Chimica - Leggi dei gas

Calcolo della composizione in moli nel recipiente a fine reazione

CO₂ (g) + 2 H₂ (g) → CH₄ (g) + H₂O (g)

PM(CH₄) = 16.0 g/mol

PM(N₂) = 28.0 g/mol

PM(O₂) = 32.0 g/mol

In 100 g di miscela:

n(N₂) = 50.5 g / 28.0 g/mol = 1.803 moli

n(O₂) = 22.9 g / 32.0 g/mol = 0.716 moli

n(CH₄) = 26.6 g / 16.0 g/mol = 1.659 moli

1.803 + 0.716 + 1.659 = 4.178 moli totali

Tenendo presente la proporzionalità tra volumi di gas e moli di gas:

moli % (N₂) = V % (N₂) = 1.803 / 4.178 = 43.15%

moli % (O₂) = V % (O₂) = 0.716 / 4.178 = 17.14%

moli % (CH₄) = V % (CH₄) = 1.659 / 4.178 = 39.71%

P(N₂) = 0.4315 * 5.12 atm * 760 torr/atm = 1679 torr

P(O₂) = 0.1714 * 5.12 atm * 760 torr/atm = 667 torr

P(CH₄) = 0.3971 * 5.12 atm * 760 torr/atm = 1545 torr

Secondo la stechiometria della reazione, 0.716 moli di O₂ reagiscono con 2 * 0.716 / 2 = 0.358 moli di CH₄ formando 0.358 moli di CO₂ e 0.716 moli di H₂O.

Dopo la reazione sono presenti:

n(N₂) = 1.803 moli

n(O₂) = 0.358 moli

n(CH₄) = 1.301 moli

moli2n (CH ) = 1.659 – 0.358 = 1.301

moli4n (CO ) = 0.358

moli2n (H O) = 0.716

moli2n (totali) = 1.803 + 0 + 1.301 + 0.358 + 0.716 = 4.178

moli totaliL’aria è una miscela di gas e contiene il 20.95 % di O . Calcolare il

Esercizio 7. 2volume d’aria in m (a T = 25°C, P = 1 atm) necessario alla combustione di 1 L3di etere etilico (liquido, d = 0.713 g mL , PM = 74.12 g mole ). La reazione che-1 -1avviene è: C H OC H (l) + 6 O (g) CO (g) + 5 H O (l).

42 5 2 5 2 2peso di un litro di etere.1 (L) 713 (g L ) = 713 g che contiene 713 / 74.12-1= 9.62 moli di etere

Per bruciare 9.62 moli di etere servono .6 9.62 = 57.7 moli di O 2. . .V (O ) = nRT / P = (57.7 0.082 298.15) / 1 = 1410.66 L = 1410.66 (L) 0.0012(m L ) = 1.41 m3 3-1

Poiché solo il 20.95 % dell’aria è O servono2.V = 1.41 (100 / 20.95) = 6.73 m di aria

37.5 mL di una miscela gassosa composta da CO , N O e C H a 1Esercizio 8. 2 2 5 2 6atm vengono fatti gorgogliare attraverso

Una soluzione di Ba(OH)₂ che assorbe quantitativamente CO₂ e NO₂ secondo le reazioni:

2Ba(OH)₂ + 2CO₂ + H₂O → Ba(CO₃)₂ + 2H₂O

2Ba(OH)₂ + 5NO₂ + H₂O → Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

Il volume del gas residuo è 2.45 mL alle stesse condizioni di T e P. Il BaCO₃ che si è formato è un prodotto insolubile che viene filtrato e il suo peso è di 31.4 mg. Trovare la pressione parziale e la frazione molare dei singoli gas.

V = 2.45 mL (gas residuo)

Moli (CO₂) = moli (BaCO₃) = 0.0314 (g) / 197.34 (g mol^-1) = 1.59 * 10^-4 mol

V = nRT / P = (1.59 * 10^-4 (mol) * 0.082 (L atm mol^-1 K^-1) * 298 (K)) / 1 (atm) = 3.88 mL

(CO₂) = 7.50 mL - 2.45 mL - 3.88 mL = 1.17 mL

(N₂O₅)

Ho i volumi parziali e posso calcolare le pressioni parziali e le frazioni molari.

P (CO₂) = (2.45 mL / 7.50 mL) * 1 atm = 0.327 atm

P (CO) = (3.88 mL / 7.50 mL) * 1 atm = 0.517 atm

P (N₂O₅) = (1.17 mL / 7.50 mL) * 1 atm = 0.156 atm

Ricordando che: P = P_total e che in

questo caso P = 1 atm
i TOT TOTLe frazioni molari sono uguali alle pressioni parziali
Una lega di Al-Mg viene trattata con HCl. Dal trattamento di 4.2 g si
Esercizio 9.
ottengono 3.99 L di H a c.n.. Calcolare la percentuale di Al nella lega date le
2reazioni:
22 Al + 6 HCl AlCl + 3 H ↑
3 2MgClMg + 2 HCl + H ↑
2 2
PA = 27 (g mol )
PA = 24.3 (g mol )-1 -1
Al Mg
3.99 (L) / 22.41 (L mol ) = 0.178 moli di H-1 2
se x = g di Al 4.2 – x = g di Mg .
dalla prima reazione moli di H (formate da Al) = (3 / 2) moli di Al2
dala seconda reazione moli di H (formate da Mg) = moli di Mg2.
moli di H = (3 / 2) moli di Al + moli di Mg2 . .
0.178 = (3 /2) (x / PA ) + (1) [(4.2 – x) / PA )]
Al Mg
 x = 0.36 g di Al e 4.2 – 0.36 = 3.84 g di Mg
% Al = 0.36 / 4.2 = 8.6 %
% Mg = 3.84 / 4.2 = 91.4 %
Esercizio 10. Scrivere e bilanciare la reazione tra biossido di carbonio e acqua per dare glucosio(C H O ) e ossigeno. Assumendo che la reazione sia quantitativa, calcolare i mg di

glucosio che si6 12 6formano facendo reagire 132.0 mL di biossido di carbonio, misurato a 25°C e 1.00 atm, con 130mg di acqua. 6 CO + 6 H O C H O + 6 O2 2 6 12 6 2. . . -3moli di CO : n = PV / RT (1 0.132) / (0.082 298) = 5.4 10 moli2 .-1 -3moli di H O: 0.130 g / (18 g mol ) = 7.22 10 moli2la CO è il reagente limitante2 . .-3 -4moli glucosio = moli CO / 6 = 5.4 10 / 6 = 9.00 102PM (C H O ) = 1806 12 6 . .-4 -1massa glucosio = 9.00 10 mol (180 g mol ) = 0.162 g = 162 mg

Esercizio 11. (a) Bilanciare la seguente reazione in soluzione acquosa: permanganato di potassio+ perossido di idrogeno biossido di manganese + idrossido di potassio + ossigeno elementare +acqua.(b) Calcolare il volume di ossigeno (STP) teoricamente ottenibile dalla reazione a partire da 15.0 gdi permanganato di potassio (PF = 158.05 uma).(a) KMnO + H O MnO + KOH + O + H O4 2 2 2 2 2+I +VII –II +I -I +IV –II +I –II +I 0 +I -IIStati di ossidazione: KMnO + H O MnO + KOH + O + H O4 2

2 2 2 2+VII +IV4-  semireazione di riduzione MnO MnO 24- -  aggiungo elettroni MnO + 3 e MnO 24- - -bilancio le cariche MnO + 3 e MnO + 4 OH24- - -bilancio le masse MnO + 3 e + 2 H O MnO + 4 OH semireazione bilanciata2 2semireazione di ossidazione H O O2 2 2 -aggiungo elettroni H O O + 2 e2 2 2 - -bilancio le cariche H O + 2 OH O + 2 e2 2 2- -bilancio le masse H O + 2 OH O + 2 e + 2 H O semireazione bilanciata2 2 2 2.4- - -(MnO + 3 e + 2 H O MnO + 4 OH ) 22 2 .- -(H O + 2 OH O + 2 e + 2 H O) 32 2 2 2-------------------------------------------------------4- - - - -2 MnO + 6 e + 4 H O + 3 H O + 6 OH 2 MnO + 8 OH + 3 O + 6 e + 6 H O2 2 2 2 2 24- -2 MnO + 3 H O 2 MnO + 2 OH + 2 H O + 3 O reazione bilanciata2 2 2 2 2+In forma molecolare (aggiungo 2 K sia tra i prodotti che tra i reagenti):2 KMnO + 3 H O 2 MnO + 2 KOH + 2 H O + 3 O4 2 2 2 2 2-1(b) 15.0 g di KMnO / (158.05 g mol ) = 0.0949 mol di KMnO4 4.0.0949 mol di KMnO (3 mol O / 2 mol KMnO ) = 0.143

mol O₄ = 2.4 x 10² mol O = 22.4 L/mol = 3.19 L O₂

Esercizio 12. 5.00 g di Al sono completamente attaccati da una soluzione diluita di acido solforico, secondo la reazione: 2 Al + 6 H₂SO₄ → 2 Al_(SO4)3 + 3 H₂

Si calcoli il volume di idrogeno (misurato a 298 K e alla P di 1.00 bar) che è svolto dalla reazione.

1.00 bar = 10⁵ Pa; 1 atm = 101325 Pa

R = 0.08206 L atm/mol K = 8.314 J/mol K = 8.315 Pa m³/mol K

mol Al = 5.00 g / 26.05 g/mol = 0.192 mol

Dalla stechiometria della reazione si ricava che: 0.192 : x = 2 : 3 e quindi x = 0.288 mol H₂ sviluppato

V = nRT/P = (0.288 mol * 8.315 Pa m³/mol K * 298 K) / 10 Pa = 7.14 * 10^-3 m³ = 7.14 dm³

Poiché 1 bar = 0.987 atm, avremmo ottenuto lo stesso risultato facendo: V (in litri) = 0.288 mol * 0.08206 L atm/mol K * 298 K / 0.987 atm = 7.14 L

Esercizio 13. Calcolare la P totale di una miscela gassosa costituita da 5.08 x 10²³ molecole di biossido di carbonio, 7.83 g di ossigeno molecolare e 0.830 mol di azoto

molecolare in un volume di 26.4 L a T = 23.0 °C. Calcolare le pressioni parziali..

23 mol CO = 5.08 * 10⁶ / 6.022 * 10²³ = 0.844 mol

2 mol O = 7.83 g / 31.998 g/mol = 0.245 mol

-12 mol N = 0.830 mol

2n = (0.844 + 0.245 + 0.830) mol = 1.919 mol

TOT P = n RT / V = (1.919 mol * 0.08206 L atm/mol K * 296.15 K) / 26.4 L = 1.77 atm

TOTLe P parziali risultano da:

P (CO2) = n (CO2) RT / V = 0.777 atm

P (O2) = n (O2) RT / V = 0.225 atm

P (N2) = n (N2) RT / V = 0.764 atm

P = 0.777 + 0.225 + 0.764 = 1.77 atm

TOT 3

Esercizio 14. Calcolare il volume di H2 che può reagire con 5.00 dm3 di N2 ad una certa T e P ed il volume di ammoniaca che si può formare.

N2 + 3 H2 -> 2 NH3

Nei gas, il volume è proporzionale al numero di moli; dai rapporti stechiometrici si deduce che:

Volume H2 = 3 * 5 dm3 = 15.00 dm3

Volume NH3 = 2 * 5 dm3 = 10.00 dm3

Esercizio 15. 1.50 g di H2 sono introdotti in un recipiente di 1.00 dm3 contenente He a T = 100°C alla P = 560 Torr.

Calcolare la P totale del recipiente mantenuto alla stessa temperatura.
560 Torr / 760 Torr / atm = 0.737 atm.
moli He = PV / RT = (0.737 atm * 1.00 L) / (0.08206 L atm mol K * 373.15 K) = 0.0241 mol-1
mol H = 1.50 g / 2.016 g mol = 0.744-12mol
totali = 0.7611 mol
P = n RT / V = (0.7611 mol * 0.08206 L atm mol K * 373.15 K) / 1.00 L = 23.3 atm-1
TOT TOT

Esercizio 16. Un volume di etano, quando è bruciato con aria, forma 10.0 L di CO . Un volume2
diverso di metano (alla stessa T e P) forma 20.0 L di anidride carbonica. In quale rapporto stanno i
volumi dei due gas?
C H + 7/2 O 2 CO + 3 H O2 6 2 2 2
CH + 2 O CO + 2 H O4 2 2 2
Volume etano = 1/2 Volume CO = 5.00 L2
Volume metano = volume CO = 20.0 L2
Il rapporto fra i due gas è 5:20 = 1:4

Esercizio 17. 20.0 g di NH NO solido vengono scaldati a 200°C in un recipiente inizialmente4 33
vuoto di 10.0 dm di volume. Si sono formati N O e H O che esercitano una P = 1.50 bar a 200°C.2 2
Calcolare quanto reagente rimane

indecomposto in queste condizioni.La reazione è: NH4NO3 (g) + 2 H2O (g) → 4 NH3 (g) + 3 HNO3 (g)

n = PV/RT = (1.50 * 10^5 Pa * 10.0 * 10^-3 m^3) / (8.314 Pa m^3 mol K * 473.15 K) = 0.381 mol

Dai coefficienti stechiometrici deduco che: n NH4NO3 = 1/3 mol totali = 0.381/3 mol = 0.127 mol

P.M. NH4NO3 = 80.1 g/mol

Quantità di reagente indecomposto: 20.0 g - (0.127 mol * 80.1 g/mol) = 9.81 g

Esercizio 18. Trovare la massima quantità in g di CO2 che si ottiene dall'equazione (da...