Raccolta di gas sull’acqua. Esercizi svolti e commentati

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) → ZnCl_2(aq) + H_2(g)

L’idrogeno può essere raccolto disponendo di un’apparecchiatura come quella rappresentata in figura:

In una beuta munita di tappo forato è fatta avvenire la reazione e il gas è fatto convogliare, tramite un apposito tubicino, in un recipiente contenente acqua. Un provettone riempito di acqua è capovolto nell’acqua e il gas che si vuole raccogliere è 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:

p_gas = p_totale – p_{vapore 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

Quella totale è di 98600 Pa (1 atm/101325 Pa) = 0.973 atm

Pertanto la pressione di H₂ è quindi pari a p = 0.973 – 0.0233 = 0.950 atm

T = 20 + 273 = 293 K

Dall’equazione di stato dei gas n = pV/RT = 0.950 ∙ 2.58 / 0.08206 ∙ 293 = 0.102

In condizioni standard 1 mole di gas occupa 22.4 L

Volume = 0.102 mol ( 22.4 L/mol) = 2.28 L

Si poteva pervenire allo stesso risultato utilizzando l’equazione combinata dei gas:

p₁V₁/T₁ = p₂V₂/T₂

A STP si ha che p = 1 atm e T = 273 K

Applicando l’equazione combinata dei gasi si ha:

V₂= p₁V₁ T₂/T₁p₂ = 0.950 ∙ 2.58 ∙ 273/293 ∙ 1 = 2.28 L

• Un campione di 1.00 g di magnesio viene posto in 100 mL di una soluzione di acido cloridrico 0.123 M alla temperatura di 25.0°C. Calcolare il volume di idrogeno raccolto sull’acqua alla pressione di 755 mm Hg se alla temperatura alla quale viene condotta la reazione la pressione di vapore dell’acqua è di 24 mm Hg

La reazione bilanciata tra magnesio e acido cloridrico è:

Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂

Per conoscere le moli di H₂ prodotte dalla reazione dobbiamo sapere quale è il reagente limitante.

Moli di Mg = 1.00 g/24.305 g/mol=0.0411

Il rapporto stechiometrico tra Mg e HCl è di 1:2 pertanto le moli di HCl necessarie sono pari a 0.0411 ∙ 2 = 0.0822

Moli di HCl disponibili = 0.100 L ∙ 0.123 M = 0.0123

Pertanto il reagente limitante è HCl e le moli di H₂ prodotte, stante il rapporto tra HCl e H₂ che è di 2:1 sono pari a 0.0123/2 = 0.00615

La pressione dell’idrogeno è pari a 755 – 24 = 731 mm Hg ovvero

p = 731 mm Hg ( 1 atm/760 mm Hg) = 0.962 atm

T = 25 + 273 = 298 K

Dall’equazione di stato dei gas:
V = nRT/p = 0.00615 ∙ 0.08206 ∙ 298/ 0.962 = 0.156 L