Esercizi: Soluzioni e preparazione

In laboratorio si vuole preparare una soluzione acquosa sciogliendo esattamente $4,00\,\text{g}$ di idrossido di sodio puro, $\mathrm{NaOH}$, in acqua deionizzata fino a raggiungere un volume totale di $250,0\,\text{mL}$ a $20\,^{\circ}\text{C}$. Dati delle masse atomiche: $M(\mathrm{Na}) = 22,99\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{O}) = 16,00\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{H}) = 1,01\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Calcola la concentrazione molare (molarità) della soluzione risultante.
2. b) Indica, motivando, quale vetreria tarata di precisione si deve necessariamente impiegare per fissare tale volume finale.

In laboratorio si dispone di una soluzione concentrata di acido cloridrico, $\mathrm{HCl}$, di concentrazione $2,00\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$. Si deve preparare esattamente $500,0\,\text{mL}$ di una soluzione diluita di $\mathrm{HCl}$ la cui concentrazione sia $0,050\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$.

1. a) Calcola il volume di soluzione concentrata che deve essere misurato per effettuare tale diluizione.
2. b) Dal punto di vista delle buone pratiche e della sicurezza in laboratorio, spiega quale strumento ausiliario deve essere necessariamente collegato alla pipetta per prelevare l'aliquota e quale pratica a rischio è assolutamente vietata.

Una bottiglia commerciale di acido nitrico concentrato, $\mathrm{HNO}_3$, riporta in etichetta un titolo in massa del $65,0\,\%$ e una densità di $1,40\,\text{g}\cdot\text{cm}^{-3}$ a $20\,^{\circ}\text{C}$. Dati delle masse atomiche: $M(\mathrm{H}) = 1,01\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{N}) = 14,01\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{O}) = 16,00\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Calcola la massa di acido nitrico puro presente in $1,00\,\text{L}$ di questo reagente commerciale.
2. b) Determina la concentrazione molare di tale soluzione commerciale.

In laboratorio si esegue la diluizione controllata di una soluzione madre di solfato di rame(II), $\mathrm{CuSO}_4$, la cui concentrazione iniziale è $0,800\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$. Con una pipetta tarata si trasferisce un'aliquota di $20,0\,\text{mL}$ in un matraccio tarato da $250,0\,\text{mL}$, portando poi a volume con acqua deionizzata fino a $20\,^{\circ}\text{C}$. La strumentazione utilizzata e il dettaglio del livellamento finale sono illustrati di seguito:

1. a) Calcola la concentrazione molare finale della soluzione diluita ottenuta nel matraccio tarato.
2. b) Una studentessa aggiunge acqua finché il fondo del menisco si trova sopra la tacca di taratura, osservandolo all'altezza del segno. Spiega se la concentrazione reale sarà maggiore o minore di quella calcolata e perché togliere parte di quella soluzione fino alla tacca non ne corregge la concentrazione.

In laboratorio si mescolano due soluzioni acquose di cloruro di potassio, $\mathrm{KCl}$, senza che avvenga alcuna reazione chimica. La soluzione A ha un volume di $150,0\,\text{mL}$ e una concentrazione di $0,500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$. La soluzione B ha un volume di $350,0\,\text{mL}$ e una concentrazione di $1,200\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$. Assumi comportamento ideale con volumi rigorosamente additivi a $20\,^{\circ}\text{C}$.

1. a) Calcola la concentrazione molare finale degli ioni cloruro, $\mathrm{Cl}^-$, nella miscela risultante.
2. b) Calcola il volume di acqua pura che bisognerebbe far evaporare dalla miscela risultante affinché la concentrazione finale di $\mathrm{KCl}$ raggiunga esattamente $1,500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$. In b), confronta i volumi a $20\,^{\circ}\text{C}$ e supponi che si perda solo acqua, senza precipitazione né variazione dell'additività dei volumi.

Si vogliono preparare $500,0\,\text{mL}$ di una soluzione acquosa di acido solforico, $\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4$, $0,250\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ a partire da un acido commerciale con titolo in massa del $96,0\,\%$ e densità $1,84\,\text{g}\cdot\text{cm}^{-3}$. Masse atomiche: $M(\mathrm{H}) = 1,01\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{S}) = 32,06\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{O}) = 16,00\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Calcola il volume di acido commerciale concentrato che si deve prelevare.
2. b) Descrivi la sequenza sperimentale di aggiunta dei reagenti, giustificando in dettaglio la norma di sicurezza specifica per evitare gravi incidenti termici.

In un laboratorio di controllo qualità si standardizza la preparazione di $100,0\,\text{mL}$ di una soluzione standard di carbonato di sodio anidro primario, $\mathrm{Na}_2\mathrm{CO}_3$, a concentrazione nominale $0,0500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ a $20\,^{\circ}\text{C}$. Si dispone di una bilancia analitica con incertezza $\pm 0,001\,\text{g}$ e di un matraccio tarato di classe A da $100,0\,\text{mL}$ con tolleranza di taratura $\pm 0,10\,\text{mL}$. Masse atomiche: $M(\mathrm{Na}) = 22,99\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{C}) = 12,01\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{O}) = 16,00\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Calcola la massa teorica di soluto che si deve pesare per ottenere esattamente la concentrazione fissata.
2. b) Determina l'incertezza relativa totale sulla molarità propagando le incertezze assolute massime di pesata e di volume, ed esprimi il risultato finale con il suo intervallo di incertezza: $M \pm \Delta M$. Per questa stima usa l'approssimazione conservativa $\Delta M/M=\Delta m/m+\Delta V/V$ e considera esatta la massa molare.

Si deve preparare esattamente $1,000\,\text{L}$ di una soluzione acquosa di cloruro di sodio, $\mathrm{NaCl}$, con una concentrazione finale di $0,750\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ a $20\,^{\circ}\text{C}$. In laboratorio si dispone di tre fonti del reagente: soluzione 1 ($200,0\,\text{mL}$ di $\mathrm{NaCl}$ $0,400\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$), soluzione 2 ($300,0\,\text{mL}$ di $\mathrm{NaCl}$ al $4,50\,\%$ in massa con densità $1,03\,\text{g}\cdot\text{cm}^{-3}$) e un barattolo di $\mathrm{NaCl}$ solido anidro con purezza in massa del $98,0\,\%$. Masse atomiche: $M(\mathrm{Na}) = 22,99\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{Cl}) = 35,45\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Calcola la quantità di sostanza (moli) di $\mathrm{NaCl}$ apportata complessivamente dalle soluzioni 1 e 2.
2. b) Calcola la massa di reagente solido impuro che deve essere pesata per completare le moli necessarie, introducendola nel matraccio tarato da $1,000\,\text{L}$ prima di portare infine a volume con acqua deionizzata.

Un tecnico cerca di preparare $500,0\,\text{mL}$ di soluzione standard di $\mathrm{NaOH}$ $0,1000\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ pesando $2,000\,\text{g}$ di lenticchie commerciali e portando a volume con acqua deionizzata in un matraccio tarato. Titolando poi tale soluzione con idrogenoftalato di potassio (standard primario), si determina che la molarità reale ottenuta è soltanto $0,0885\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$. Masse atomiche: $M(\mathrm{Na}) = 22,99\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{O}) = 16,00\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$; $M(\mathrm{H}) = 1,01\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Assumendo che il volume sia stato portato esattamente a $500,0\,\text{mL}$, supponi che le impurezze presenti in questo lotto siano acqua e sostanze che non reagiscono nella titolazione; determina la percentuale di purezza reale in $\mathrm{NaOH}$ delle lenticchie commerciali utilizzate.
2. b) Spiega in modo ragionato due cause chimiche e sperimentali per cui il $\mathrm{NaOH}$ solido non può mai essere considerato uno standard primario diretto e giustifica perché è obbligatorio eseguire una titolazione di standardizzazione.