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Raccolta di gas sull’acqua. Esercizi
Mar16

Raccolta di gas sull’acqua. Esercizi

Un gas non solubile o scarsamente solubile in acqua come l’idrogeno o l’ossigeno può essere raccolto sopra di essa. Ad esempio dalla reazione tra zinco e acido cloridrico si ottiene idrogeno gassoso: Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) L’idrogeno può essere raccolto disponendo di un’apparecchiatura come quella rappresentata in figura: In una beuta munita di tappo forato viene fatta avvenire la reazione e il gas viene fatto convogliare, tramite un apposito tubicino, in un recipiente contenente acqua. Un provettone riempito di acqua viene capovolto nell’acqua e il gas che si vuole raccogliere viene fatto gorgogliare in esso; non appena il gas entra nel tubo sposta l’acqua fin quando il provettone risulta pieno di gas. Tale gas è saturato con il vapore acqueo che esercita una pressione parziale che dipende dalla temperatura ed è tabulata. La pressione totale è data dalla somma della pressione parziale del gas e del vapore acqueo pertanto la pressione parziale del gas è data da: pgas = ptotale – pvapore acqueo Esercizi Calcolare la massa di O2 a 23.0°C se 193 mL del gas sono stati raccolti sull’acqua con una pressione atmosferica di 762 mmHg. La pressione di vapore dell’acqua a 23.0°C è pari a 21.1 mm Hg La pressione dell’ossigeno è pari a p = 762 – 21.1 = 740.9 mmHg Esprimiamo la pressione in atm p = 740.9 mmHg ( 1 atm/760 mmHg) = 0.975 atm T = 23.0 + 273 = 296 K Dall’equazione di stato dei gas n = pV/RT = 0.975 ∙ 0.193 L/0.08206 ∙ 296 =  0.00775 Massa di O2 = 0.00775 mol ∙ 32 g/mol = 0.248 g Calcolare le moli di CO2 raccolte sull’acqua alla temperatura di 25.0 °C, alla pressione di 1.00 atm che occupano un volume di 27.7 mL. La pressione di vapore dell’acqua a 25.0°C è di 23.8 torr. Convertiamo i torr in atmosfere: p = 23.8 torr ( 1 atm/760 torr) = 0.0313 atm la pressione di CO2 è pari a p = 1.00 – 0.0313 = 0.969 atm T = 25.0 + 273 = 298 K Dall’equazione di stato dei gas n = pV/RT = 0.969 ∙ 0.0277 L/0.08206 ∙ 298 =  0.00110   In un esperimento vengono raccolti sull’acqua 2.58 L di idrogeno alla temperatura di 20 °C quando la pressione è di 98.60 kPa. Trovare il volume che il gas occupa a STP. La pressione di vapore dell’acqua a 20°C è di 17.54 mm Hg La pressione di vapore dell’acqua è pari a 17.54 mmHg ( 1 atm/760 mmHg) = 0.0233 atm La pressione totale è di 98600 Pa (1 atm/101325 Pa) = 0.973 atm La pressione di...

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Stechiometria e leggi sui gas
Feb14

Stechiometria e leggi sui gas

La conoscenza delle leggi dei gas e le loro applicazioni consentono di risolvere i classici problemi di stechiometria che riguardano reazioni chimiche. Esercizi Una miscela gassosa avente volume pari a 5.0 L in condizioni standard contiene solfuro di idrogeno. Questa miscela viene opportunamente trattata e avviene la reazione: H2S + O2 → S + H2 La massa dello zolfo ottenuto è di 3.2 g. Calcolare il volume percentuale di H2S nella miscela originaria Le moli di S sono pari a: moli di S = 3.2 g/32 g/mol = 0.10 Poiché il rapporto stechiometrico tra S e H2S è di 1:1 anche le moli di H2S sono pari a 0.10. In condizioni standard ( p = 1 atm e T = 273 K) una mole di gas occupa un volume di 22.4 L Il volume occupato da H2S è pari a V = 0.10 mol (22.4 L/mol) = 2.24 L Volume % di H2S = 2.24 ∙ 100/5.0= 44.8 % Poiché i dati presenti nel testo dell’esercizio contengono 2 cifre significative occorre arrotondare 44.8 a due cifre significative e quindi il volume percentuale di H2S è pari al 45% Il solfuro di idrogeno reagisce con il biossido di zolfo secondo la reazione da bilanciare: H2S + SO2 → S + H2O Se il solfuro di idrogeno avente un volume di 6.0 L e una pressione di 750 torr reagisce con un eccesso di SO2 e produce 3.2 g di S calcolare la temperatura in °C La reazione bilanciata è: 2 H2S + SO2 → 3 S +2 H2O Moli di S = 3.2 g/32 g/mol= 0.10 Il rapporto stechiometrico tra H2S e S è di 2:3 Moli di H2S = 0.10 ∙ 2/3= 0.067 P = 750/760=0.987 atm Dall’equazione di stato dei gas T = pV/nR = 0.987 ∙ 6.0/0.067∙ 0.0821 = 1077 K 1077-273= 804 °C Un campione avente massa 3.66 g contenente zinco e magnesio reagiscono in ambiente acido per dare idrogeno gassoso. Calcolare la percentuale di Zn nel campione se si sono ottenuti 47 L di H2 alla pressione di 101.0 kPa alla temperatura di 300 K Poiché la pressione viene espressa in kPa se non vogliamo convertirla in atm dobbiamo usare la costante universale dei gas R con le dimensioni opportune ovvero R = 8.31 kPa L/molK Dall’equazione di stato dei gas moli di H2 = pV/RT = 101.0 ∙ 2.47/8.31 ∙ 300 = 0.100 Le reazioni di Zn e di Mg in ambiente acido sono rispettivamente: Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2 Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2 Da cui si osserva che sia il rapporto tra Zn e H2 che...

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Tensione di vapore: abbassamento relativo
Gen19

Tensione di vapore: abbassamento relativo

Quando un soluto non volatile viene aggiunto a un solvente la tensione di vapore della soluzione diventa minore rispetto a quella del solvente puro. L’espressione della tensione di vapore di una soluzione è data dalla legge di Raoult per la quale: p = p° x1  (1 dove p è la tensione di vapore della soluzione, p° è la tensione di vapore del solvente puro e x1 è la frazione molare del solvente. L’abbassamento della tensione di vapore Δp è infatti dato da: Δp = p°-p  (2 L’abbassamento relativo della tensione di vapore viene definito come Δp /p° ovvero p°-p/p° che corrisponde al rapporto tra la diminuzione della tensione di vapore della soluzione rispetto a quella del solvente puro e la tensione di vapore del solvente stesso. Sostituendo nella (2 il valore di p dalla (1 si ha: Δp = p°- p° x = p°(1 –x1)  (3 Poiché in un sistema a due componenti la somma delle frazioni molari vale 1 ovvero: x1 + x2 = 1  (4 essendo x2 la frazione molare del soluto sostituendo al valore 1 presente nella (3 l’espressione (4 si ha: Δp = p°( x1 + x2 –x1)  = p°x2 Da cui: Δp/p°= x2 Pertanto l’abbassamento relativo della tensione di vapore dipende solo dalla frazione molare del soluto e pertanto è una proprietà colligativa. Dalla definizione di frazione molare si ha: Δp/p°= n2/n2+n1 Dove n2 è il numero di moli del soluto e n1 è il numero di moli di solvente. In una soluzione molto diluita in cui n1 >> n2 si può assumere che n2+n1 ≈ n1 quindi Δp/p°= n2/n1 Poiché il numero di moli è dato dal rapporto tra massa e peso molecolare si ha: Δp/p°= m2/PM2/ m1/PM1 = m2 PM1/m1PM2  (5 dove m1 e m2 sono rispettivamente la massa di solvente e la massa di soluto e PM1 e PM2 sono rispettivamente i pesi molecolari del solvente e del soluto. Conoscendo l’abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione è possibile, come avviene per le altre proprietà colligative ricavare il peso molecolare del soluto. Esercizi Una soluzione acquosa al 2% m/m di un soluto non volatile ha una tensione di vapore di 1.004 bar alla normale temperatura di ebollizione del solvente. Calcolare il peso molecolare del soluto Una soluzione al 2% m/m contiene 2 g di soluto in 100 g di soluzione ovvero in 100-2 = 98 g di acqua (PM = 18.01 g/mol) La tensione di vapore dell’acqua all’ebollizione è di 1 atm ovvero di 1.013 bar Applicando la (5 si ha: 1.013 – 1.004/1.013 = 2∙18/ 98 ∙ PM2 0.0088 = 0.367/PM2 Da cui PM2 = 0.367/0.0088= 41.74 g/mol...

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Esercizi di stechiometria
Gen18

Esercizi di stechiometria

Prima di affrontare l’equilibrio chimico si studia la stechiometria in cui vengono calcolate le quantità di reagenti o dei prodotti di reazione a partire dalle equazioni chimiche bilanciate. Sebbene si sia cercato di elaborare metodi generali per la risoluzione di esercizi a partire da bilanciamento delle reazioni, conversioni moli-grammi, utilizzo dei coefficienti stechiometrici per il calcolo delle moli delle altre specie da cui calcolare i grammi, ci si imbatte nella risoluzione di problemi in cui queste generalizzazioni non bastano e occorre lavorare di intuito e di esperienza. L’unico consiglio che si può dare è quello di esercitarsi molto, di cercare di ragionare e di non demordere mai perché se c’è un problema esso deve poter essere risolto. Vengono proposti alcuni esercizi che escono dagli schemi tradizionali che occorre risolvere seguendo determinati ragionamenti. Esercizi Un campione di magnesio avente massa 1.00 g viene trattato con 100 cm3 di HCl 0.123 M. Calcolare il volume di idrogeno raccolto su acqua a 25°C sapendo che a questa temperatura la pressione è di 755 mm Hg e che la pressione del vapore acqueo è di 24 mm Hg. La reazione bilanciata è Mg(s) +2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Le moli di magnesio sono pari a: moli di magnesio = 1.00 g/24.305 g/mol = 0.0411 Il rapporto stechiometrico tra Mg e HCl è di 1:2 quindi le moli di HCl necessarie per far reagire tutto il magnesio sono pari a 0.0411 x 2 = 0.0822 Le moli di HCl disponibili sono pari a 0.100 dm3 x 0.123 M = 0.0123 quindi l’acido cloridrico è il reagente limitante. Le moli di H2 che si ottengono dalla reazione vanno quindi calcolare sul reagente limitante e, tenendo conto che il rapporto tra HCl e H2 è di 2:1 le moli di H2 che si ottengono dalla reazione sono pari a 0.0123/2 = 0.00615 Quando un gas viene raccolto su un liquido volatile come l’acqua è necessario apportare una correzione dovuta alla quantità di vapore acqueo presente con il gas. Infatti un gas raccolto sopra l’acqua è saturato di vapore acqueo che occupa il volume totale del gas ed esercita una pressione parziale. La pressione parziale del vapore acqueo è determinata per ogni temperatura e deve essere fornita nel testo; essa deve essere sottratta dalla pressione totale del gas per ottenenre la pressione del gas che si sta misurando. Pressione di H2 = 755-24= 731 mm Hg Trasformiamo la pressione in atm: Pressione di H2 = 731/760=0.961 atm Trasformiamo i gradi centigradi in Kelvin: T = 25 + 273 = 298 K Applichiamo l’equazione di stato dei gas ideali: V = nRT/p = 0.00615 x 0.0821 x...

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Analisi per combustione. Esercizi
Gen17

Analisi per combustione. Esercizi

Uno dei metodi classici per determinare la formula empirica dei composti sfrutta la loro combustione: se sono presenti elementi quali carbonio, idrogeno, azoto o zolfo dalla loro combustione si ottengono i rispettivi ossidi che possono essere determinati quantitativamente. Vengono così determinate le percentuali in massa degli elementi presenti nel composto da cui si può risalire alla formula empirica. Conoscendo la massa molare del composto ottenibile, ad esempio, sfruttando le proprietà colligative delle soluzioni, si può determinare la formula molecolare. Vengono qui affrontati esercizi di livello difficile rimandando all’articolo “Formula minima di un composto dall’analisi per combustione” la risoluzione di esercizi di livello più semplice. Esercizi La combustione di 40.10 g di un composto contenente solo C, H, Cl e O dà luogo alla formazione di 58.57 g di CO2 e 14.98 g di H2si è inoltre determinato che un’altra aliquota di composto avente massa 75.00 g contiene 22.06 g di Cl. Determinare la formula minima Le moli di CO2 sono pari a 58.57 g /44.01 g/mol=1.331 I grammi di carbonio contenuti nel composto sono 1.331 mol x 12.011 g/mol= 15.99 g Le moli di acqua sono pari a 14.98 g/18.01 g/mol= 0.8318 Le moli di idrogeno sono quindi 2 x 0.8318= 1.664 I grammi di idrogeno contenuti nel composto sono 1.664 mol x 1.008 g/mol= 1.677 g La massa di cloro contenuta in 58.57 g è pari a 22.06 x 40.10/75.00 = 11.79 g Le moli di cloro sono pari a 11.79 g/35.453 g/mol =0.3327 La massa di ossigeno presente nel composto viene calcolata per differenza: massa di ossigeno = 40.10 – ( 15.99 + 1.677 + 11.79)=10.64 g Le moli di ossigeno sono quindi pari a: moli di ossigeno = 10.64 g/15.999 g/mol=0.6652 In definitiva il rapporto molare fra i vari elementi è: C 1.331 H 1.664 Cl 0.3327 O 0.6652 Per ottenere numeri interi dividiamo per il numero più piccolo che nella fattispecie è 0.3327 C = 1.331/0.3327 = 4 H = 1.664/0.3327 = 5 Cl = 0.3327/0.3327 = 1 O = 0.6652/0.3327 = 2 Pertanto la formula minima del composto è C4H5ClO2 Un campione avente massa 2.52 g contiene carbonio, idrogeno, ossigeno e azoto. Dopo la sua combustione si sono ottenuti 4.36 g di CO2 e 0.892 g di H2 Da un altro campione di massa 4.14 g si sono ottenuti 2.60 g di SO3 mentre da 5.66 g di campione si sono ottenuti 2.80 g di HNO3. Determinare la formula minima Le moli di CO2 sono pari a 4.36 g /44.01 g/mol= 0.0991 I grammi di carbonio contenuti nel composto sono 0.0991 mol x 12.011 g/mol= 1.19 g Le moli di acqua sono pari a...

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Costante di equilibrio. Esercizi svolti
Ott24

Costante di equilibrio. Esercizi svolti

Data la generica reazione di equilibrio: a A + b B ⇄ c C + d D dove a, b, c e d sono rispettivamente i coefficienti stechiometrici dei reagenti A e B e dei prodotti di reazione C e D si ha che la costante che regola tale equilibrio è data dall’espressione: Kc = [C]c[D]d /[A]a[B]b Dove [C], [D], [A] e [B] sono espresse in termini di concentrazione molare. La costante di equilibrio costituisce un’importante legge chimica nota come legge di azione di massa o legge dell’equilibrio chimico dovuta agli scienziati Guldberg e Waage che esprime quantitativamente la dipendenza delle concentrazioni di prodotti e reagenti in una reazione chimica all’equilibrio. Nelle reazioni omogenee in fase gassosa la costante di equilibrio può essere espressa in funzione delle pressioni parziali dei gas componenti il sistema. Tale costante è detta Kp è data dall’espressione: Kp = pCc pDd/ pAa pBb Dove pc, pd, pa e pb sono le pressioni parziali dei gas. Esempio Scrivere l’espressione della Kc relativa alla reazione: 4 NH3(g) + 5 O2(g) ⇄ 4 NO(g) + 6 H2O(g) Kc = [NO]4[H2O]6/[NH3]4[O2]5  Per scrivere correttamente l’espressione della costante di equilibrio indispensabile per risolvere gli esercizi attinenti l’equilibrio chimico bisogna tener presente alcune regole. Le specie per le quali non vi è una variazione significativa delle concentrazioni non vanno inserite nell’espressione della costante di equilibrio. Ciò avviene in due casi: Quando la sostanza è un solvente. Ad esempio si consideri l’idrolisi dello ione cianuro: CN– + H2O ⇄ HCN + OH– In tale equilibrio l’acqua agisce sia da solvente che da reagente ma la variazione di concentrazione dell’acqua nella reazione è talmente bassa da poter essere considerata trascurabile quindi essa non va inserita nell’espressione che è quindi data da: K = [HCN][OH–]/[CN–] Quando la sostanza è presente allo stato solido. In tal caso si tratta di un equilibrio eterogeneo in cui reagenti e i prodotti si trovano in due o più fasi. Un esempio di equilibrio eterogeneo ci è dato dalla decomposizione termica del carbonato di calcio: CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g) Se la reazione viene condotta in un sistema chiuso all’equilibrio saranno presenti tre fasi: carbonato di calcio solido, ossido di calcio solido e biossido di carbonio gassoso. Nell’espressione della costante relativa a questo equilibrio vanno omesse le concentrazioni delle specie solide e pertanto: Kc = [CO2] Esercizi 1. Scrivere l’espressione della Kc relativa alla reazione: CaF2(s) ⇄ Ca2+(aq) + 2 F–(aq) La costante di questo equilibrio, denominata prodotto di solubilità ha come espressione Kps = [Ca2+][F–]2 2.  Scrivere l’espressione della Kc relativa alla reazione: Fe3O4(s) + 4 H2(g) ⇄ 4 H2O(g)+ 3 Fe(s) La costante di questo equilibrio ha come espressione Kc = [H2O]4/[H2] 3. Scrivere l’espressione della...

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