Considera la seguente reazione, che viene usata per preparare in laboratorio piccoli quantitativi di acido solfidrico: \( \mathrm{FeS}_{(s)}+\mathrm{HCl}_{(a q)} \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}_{(g)}+\mathrm{FeCl}_{2(a q)} \) Bilancia l'equazione di reazione e denomina tutti i reagenti e i prodotti, poi calcola quanti grammi di \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} \) ottieni a partire da 50 g di FeS .

Okay, mi stanno chiedendo di bilanciare l'equazione chimica fornita per la preparazione di piccole quantità di acido solfidrico in laboratorio. L'equazione originale è: \[ \mathrm{FeS}_{(s)} + \mathrm{HCl}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}_{(g)} + \mathrm{FeCl}_{2(aq)} \] Prima di tutto, dovrei controllare se l'equazione è bilanciata. Guardando i numeri di atomi per ogni elemento: - **Ferro (Fe):** 1 da sinistra, 1 da destra. - **Sulfuro (S):** 1 da sinistra, 1 da destra. - **Idrogeno (H):** 1 da sinistra, 2 da destra. - **Cloro (Cl):** 1 da sinistra, 2 da destra. C'è un disbalance in idrogeno e cloro. Per bilanciare l'idrogeno, potrei considerare di moltiplicare \(\mathrm{HCl}\) per 2: \[ \mathrm{FeS}_{(s)} + 2\mathrm{HCl}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}_{(g)} + \mathrm{FeCl}_{2(aq)} \] Ora, controllando nuovamente: - **Ferro (Fe):** 1 da sinistra, 1 da destra. - **Sulfuro (S):** 1 da sinistra, 1 da destra. - **Idrogeno (H):** 2 da sinistra, 2 da destra. - **Cloro (Cl):** 2 da sinistra, 2 da destra. L'equazione è ora bilanciata. Ora, devo identificare i reagenti e i prodotti: - **Reagenti:** \(\mathrm{FeS}\) e \(\mathrm{HCl}\) - **Prodotti:** \(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S}\) e \(\mathrm{FeCl}_{2}\) Successivamente, devo calcolare quanti grammi di \(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S}\) si ottengono a partire da 50 g di \(\mathrm{FeS}\). Per fare questo, devo utilizzare la legge di stasi di Faraday e le relazioni molecolari. Prima, devo trovare il numero di mole di \(\mathrm{FeS}\) presenti in 50 g. La formula di \(\mathrm{FeS}\) è \(\mathrm{FeS}\), quindi il suo peso molecolare è: \[ \text{Peso molecolare di FeS} = 55.85 \, \text{g/mol (Fe)} + 32.07 \, \text{g/mol (S)} = 87.92 \, \text{g/mol} \] Quindi, il numero di mole di \(\mathrm{FeS}\) è: \[ \text{Mole di FeS} = \frac{50 \, \text{g}}{87.92 \, \text{g/mol}} \approx 0.567 \, \text{mol} \] Secondo l'equazione bilanciata, 1 mole di \(\mathrm{FeS}\) produce 1 mole di \(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S}\). Quindi, 0.567 mole di \(\mathrm{FeS}\) producono 0.567 mole di \(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S}\). Ora, devo trovare il peso molecolare di \(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S}\): \[ \text{Peso molecolare di H}_2\mathrm{S} = 2 \times 1.008 \, \text{g/mol (H)} + 32.07 \, \text{g/mol (S)} = 34.076 \, \text{g/mol} \] Quindi, il peso di \(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S}\) prodotto è: \[ \text{Peso di H}_2\mathrm{S} = 0.567 \, \text{mol} \times 34.076 \, \text{g/mol} \approx 19.3 \, \text{g} \] Quindi, a partire da 50 g di \(\mathrm{FeS}\), si ottengono circa 19.3 g di \(\mathrm{H}_{2}\mathrm{S}\).