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

 

 

 

Masa a volumen con pureza 17

 

La disolución de agua oxigenada (H2O2) que se vende como blanqueador desinfectante tiene una concentración de 3% en peso y una densidad de 1,01 g/mL. Se sabe que la reacción de descomposición de H2O2 produce oxígeno (O2) según:

H2O2 H2O + O2 (falta ajustarla)

¿Qué volumen de oxígeno gaseoso es liberado a 25 ºC y 1 atm de presión, cuándo se descomponen 50 mL de disolución de H2O2 comercial?

 

 

Solución:

Datos: Concentración(H2O2) = 3%; d(H2O2) = 1,01 g/mL; T(O2) = 298 K; P(O2) = 1 atm; V(H2O2) = 50 mL

Ajuste de la reacción:

H2O2 H2O + (1/2) O2

2 H2O2 2 H2O + O2

Moles de agua oxigenada que reaccionan:

Pm(H2O2) = 2 + 32 = 34

50 mL disolución·(1,01 g disolución/mL disolución)·(3 g H2O2/100 g disolución)·(mol H2O2/34 g H2O2) = 0,045 moles H2O2  

Moles de oxígeno que se obtienen:

0,045 moles H2O2·(mol O2/2 moles H2O2) = 0,0225 moles O2

Volumen de oxigeno que se obtiene:

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

V = 0,0225 moles·[(0,082 atm·L/mol·K)·298 K]/1 atm = 0,55 L de O2

 

 

Masa a volumen con pureza 16

 

La calcinación del BaCO3 produce óxido de bario y dióxido de carbono. Calcular los litros de CO2 a 10 atm y 720 ºC obtenidos por la descomposición térmica de 10 kg de BaCO3 del 70% de riqueza.

Datos: Ba = 137,3; C = 12; O = 16.

 

 

Solución:

Datos: P(CO2) = 10 atm; T = 993 K; m(BaCO3) = 10000 g del 70% 

Reacción ajustada:

BaCO3 CO2 + BaO

Ley de los gases ideales:

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

Para poder resolver el problema necesitamos saber cuántos moles de de CO2 se obtienen.

Moles de BaCO3 que se reaccionan:

10000 g·(70/100) = 7000 g

Pm(BaCO3) = 137,3 + 12 + 48 = 197,3

7000 g·(mol/197,3 g) = 35,5 moles

Como, según la reacción, se obtienen los mismos moles de CO2 que los que reaccionan de BaCO3, los moles de CO2 producidos serán 35,5 moles.

Volumen de CO2 obtenido:

V = 35,5 moles·[(0,082 atm·L/mol·K)·993 K]/10 atm = 289,1 L de CO2