Masa a volumen con pureza 22

 

a)   ¿Qué volumen de ácido nítrico concentrado (densidad 1,84 g/mL y 90% de ácido) será necesario para disolver una muestra de 80 gramos de plata que contiene 80% de plata pura?

b)   ¿Cuántos litros de hidrógeno se desprenderán, medidos a 740 mm de Hg y 37 ºC?

Masa atómica: H = 1, N = 14, Ag 108, O = 16

 

 

Solución:

Reacción ajustada:

2 NHO3 + 2 Ag 2 AgNO3 + H2

a)  Datos: d(HNO3) = 1,84 g/mL; Riqueza(HNO3) = 90%; m(Ag) = 80 g; Riqueza(Ag) = 80%

Moles de plata que reaccionan:

80 g mineral·(80 g Ag/100 g mineral)·(mol Ag/108 g Ag) =  0,6 moles Ag

Según la reacción los moles de HNO3 que reaccionan y  los de Ag son iguales, luego para que reaccione toda la plata se necesitan 0,6 moles de ácido nítrico.

Masa de HNO3 necesario:

Pm(HNO3) = 1 + 14 + 48 = 63

0,6 moles·(63 g/ mol) = 37,8 g

Masa de la disolución de HNO3:

37,8 g HNO3·(100 g disolución/90 g HNO3) = 42 g disolución

Volumen de la disolución de HNO3:

42 g·(mL/1,84 g ) = 22,8 mL

b)  Datos: P(H2) = 740 mm de Hg; T(H2) = 310 K

Ley de los gases ideales:

P V = n R T V = n R T/P

Moles de H2 que se obtienen:

0,6 moles Ag·(mol H2/2 moles Ag) = 0,3 moles de H2

Volumen de H2 obtenido:

V = 0,3 moles·[(0,082 atm·L/mol·K)·293 K]/740 mm Hg·(atm/760 mm Hg) = 7,4 L

 

 

 

Masa a volumen con pureza 21

 

Calcular la cantidad de caliza cuya riqueza en carbonato de calcio es del 85%, que se necesita para obtener, por reacción con un exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono medidos a 18 ºC y 752 mm.

Masa atómicas: Ca = 40, C = 12, O =16, H = 1

 

 

Solución:

Datos: Riqueza(CaCO3) = 85%; V(CO2) = 10 L; T = 291 K; P = 752 mm

Reacción ajustada:

CaCO3 + 2 HCl CO2 + CaCl2 + H2O

Ahora hallaremos los moles de CO2 que se desean obtener para lo cual utilizaremos la ley de los gases ideales:

P V = n R T n = P V/R T

n = 752 mm·(atm/760 mm)·10 L/(0,082 atm·L/mol·K)·291 K = 0,41 moles

Moles de CaCO3 que se necesitan: 

Según la reacción se obtienen los mismos moles de CO2 que los que reaccionan de CaCO3, es decir, 0,41 de CaCO3

Masa de caliza que se necesita:

Pm(CaCO3) = 40 + 12 +48 = 100

0,41 moles·(100 g/mol)·(100/85) = 48,24 g

 

 

  

Masa a volumen con pureza 20

 

Calcular la cantidad de sulfuro de hierro (II) de 90,6% de pureza que se necesita para obtener, mediante ácido sulfúrico, 2 litros de sulfuro de hidrógeno medidos a 23 ºC y 765 mm.

Masa atómicas: S = 32, Fe = 56, O =16, H = 1

 

 

Solución:

Datos: Pureza(FeS) = 90,6%; V(H2SO4) = 2 L; T(H2SO4) = 296 K; P(H2SO4) = 765 mm Hg

Reacción ajustada:

FeS + H2SO4 H2S + FeSO4

Primero hallaremos los moles de sulfuro de hidrógeno que se desean obtener, para lo cual utilizaremos la ley de los gases ideales.

P V = n R T n = P V/R T

n = 765 mm Hg·(atm/760 mm Hg)·2 L/(0,082 atm·L/mol·K)·296 K = 0,083 moles de H2S

Masa  de sulfuro de hierro (II) que se necesitan:

Pm(FeS) = 56 + 32 = 88

0,083 moles H2S·(mol FeS/mol H2S)·(88 g FeS/mol FeS) = 7,304 g de FeS

Cantidad de sulfuro de hierro (II) del 90,6% que se necesita:

7,304 g·(100/90,6) = 8,06 g

 

  

Masa a volumen con pureza 19

 

Sabiendo que el aire contiene un 23,3% en peso de oxígeno, determina la cantidad de aire que requerirá la combustión de 100 g de etanodiol. Calcula además el volumen de CO2 que se formará, medido a 20 ºC y 1 atm.

Realiza los cálculos utilizando proporciones estequiométricas.

 

 

Solución:

Datos: m(O2) = 23,3% aire; m(C2H6O2) = 100 g; T(CO2) = 293 K; P(CO2) = 1 atm

Reacción de combustión:

2 C2H6O2 + 5 O2 4 CO2 + 6 H2O

Moles de etanodiol que reaccionan:

Pm(C2H6O2) = 24 + 6 + 32 = 62

100 g·(mol/62 g) = 1,6 moles

Moles de oxígeno que se necesitan:

2 moles C2H6O2/5 moles O2 = 1,6 moles C2H6O2/x

x = 1,6 moles C2H6O2·5 moles O2/2 moles C2H6O2

x = 4 moles O2

Masa de oxígeno:

Pm(O2) = 32

4 moles·(32 g/mol) = 128 g

Masa de aire que se necesita:

128 g de O2·(100 g de aire/23,3 g de O2) = 549,4 g de aire

Moles de dióxido de carbono que se formarán:

2 moles C2H6O2/4 moles CO2 = 1,6 moles C2H6O2/x

x = 1,6 moles C2H6O2·4 moles CO2/2 moles C2H6O2

x = 3,2 moles CO2

Para hallar el volumen de CO2 que formarán utilizaremos la ley de los gases ideales:

P V = n R T V = n R T/P

V = 3,2 moles·[(0,082 atm·L/mol·K)·293 K]/1 atm = 76,9 L de CO2

 

 

 

Masa a volumen con pureza 18

 

a)  ¿Qué peso de hidrógeno puede obtenerse haciendo reaccionar un exceso de ácido clorhídrico sobre 100 gramos de cinc?

b)  ¿Qué volumen ocupará el hidrógeno si lo medimos a 27 ºC y 740 mm de Hg?

c)  ¿Cuánto ácido clorhídrico del 15% se necesita para ello?

 

 

Solución:

Reacción ajustada:

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

a)  Dato: m(Zn) = 100 g

Moles de Zn que reaccionan:

Pa(Zn) = 65,4

100 g de Zn·(mol de Zn/65,4 g de Zn) = 1,53 moles de Zn

Según la reacción se obtienen los mismos moles de hidrógeno que los que reaccionan de cinc, luego 1,53 moles de H2.

Masa de H2 que se obtiene:

Pm(H2) = 2

1,53 moles de H2·(2 g de H2/mol de H2) = 3,06 g de H2

b)  Datos: T = 300 K; P = 740 mm Hg·(atm/760 mm Hg) = 0,97 atm

Ley de los gases ideales:

P V = n R T V = n R T/P

V = 1,53 moles·[(0,082 atm·L/mol·K)·300 K]/0,97 atm = 38,8 L de H2

c)  Concentración(HCl) = 15%

Masa de ácido clorhídrico necesario:

Según la reacción se necesitan 3,06 moles de HCl (el doble de moles de Zn que reaccionan) y como el peso molecular de HCl es 36,5, tenemos que:

3,06 moles de HCl·(36,5 g de HCl/mol de HCl) = 111,7 g

Masa de disolución:

111,7 g de HCl·(100 g disolución/15 g de HCl) = 744,7 g de disolución