Gases húmedos 08

 

Un alumno desea recoger 500 mL de hidrógeno a 15 ºC y 762 mm de Hg de presión barométrica. Decide preparar el gas haciendo reaccionar aluminio con ácido clorhídrico y recogiendo el gas por desplazamiento del agua que llena una campana graduada invertida. Calcular la masa mínima de aluminio que necesitará para realizar esta preparación. La presión de agua a 15 ºC es de 12,8 mm de Hg.

Peso atómico de Al = 27,0

 

Solución:

Datos: V = 500 mL; T = 288 K; P = 762 mm de Hg; Pv = 12,8 mm de Hg

Presión del hidrógeno seco:

P = (762 – 12,8) mm de Hg = 749,2 mm de Hg·(1 atm/760 mm de Hg) = 0,986 atm

Ley de los gases ideales:

n = P V/R T

Moles de hidrógeno que se desean obtener:

n = 0,986 atm·0,500 L·/(0,082 atm·L/mol·K)288 K = 0,021 moles

Ecuación ajustada correspondiente a la reacción:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Según la anterior expresión:

0,021 moles H2·(2 moles AL/3 moles H2) = 0,014 moles de Al

Masa mínima de aluminio que se necesita:

0,014 moles·(27,0 g/mol) = 0,378 g de Al

 

 

 

Gases húmedos 07

 

Un m3 de aire húmedo a una presión total de 740 mm de Hg y 30 ºC contiene una cantidad de agua, la presión parcial de la cual es 22,0 mm de Hg. El aire se enfría a presión constante a 15 ºC, con lo que queda saturado de agua. La presión de vapor de agua a 15 ºC es 12,7 mm de Hg. Calcular:

a)  El volumen parcial de aire seco después del enfriamiento

b)  El peso del agua contenida en el aire frio

c)  El peso de agua líquida

 

 

Solución:

Datos: V1 = 1000 L; P = 740 mm de Hg; T1 = 303 K; P’ = 22,0 mm de Hg; T2 = 288 K; Pv = 12,7 mm de Hg

a)   

P1 V1/T1 = P2 V2/T2

P1 = P – P’ = (740 – 22,0) mm de Hg = 718 mm de Hg

P2 = P – Pv = (740 – 12,7) mm de Hg = 727,3 mm de Hg

(P1 – P2) V1/T1 = (P2 – Pv) V2/T2 V2 = P1 V1 T2/P2 T1

V2 = 718 mm de Hg·1000 L·288 K/727,3 mm de Hg·303 K = 938 L de aire  seco

b)  Moles iniciales de aire húmedo (n1):

n1 = P V1/R T1

n1 = 740 mm·(atm/760 mm)·1000 L/(0,082 atm·L/mol·K)·303 K = 39,2 moles

Moles iniciales de agua (na):

P’ V = na R T2

P V = n1 R T2

Dividiendo miembro a miembro ambas ecuaciones, tenemos que:

P’ V/PV = na R T2/n1 R T2 P’/P = na/n1

na = n1 (P’/P)

na = 39,2 moles·(22,0 mm/740 mm) = 1,17 moles

Moles de aire húmedo final (n2):

n2 = P1 V2/R T2

n1 = 740 mm·(atm/760 mm)·938 L/(0,082 atm·L/mol·K)·288 K = 38,7 moles

Moles de vapor de agua licuado:

39,2 moles – 38,7 moles = 0,5 moles

Moles de vapor de agua:

1,17 moles – 0,5 moles = 0,67 moles

Peso del agua contenida en el aire:

Pm(H2O) = 2 + 16 = 18

0,67 moles·(18 g/mol) = 12,06 g

c)  Según el apartado anterior el número moles de agua líquida es 0,5 moles, luego su peso es:

0,5 moles·(18 g/mol) = 9 g

 

 

 

Gases húmedos 06

 

En un recipiente de 200 cm3, hay nitrógeno saturado de vapor de agua a 80 ºC y a la presión total de 1 atm. Se transfiere el contenido del recipiente a otro de 50 cm3 a la misma temperatura ¿Cuál será la presión parcial del nitrógeno y del vapor del agua, así como la presión total en el nuevo recipiente?

Presión vapor del agua a 80 ºC es 355 mm

 

 

Solución:

Datos: V1 = 200 cm3; T = 353 K; P1 = 760 mm; V2 = 50 cm3; P(H2O) = 355 mm

P1 V1 = P2 V2

P1 = P1(N2) + P1(H2O) P1(N2) = P1 – P1(H2O)

P1(N2) = 760 mm – 355 m = 405 mm

P2(N2) = P1(N2) V1/V2 = 405 mm·(200 cm3/50 cm3) = 1620 mm

Como la temperatura es constante P2(H2O) = 355 mm, luego:

P2(total) = 1620 mm + 355 mm = 1975 mm

 

 

 

Gases húmedos 05

Algo de magnesio se oxidó parcialmente en el aires. El residuo se disolvió en exceso de ácido clorhídrico y desplazó 3,00 litros de hidrógeno a 26 ºC y 752 torr. Hallar la masa de magnesio no oxidado presente.

Presión vapor del agua a 26 ºC es 25,2 torr

 

 

Solución:

Datos: V = 3,00 L; T = 299 K; P = 752 torr; Pv = 25,2 torr

Moles de hidrógeno seco que se obtiene:

(P – PV) V = n R T n = (P – PV) V/R T

n = (752 – 25,2) torr·(atm/760 torr)·3,00 L/(0,082 atm·L/mol·K)·299 K

n = 0,12 moles de hidrógeno

Reacción ajustada:

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2

Según la reacción se obtiene los mismos moles de hidrógeno que los que reaccionan de Mg, es decir, 0,12 moles, por tanto:

0,12 moles de Mg·(24,3 g de Mg/mol de Mg) = 2,9 g de Mg

 

 

 

Gases húmedos 04

 

Calcular el % de pureza de una muestra de sulfuro de hierro (II) sabiendo que al tratar 1,12 g de la misma con ácido clorhídrico se desprenden 250 cm3 de sulfuro de hidrógeno húmedo a 12 ºC y 750 mm Hg. Presión vapor del agua a 12 ºC = 9 mm Hg.

Datos: S = 32;  Fe = 55,8.

 

 

Solución:

Datos:  m(muestra de FeS) = 1,12 g; V(FeS)aq = 250 cm3 T = 285 K; P = 750 mm Hg; Pv = 9 mm Hg

Reacción ajustada:

FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2

Tenemos que hallar la masa de sulfuro de hierro que ha reaccionando. Para ello necesitamos saber el número de moles de este compuesto que se han transformado en sulfuro de hidrógeno, por lo que primero hemos de averiguar los moles de H2S obtenidos.

(P – PV) V = n R T n = (P – PV) V/R T

n = (750 – 9) mm Hg·(atm/760 mm Hg)·0,250 L/(0,082 atm·L/mol·K)·285 K

n = 0,01 mol

Peso molecular de FeS:

Pm(FeS) = 55,8 + 32 = 87,8

Masa de FeS obtenida:

0,01 mol·(87,8 g/mol) = 0,9 g

Pureza de la muestra de FeS:

(0,9 g de FeS/1,12 g muestra)·100 = 80,4%