BILANCIAMENTO CON REAZIONI GASSOSE

BILANCIAMENTO CON REAZIONI GASSOSE

BILANCIAMENTO CON REAZIONI GASSOSE – Cenni di teoria

Il bilanciamento con reazioni gassose prevede
di applicare l’equazione dei gas ideali e le leggi

di Dalton come supporto al bilanciamento delle
reazioni chimiche.

BILANCIAMENTO CON REAZIONI GASSOSE – ESERCIZIO 1

Una miscela di monossido di carbonio ed ossigeno
reagisce generando anidride carbonica. Si calcolino

le pressioni parziali sapendo che i tre gas raggiungono
una pressione totale di 1,45 atm

Allora, occorre prima bilanciare la reazione:

\small \begin{matrix} C^{+2}O^{-2}+O_{2}^{0}\rightarrow C^{+4}O_{2}^{-2} \end{matrix}

Bilanciamo le cariche:

\small \begin{matrix} C^{+2}O^{-2}- 2e^{-} \rightarrow C^{+4}O_{2}^{-2} \end{matrix}

\small \begin{matrix} C^{+2}O^{-2}\rightarrow C^{+4}O_{2}^{-2}+\not 2e^{-}\\ \\ O_{2}^{0}+\not 2e^{-} \rightarrow C^{+4}O_{2}^{-2} \end{matrix}

Bilanciamo le masse:

\small \begin{matrix} 2 CO+O_2\rightarrow 2 CO_2 \end{matrix}

La reazione non essendo completa si hanno tre specie gassose le cui pressioni parziali sommate raggiungono
1,45 atm:

PO2+PCO+PCO2 = 1,45 atm

Dunque, dato che le pressioni sono proporzionali
solo alle moli in quanto le tre temperature e volumi

sono gli stessi guardando la reazione si ha:
nco = nco2 = 2nO2 che è come dire Pco = Pco2 = 2PO2

Allora, ne viene che:

PO2 + 2 PO2 + 2 PO2 = 1,45 atm
PO2 (1+2+2) = 1,45 atm
5 PO2 = 1,45 atm

Le pressioni sono:
O2 = 0,29 atm
co2 = 0,58 atm
Pco = 0,58 atm

ESERCIZIO 2

Azoto e idrogeno reagiscono per dare ammoniaca
gassosa. Si calcoli la pressione totale sapendo che

la temperatura è 298,15 K, la miscela occupa un
volume molare di 25,0 litri.

Quindi, occorre prima bilanciare la reazione:

\begin{matrix} N_{2}^{0}+H_{2}^{0} \rightarrow N^{-3}H_{3}^{+1} \end{matrix}

Ciascun azoto acquista 3 elettroni,
e all’inizio ne abbiamo 2 quindi:

\begin{matrix}N_{2}^{0}+6e^{-} \rightarrow N^{-3} \end{matrix}

Ciascun idrogeno perde 1 elettrone,
e alla fine ne abbiamo 3 quindi:

\begin{matrix} H_{2}^{0} \rightarrow H_{3}^{+1}+ 3 e^{-} \end{matrix}

Bilancio massa ( 2 N + 6 H = 2 N + 6 H )

\begin{matrix} 3H_{2}^{0} \rightarrow 2H_{3}^{+1}+ \not 6e^{-}\\ \\ N_{2}^{0}+\not 6e^{-} \rightarrow 2N^{-3} \end{matrix}

\small \begin{matrix} N_2+3H_2 \rightarrow 2NH_3 \end{matrix}

\begin{matrix} P_{tot}= (1+3+3)mol \frac{R\cdot T}{V};\\ \\ (7 mol)\frac{0,08206\frac{l\cdot atm}{mol\cdot K}\cdot 298,15K}{25,0l}\\ \\ =6,85 atm \end{matrix}

ESERCIZIO 3

Il nitrato d’ammonio viene degradato termicamente
per dare monossido di di-azoto e vapore acqueo:

\small \begin{matrix}NH_4NO_3\rightarrow N_2O+\mathbf{x}H_2O\\\end{matrix}

La pressione parziale di N2O è 1,65 atm e la frazione
molare del vapore è 0,67

\scriptsize\begin{matrix} P_{N_{2}O}=(P_{tot}\cdot X_{N_{2}O})=1,65 atm\\ \\ P_{N_{2}O}=P_{tot}\cdot (1-0,67)=1,65 atm\\ \end{matrix}

\begin{matrix} P_{tot}=(\frac{1,65atm}{0,33})=5,0 atm & \end{matrix}

Da cui:

\footnotesize \begin{matrix}P_{H_{2}O}=(5,0-1,65)=3,35atm\\\end{matrix}

\large \frac{P_1}{P_2}=\frac{n_1}{n_2}=\frac{3,35atm}{1,65atm}=2

Infine, la pressione parziale di vapore è il doppio
del monossido di di-azoto, allora:

\small \begin{matrix} NH_4NO_3\rightarrow N_2O+\mathbf{2}H_2O \end{matrix}

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