A) che può cedere ioni idrogeno B) che contiene nella molecola uno o più atomi di idrogeno e che in acqua dissocia uno o più idrogenioni C) in grado di reagire con una seconda detta base per formare un sale D) che può acquistare ioni OHda una seconda detta base 8. In una soluzione acquosa di un acido forte in acqua, la concentrazione degli ioni H+ è uguale a 2,0x10M. Il pH è: A) pH = 2,7 B) pH = 11,3 C) pH = 1,9 D) pH = 5,4 9. In una reazione chimica catalizzata, il catalizzatore agisce: A) aumentando il numero di urti tra le molecole B) abbassando l’energia di attivazione della reazione C) aumentando la velocità con cui si muovono le molecole D) favorendo l’attrazione tra le molecole 10. Completare in modo corretto: l’aumento della temperatura di ebollizione passando da F2 a I2 è dovuto ad un incremento: A) del legame ionico B) dell’affinità elettronica C) delle forze di van der Waals D) della forza del legame covalente

ESERCIZI 1) Un acido organico contiene: H 4.80%; C 19.0 %; O 76.2 % (% in peso). Calcolare la sua formula molecolare, sapendo che il peso molecolare del composto è 126.07. Calcolare la quantità di acqua di cristallizzazione se la percentuale di acqua di cristallizzazione è pari al 28.6 % in peso.

2) A 1475 °C, per la reazione seguente la Keq vale 0.0400 N2(g) + O2(g)  2NO(g) In un recipiente da 5.00 L a 1475 °C si introducono 2.50 moli di N 2, 2.50 moli di O2 e 1.00 mole di NO. a) La miscela è all'equilibrio? Se no in che direzione procede la reazione? b) Determinare le concentrazioni all'equilibrio dei tre gas.

3) A 25.0 mL di una soluzione acquosa di acido acetico al 9.8 % in peso avente una densità di 1.18 g/ml vengono aggiunti 210 mL di acqua. Calcolare il pH della soluzione risultante e scrivere la reazione acido-base.

DOMANDA DI TEORIA Principio di Le Chatelier nell’equilibrio chimico

CHIMICA I CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE Compito 7 DOMANDE A RISPOSTA MULTIPLA 1. Nella reazione I2 + 2 Fe2+ => 2 I+ Fe3+: A) I2 si riduce e Fe2+ si ossida B) I2 si ossida e Fe2+ si riduce C) I2 è il riducente D) Fe2+ è l’ossidante 2. Quando si investe, in opportune condizioni, la superficie di un metallo con radiazioni elettromagnetiche di opportuna frequenza, il metallo emette elettroni (effetto fotoelettrico). Ciò evidenzia: A) l’aspetto ondulatorio degli elettroni B) che avviene diffrazione da parte del reticolo cristallino del metallo C) che i fotoni si trasformano in elettroni D) l’aspetto corpuscolare delle radiazioni elettromagnetiche 3. In una soluzione acquosa, in seguito all’aggiunta di una base, il prodotto fra le concentrazioni molari degli ioni H3O+ e OH: A) rimane costante B) aumenta C) diminuisce D) dipende dal valore della costante basica della base aggiunta 4. In acqua pura a 25 °C la concentrazione molare degli ioni H3O+ é: A) 107 g/L B) 1014 mol/L C) 107 mol/L D) 107 mol/L 5. Un sistema la cui energia interna rimane sempre costante, qualsiasi sia la trasformazione

che subisce, si definisce: A) aperto

B) chiuso

C) isolato

D) adiabatico

6. Il valore del potenziale redox dell’idrogeno in condizioni standard è pari a: A) -7,0 V

B) 7,0 V

C) 0,0 V

D) 1,0 V

7. Indicare quale dei seguenti composti contiene la maggior percentuale in massa di ossigeno: A) C6H10O3 B) C4H10O2 C) C7H6O3 D) C2H4O 8. Un legame chimico si forma perchè gli atomi legandosi: A) diminuiscono la loro energia B) possono mantenere l’energia costante C) aumentano la loro energia D) diminuiscono il loro volume 9. L’elettronegatività misura: A) la carica negativa posseduta da un atomo B) la tendenza di un atomo ad acquistare elettroni C) la tendenza di un atomo ad attrarre gli elettroni di un legame a cui partecipa D) il lavoro necessario per strappare a un atomo un elettrone 10. L’ebollizione di un liquido si verifica quando la tensione di vapore del liquido eguaglia la pressione atmosferica. È ben noto che l’acqua bolle a 100 °C alla pressione di 1 atm. Indicare a che temperatura è razionale si possa verificare l’ebollizione dell’acqua pura su una montagna di 3000 m: A) = a 100 °C B) > o < di 100 °C C) > di 100 °C D) < di 100 °C

ESERCIZI 1) Grammi 0.5039 di un composto costituito da C,H,O di peso molecolare 30.02 per combustione in eccesso di ossigeno hanno formato 0.739 grammi di di CO 2 e 0.302 grammi di H2O. Si scriva la formula molecolare del composto.

2) Quanti ml di ammoniaca al 25 % in peso, d = 0,91 g/ml, sono necessari per preparare 2,0 l di una soluzione 0,1 M? Calcolare inoltre la molalità della soluzione sapendo che la sua densità è 1.09 g/ml.

3) Si titola una soluzione di 100.0 ml di HCN 0.50 M con NaOH 1.00 M. Calcolare il pH dopo l’aggiunta di 50,0 ml di NaOH. Scrivere la reazione di titolazione.

DOMANDA DI TEORIA Entropia, energia libera e spontaneità di una trasformazione

CHIMICA I CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE Compito 8 DOMANDE A RISPOSTA MULTIPLA 1. Indicare la quantità chimica di Fe presente in un frammento dal volume di 5 mL se la densità del Fe è pari a 7,87 g/mL: A) 0,705 mol B) 1,41 mol C) 7,02 mol. D) 3,51 mol 2. L’energia di attivazione di una reazione rappresenta: A) la differenza fra l’energia dei prodotti e quella dei reagenti B) la barriera energetica che i reagenti devono superare per trasformarsi nei prodotti C) l’energia che si deve fornire solo nella fase iniziale di qualsiasi reazione D) l’energia liberata durante il procedere di una reazione 3. Una soluzione acquosa é basica quando la concentrazione molare degli ioni H3O+ é: A) minore di 107 mol/L

B) maggiore di 107 mol/L

C) minore di 1014 mol/L

D) maggiore di 1014 mol/L

4. Indicare la specie atomica per la quale si può prevedere il maggior valore di affinità elettronica: A) Na

B) F

C) Ca

D) Br

5. Un acido secondo la definizione di Arrhenius é una sostanza: A) che può cedere ioni idrogeno B) che contiene nella molecola uno o più atomi di idrogeno e che in acqua dissocia uno o più idrogenioni C) in grado di reagire con una seconda detta base per formare un sale D) che può acquistare ioni OHda una seconda detta base

6. Gli atomi di carbonio che formano la struttura del diamante sono uniti da legami: A) di van der Waals B) metallici C) ionici D) covalenti 7. La somma fra il pH ed il pOH di una soluzione acquosa é: A) 7 a qualsiasi temperatura B) 14 a qualsiasi temperatura C) 1014 a qualsiasi temperatura purché costante D) 14 solo se la soluzione é a 25 °C 8. Gli ossidi sono formati da: A) un numero variabile di atomi di un elemento ma sempre un solo atomo di ossigeno B) un ugual numero di atomi di un elemento e di ossigeno C) atomi di due elementi di cui uno è l’ossigeno D) un elemento ed ossigeno 9. Affinché una trasformazione in un sistema termodinamico chiuso sia spontanea é necessario che: A) la variazione di energia libera del sistema sia negativa B) sia fortemente esotermica C) la variazione di energia libera del sistema sia positiva D) la variazione di entropia del sistema sia positiva 10. Un acido si definisce monoprotico quando: A) é costituito da un solo individuo chimico B) cede atomi di idrogeno mediante una scissione omolitica C) non può dar luogo a reazioni di doppio scambio D) può dissociare un solo idrogenione

ESERCIZI 1) Un recipiente contiene 0.9996 grammi di argon, 0.8404 grammi di azoto e 0.5403 grammi di anidride carbonica a 25°C in un volume di 4 l. Quanto valgono la pressione totale e le pressioni parziali dei componenti la miscela?

2) Si consideri l'equilibrio: NOBr (g)  NO (g) + Br2 (g) Ognuno dei tre composti sono introdotti in un recipiente chiuso a 220 °C in modo che le pressioni parziali siano pNOBr = 0.434 atm, pNO = 0.100 atm e pBr 2 = 0.147 atm. Quando il sistema ha raggiunto l'equilibrio si trova che pNO = 0.237 atm. Calcolare il valore della costante K e il G° per la reazione.

3) Calcolare il pH e le concentrazioni delle specie presenti in una soluzione ottenuta miscelando 28,3 ml di una soluzione 2,30x10 -2 M in HNO3 con 17,4 ml di una soluzione acquosa 3,10x10-2 M in HNO3. Scrivere la reazione acido-base.

DOMANDA DI TEORIA

Entalpia e scambi di calore nelle trasformazioni...