esercizio stechiometria

Vengono scaldati 20,0 g di nitrato di ammonio NH4NO3 alla temperatura di 200 °C in un recipiente inizialmente vuoto del volume di 10,0 L. Si formano N2O e H2O (trattasi di detonazione light) che esercitano una pressione di 1,50 atm a 200 °C. Scrivere e bilanciare la reazione e calcolare la massa di nitrato di ammonio rimasta indecomposta in questi condizioni. Calcolare inoltre il calore (sviluppato o assorbito specificare) dalla reazione di decomposizione

NH4NO3 --> N20 + 2H20

so che la M di NH4NO3 è 80 g/mol --> n NHNO3 = 0.25 mol, arrivati a questo punto come si procede? non saprei da dove partire

Si calcolano il numero di moli totali che esercitano una pressione di 1,50 atm in un volume di 10,0 L alla temperatura di 473 K.

PV = nRT

n = 1,50 x 10,0 / (0,0821 x 473) = 0,386 mol

Dato che si formano 1 mol di N2O(g) ogni 2 mol di H2O(g), all'equilibrio avremo:

n N2O = 0,386 mol / 3 = 0,129 mol N2O

n H2O = 0,386 mol x 2 / 3 = 0,258 mol H2O

n iniziali NH4NO3 = 20,0 g / 80,04 g/mol = 0,250 mol NH4NO3

n consumate NH4NO3 = n finali N2O = 0,129 mol

n rimaste NH4NO3 = 0,250 - 0,129 = 0,121 mol

m rimasta NH4NO3 = 0,121 mol x 80,04 g/mol = 9,69 g NH4NO3

H° NH4NO3(s) = -365,56 kJ/mol

H° N2O(g) = +82,05 kJ/mol

H° H2O(g) = -241,82 kJ/mol

ΔH° = (82,05 +2*-241,82) - ( -365,56) = -767,15 kJ/mol

Dato che abbiamo 0,250 mol di NH4NO3 che reagiscono, il calore sviluppato dalla reazione esotermica sarà:

ΔH = -767,15 kJ/mol * 0,250 mol = 191,69 = 192 kJ