Formulación: 0.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Cromato de litio b) Carbonato de amonio c) 2,3-dimetilbutano d) Na 2 O 2 e) H 3 PO 4 f) CH 2 =CHCH 2 CH 2 CH 2 CHO Res. a) Li 2 CrO 4 ; b) (NH 4 ) 2 CO 3 ; c) CH 3 -CH-CH-CH 3 d) Peróxido de sodio ; e) Ácido ortofosfórico / / f) Hex-5-enal. CH 3 CH 3 Cuestiones: 1.- a) Ajusta las siguientes reacciones químicas: b) Clasifica las siguientes reacciones desde el punto de vista estructural en los tres tipos establecidos: a) CO + H 2 CH 3 OH a) HCl + NaOH NaCl + H 2 O b) H 2 CO 3 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + H 2 O b) Fe + S FeS c) HCl + O 2 H 2 O + Cl 2 c) I 2 + H 2 2HI d) C 2 H 2 + O 2 CO 2 + H 2 O d) K 2 CO 3 K 2 O + CO 2 e) FeCl 2 + Ba BaCl 2 + Fe e) NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 f) KClO 3 KCl + O 2 f) 2NaClO 3 2NaCl + 3O 2 Res. a) b) a) CO + 2 H 2 CH 3 OH a) HCl + NaOH NaCl + H 2 O Sustitución b) H 2 CO 3 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + 2 H 2 O b) Fe + S FeS Síntesis c) 2 HCl + ½ O 2 H 2 O + Cl 2 c) I 2 + H 2 2HI Síntesis d) C 2 H 2 + 5/2 O 2 2 CO 2 + H 2 O d) K 2 CO 3 K 2 O + CO 2 Descomposición e) FeCl 2 + Ba BaCl 2 + Fe e) NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 Sustitución f) 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 f) 2NaClO 3 2NaCl + 3O 2 Descomposición 2.- Calcula la fracción molar de agua y alcohol etílico en una disolución preparada agregando 50 g de alcohol etílico (fórmula CH 3 CH 2 OH) y 100 g de agua. Datos de masas atómicas: C = 12; H = 1 y O = 16. Solución: x agua = 0,8364 y x alcohol = 0,1636. Res. En primer lugar, calculamos la masa molecular de cada molécula para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular agua = 2 1 + 1 16 = 18, entonces la masa de su mol será 18 g. M molecular alcohol = 2 12 + 6 1 + 1 16 = 46, entonces la masa de su mol será 46 g. Finalmente, a través de factores de conversión, calculamos los moles de agua y alcohol que hay en la disolución (en la mezcla) y, por tanto, sus fracciones molares respectivas: n agua = 100 g 1 mol / 18 g = 5,5556 moles n alcohol = 50 g 1 mol / 46 g = 1,0870 moles n moles totales = n agua + n alcohol = 5,5556 moles + 1,0870 moles = 6,6426 moles x agua = n agua / n moles totales = 5,5556 moles / 6,6426 moles = 0,8364 x alcohol = n alcohol / n moles totales = 1,0870 moles / 6,6426 moles = 0,1636 x agua + x alcohol = 0,8364 + 0,1636 = 1. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 1 de 12
3.- Cuántos gramos por litro de hidróxido sódico hay en una disolución 0,6 N? M atómicas : Na = 23; H = 1 y O = 16. Solución: 24 g/l. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del hidróxido para después averiguar la masa de su equivalente-gramo (definido como el número de gramos del hidróxido igual a la masa equivalente, M equivalente ). M molecular NaOH = 1 23 + 1 16 + 1 1 = 40 M equivalente NaOH = M molecular NaOH / v = 40 /1 = 40, su equivalente será 40 g. Nota: v se conoce por valencia de la base y se define como el número de OH - que intercambia o reaccionan (v = de OH del hidróxido), en nuestro caso v = 1. A partir de la definición de normalidad, y conocida la masa del equivalente, podemos calcular los gramos por litro de esta disolución utilizando factores de conversión. N = n eq / V D = 0,6 eq/l c (g/l) = (0,6 eq/l) (40 g/eq) = 24 g/l. 4.- Tenemos 100 ml de una disolución de NaOH 0,2 M. Calcula: a) Cuántos moles de NaOH hay disueltos? b) Cuántos gramos de NaOH hay disueltos? Datos: H =1, O = 16 y Na = 23. Soluciones: a) 0,02 moles. b) 0,8 g. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del hidróxido para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular NaOH = 1 23 + 1 16 + 1 1 = 40, su mol será 40 g. A partir de la definición de molaridad y conocido la masa del mol podemos calcular los moles y los gramos que hay disueltos en 100 ml. a) M = n / V D de donde n = M V D = = (0,2 moles/l) (100 ml 1 L / 1.000 ml) = 0,02 moles. b) 0,02 moles 40 g / mol = 0,08 g. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 2 de 12
Problemas: 5.- Al descomponerse por la acción del calor el clorato potásico, se obtiene cloruro potásico y oxígeno, según la reacción: 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 Calcula: a) El volumen de oxígeno que podemos obtener a partir de 100 g de clorato potásico, sabiendo que la presión es de 700 mmhg y la T = 23 ºC. b) Los gramos de KCl obtenidos. Datos de masas atómicas relativas: K = 39; Cl = 35,5 y O = 16. Soluciones: a) V = 32,3 L de O 2. b) 60,81 g de KCl. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del clorato de potasio y del cloruro de potasio para averiguar la masa del mol de cada compuesto (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del KClO3 = 1 39 + 1 35,5 + 3 16 = 122,5, su mol será 122,5 g. M molecular del KCl = 1 39 + 1 35,5 = 74,5, su mol será 74,5 g. a) Los moles de oxígeno que podemos obtener a partir de la descomposición de 100 g de clorato de potasio, los podemos calcular utilizando factores de conversión. n O2 = (100 g KClO3 1 mol KClO3 / 122,5 g KClO3 ) (3 moles O2 / 2 moles KClO3 ) = 1,2245 moles O 2 Aplicando la ecuación de Clapeyron obtenemos el volumen que ocupan en esas condiciones los 1,2245 moles de O 2. pv = nrt de donde V = nrt/p = = (1,2245 moles 0,082 atm L mol -1 K -1 296 K)/[700 mmhg (1atm/760 mmhg)] = 32,3 L de O 2. b) A partir de factores de conversión hallamos los gramos de KCl obtenidos. m KCl = (100 g KClO3 1 mol KClO3 /122,5 g KClO3 ) (2 moles KCl /2 moles KClO3 ) (74,5 g KCl / 1 mol KCl ) = = 60,81 g de KCl. 6.- En la etiqueta de un frasco de HCl dice: Densidad 1,19 g/ml; Riqueza, 37,1 % en peso. Calcula: a) La masa de 1L de esta disolución. b) Concentración del ácido en g/l. c) Molaridad del ácido. d) Normalidad del ácido. e) Molalidad del ácido. Datos de masas atómicas relativas: Cl = 35,5 y H = 1. Soluciones: a) 1.190 g. b) 441,49 g/l. c) 12,0956 M. d) 12,0956 N. e) 16,1596 m. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 3 de 12
Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del ácido para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del HCl = 1 1 + 1 35,5 = 36,5, su mol será 36,5 g. a) m D = d V = (1,19 g/ml) 1.000 ml = 1.190 g. b) c = 10 R d c(g/l) = 10 R (%) d (g/ml) = 10 37,1 (1,19 g/ml) = 441,49 g/l. c) M = 10 R d / M M (moles/l) = 10 R(%) d (g/ml) / M (g/mol) = 10 37,1 (1,19 g/ml) / (36,5 g/mol) = d) N = v M = 12,0956 M. N (equivalentes/l) = v (equivalente/mol) M (moles/l) = = (1 equivalente/mol) (12,0956 moles/l) = 12,0956 N. Nota: v se conoce por valencia del ácido y se define como el número de H + que intercambia o reaccionan (v = de H del ácido), en nuestro caso v = 1. e) Dos formas de hacerlo: 1ª) Utilizando la expresión matemática que se deduce de la definición de molalidad: m = n / m d (Kg) = 12,0956 moles / 0,74851 kg = 16,1596 m. Nota: md = md (100 R(%)) / 100 = 1.190 g (100 37,1) / 100 = 748,51 g = 0,74851 kg. 2ª) Utilizando la siguiente fórmula: m = 100 M / [(100 R) d ] m (moles/kg) = 100 M (moles/l) / [ (100 R(%) d (g/ml))] = = 100 (12,0956 moles/l) / [ (100 37,1) (1,19 g/ml)] = 16,1596 m. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 4 de 12
7.- Se tiene 1 litro de una disolución de ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno] del 98 % de riqueza y densidad 1,84 g/cm 3. Calcula: a) La molaridad. b) El volumen de esa disolución de ácido sulfúrico necesario para preparar 100 ml de otra disolución del 20 % y densidad 1,14 g/cm 3. Datos: S = 32; O = 16; H = 1. Soluciones: a) 18,4 M. b) 12,64 ml. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del ácido para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del H2SO4 = 2 1 + 1 32 + 4 16 = 98, su mol será 98 g. a) Tenemos dos formas de calcular su molaridad. 1ª) La primera, más rápida, es utilizando la fórmula: M = 10 R d / M M (moles/l) = 10 R(%) d (g/ml) / M (g/mol) = 10 98 (1,84 g/ml) / (98 g/mol) = = 18,4 M. 2ª) La segunda, es calcular los moles de ácido que hay en un litro de disolución a través de factores de conversión y utilizando, al final, la fórmula obtenida de la definición de molaridad, calculamos ésta. n = (98 g ácido / 100 g disolución ) (1,84 g disolución /ml disolución ) 1.000 ml disolución 1 mol ácido / 98 g ácido = M = n / V D = 18,4 moles / 1 L = 18,4 M. = 18,4 moles de ácido en el litro. b) Calculamos previamente la molaridad de la disolución diluida aplicando la fórmula: M = 10 R d / M M (moles/l) = 10 R(%) d (g/ml) / M (g/mol) = 10 20 (1,14 g/ml) / (98 g/mol) = A continuación, aplicamos la fórmula: = 2,3265 M M concentrada V concentrada = M diluida V diluida ; y sustituyendo datos obtenemos: (18,4000 moles/l) V c = (2,3265 moles/l) 100 ml de donde se deduce que V c = (2,3265 / 14,8000) 100 ml = 12,64 ml. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 5 de 12
8.- Se quiere determinar el porcentaje de ácido acético (ácido etanoico) en un vinagre, para ello se diluyen 15 gramos de vinagre hasta 100 ml, de esa disolución se toman 20 ml y se valoran con una disolución de NaOH 0,1 M, gastándose en la valoración 18 ml. Calcula el tanto por ciento de ácido acético en ese vinagre. Datos: C = 12; O = 16; H = 1. Solución: 3,6 %. Res. En primer lugar, calculamos la masa molecular del ácido para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del ácido = 2 12 + 4 1 + 2 16 = 60, su mol será 60 g. La reacción de neutralización es: CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O Ácido etanoico + hidróxido de sodio etanoato de sodio + agua En segundo lugar, calculamos la malaridad del ácido a partir de los 20 ml utilizados para su valoración. Cuando llegamos al punto de equivalencia se cumple: n equivalente de ácido = n equivalente de base N ácido V ácido = N base V base v ácido M ácido V ácido = v base M base V base El ácido etanoico, CH 3 COOH, es un ácido monoprótico, por tanto su v = 1. El hidróxido de sodio, NaOH, es una base monobásica, por tanto su v = 1. A partir de los datos del problema y haciendo las correspondientes sustituciones obtenemos la siguiente relación: 1 M ácido 20 ml = 1 (0,1 mol/l) 18 ml de donde M ácido = (18 / 20) 0,1 mol/l = 0,09 mol/l o bien 0,09 M. Eso quiere decir que hay 0,09 moles de ácido puro por litro de mezcla (de disolución), en este momento, estamos en disposición de calcular los gramos puros de ácido etanoico que hay en 100 ml de la mezcla inicial (disolución inicial). Para ello, utilizamos factores de conversión: m ácido = (100 ml / 1.000 ml) 0,09 moles ácido 60 g ácido / 1 mol ácido = 0,54 g ácido puro Finalmente, utilizando la siguiente fórmula hallamos la riqueza de ácido acético en ese vinagre. R(%) = (m puros / m impuros ) 100 = (0,54 g / 15 g) 100 = 3,6 %. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 6 de 12
9.- Halla el volumen de oxígeno, medido a 20 ºC y 95 kpa, que se necesita para la combustión de 5 litros de gasolina (C 8 H 18 ) de densidad 0,78 g/ml. Datos: C = 12; H = 1. Solución: 10.930 L. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular de la gasolina para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular de la gasolina = 8 12 + 18 1 = 114, su mol será 114 g. La reacción de combustión ajustada de la gasolina es: C 8 H 18 (l) + 25/2 O 2 (g) 8 CO 2 (g) + 9 H 2 O (l) Para calcular el volumen de oxígeno que se requiere hallamos los moles que se necesitan de este gas para quemar 5 L (5.000 ml) de gasolina y, para hallar estos moles debemos calcular antes los moles de gasolina que tenemos que quemar utilizando para ello factores de conversión. n gasolina = (0,78 g/ml) 5.000 ml 1 mol / 114 g = 34,2105 moles gasolina n O2 = 34,2105 moles gasolina (25/2 moles O2 ) / 1 mol gasolina = 427,6313 moles de O 2 Finalmente, la ecuación de los gases ideales o perfectos (ecuación de Clapeyron) nos permite calcular el volumen que ocupan los 427,6313 moles de O 2 medidos a 20 ºC y 95 kpa (95.000 Pa): pv = nrt de donde V = nrt/p = = 427,6313 moles 0,082 atm L mol -1 K -1 293 K) / 0,94 atm = 10.930 L. Nota: p = 95.000 Pa 1 atm / 101.300 Pa = 0,94 atm. 10.- Dada la reacción sin ajustar CaCO 3 + HCl CO 2 + CaCl 2 + H 2 O, calcula: a) La cantidad de un mineral cuya riqueza en CaCO 3 es del 92 % en masa, que se necesitaría para obtener 250 kg de CaCl 2. b) El volumen de ácido clorhídrico comercial del 36 % de riqueza en masa y densidad 1,18 g/ml necesario para obtener la cantidad de cloruro de calcio a la que se refiere el apartado anterior. Datos: H = 1, C = 12, O = 16, Cl = 35,5 y Ca = 40. Soluciones: a) 244,82 kg. b) 387,04 L. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del cloruro de calcio, del carbonato de calcio y del ácido clorhídrico para averiguar la masa de sus respectivos moles (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del CaCl2 = 1 40 + 2 35,5 = 111, su mol será 111 g. M molecular del CaCO3 = 1 40 + 1 12 + 3 16 = 100, su mol será 100 g. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 7 de 12
M molecular del HCl = 1 1 + 1 35,5 = 36,5, su mol será 36,5 g. a) La reacción ajustada es: CaCO 3 + 2 HCl CO 2 + CaCl 2 + H 2 O A partir de los datos del problema, estamos en disposición de calcular, a través de factores de conversión, la cantidad de mineral que se necesita para obtener 250 kg (250.000 g) de CaCl 2. m CaCO3 puros = 250.000 g CaCl2 (1 mol CaCl2 /111 g CaCl2 ) 1 mol CaCO3 /1 mol CaCl2 100 g CaCO3 /1 mol CaCO3 = = 225.225 g = 225,23 kg puros de CaCO 3 Sabemos que la riqueza del mineral es del 92 %. Como R(%) = (m puros / m impuros ) 100, sustituyendo datos y despejando m impuros podemos calcular la masa de mineral que necesitamos para obtener 250 kg de CaCl 2. 92 = (225, 23 kg / m impuros ) 100 de donde m impuros = 225,23 kg 100 / 92 = 244,82 kg. b) Calculamos, previamente, la molaridad de la disolución del ácido comercial aplicando la fórmula: M = 10 R d / M M (moles/l) = 10 R(%) d (g/ml) / M (g/mol) = 10 36 (1,18 g/ml) / (36,5 g/mol) = = 11,6384 M. A continuación, y a partir de factores de conversión, podemos calcular los moles de ácido clorhídrico necesarios para obtener 250 kg de CaCl 2. n HCl = 250.000 g CaCl2 (1 mol CaCl2 /111 g CaCl2 ) 2 mol HCl /1 mol CaCl2 = 4.504,51 moles de HCl. Utilizando la fórmula, que se obtiene de la definición de la molaridad, podemos hallar los litros de ácido que se necesitan. M = n / V D de donde V D = n / M = 4.504,51 moles / 11,6384 mol L -1 = 387,04 L. 11.- Se prepara en el laboratorio un litro de disolución 0,5 M de ácido clorhídrico a partir de uno comercial contenido en un frasco en cuya etiqueta se lee: Pureza = 35 % en masa; Densidad 1,15 g/ml; Masa molecular HCl = 36,5. Calcula el volumen necesario de ácido concentrado para preparar la disolución. Solución: 45,3 ml. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 8 de 12
Res. En primer lugar, calculamos la masa molecular del ácido para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del HCl = 1 1 + 1 35,5 = 36,5, su mol será 36,5 g. En segundo lugar, calculamos la molaridad del ácido comercial aplicando la fórmula: M = 10 R d / M M (moles/l) = 10 R(%) d (g/ml) / M (g/mol) = 10 35 (1,15 g/ml) / (36,5 g/mol) = A continuación, aplicamos la fórmula: M concentrada V concentrada = M diluida V diluida ; y sustituyendo datos obtenemos: (11,0274 moles/l) V c = (0,5000 moles/l) 1 L de donde se deduce que V c = (0,5000 / 11,0274) 1 L = 0,0453 L = 45,3 ml. = 11,0274 M 12.- En un recipiente de hierro de 5 L se introduce aire (cuyo porcentaje en volumen es el 21 % de oxígeno y 79 % de nitrógeno) hasta conseguir una presión interior de 0,1 atm a la temperatura de 239 ºC. Si se considera que todo el oxígeno reacciona y que la única reacción posible es la oxidación del hierro a óxido de hierro (II), calcula: a) Los gramos de óxido de hierro (II) que se formarán. b) La presión final en el recipiente. c) La temperatura a la que habría que calentar el recipiente para que se alcance una presión final de 0,1 atm. Considerar para los cálculos que el volumen del recipiente se mantiene constante y que el volumen ocupado por los compuestos formados es despreciable. Datos: O = 16,0; Fe = 55,8. Soluciones: a) 0,359 g. b) 0,079 atm. c) 648,1 K o lo que es igual 375,1 ºC. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del óxido de hierro (II) para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del FeO = 1 55,8 + 1 16 = 71,8, su mol será 71,8 g. a) La reacción de oxidación ajustada es: 2 Fe (s) + O 2 (g) 2 FeO (s) Para calcular los gramos de óxido que se forman debemos, previamente, hallar los moles de oxígeno que han reaccionado y, después, a través de factores de conversión llegar a los gramos de óxido producidos. Sabiendo la composición volumétrica del aire y las condiciones de volumen, presión y temperatura iniciales en las que se ha medido, podemos calcular los moles de oxígeno inicialmente introducidos en el recipiente de hierro. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 9 de 12
Cálculo del volumen de oxígeno, utilizando factores de conversión: 5 L aire (21 L oxígeno gaseoso / 100 L aire ) = 1,05 L de O 2 Seguidamente, la ecuación de los gases ideales o perfectos (ecuación de Clapeyron) nos permite calcular el número de moles de oxígeno gaseoso contenidos inicialmente en el recipiente: pv = nrt de donde n = pv/rt = Cálculo de los gramos de óxido. = 0,1 atm 1,05 L / (0,082 atm L mol -1 K -1 512 K) = 2,5 10-3 moles de O 2 m FeO = 2, 5 10-3 moles O2 (2 moles FeO / 1 mol O2 ) (71,8 g FeO / 1 mol FeO ) = 0,359 g de FeO; se han formado 0,359 g de óxido de hierro (II). b) El volumen del recipiente de hierro es constante y el gas que no ha reaccionado es el nitrógeno, por tanto, la presión final en él es debida únicamente a los choques de las moléculas de este gas con las paredes interiores del recipiente. La fracción molar del nitrógeno puede calcularse de la siguiente forma: Según la hipótesis de Avogadro: a igualdad de presión y temperatura, en volúmenes iguales de todos los gases existe el mismo número de moléculas y, por consiguiente, el mismo número de moles. Por tanto, las fracciones molares coincide con las fracciones volumétricas en el caso de mezclas entre gases. x nitrógeno = 79 L / 100 L = 0,79 Conocida la presión total inicial y la fracción molar del N 2 podemos calcular la presión parcial debida a este gas, según la ley de Dalton de las presiones parciales: la presión total ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todas ellos, entendiendo por presión parcial de un gas en la mezcla la que ejercería si tuviese solo en el recipiente. Como al final solo queda gas N 2 la presión parcial inicial de este gas coincide con la presión final en el recipiente cuando el oxígeno gaseoso ha desaparecido por reacción química con el hierro de las paredes. p final = p parcial inicial del nitrógeno = x nitrógeno p total inicial = 0,79 0,1 atm = 0,079 atm c) Aplicando la ecuación de estado de los gases ideales o perfectos y suponiendo que el volumen no varia, y que el volumen de óxido de hierro formado en el interior del recipiente es despreciable, podemos calcular la temperatura a la que habría que calentar para alcanzar la presión inicial de 0,1 atm. P 2 = 0,1 atm (presión final después de calentar el recipiente); P 1 = 0,079 atm (presión al comienzo del calentamiento); T 1 = 239 + 273 = 512 K temperatura inicial del recipiente al comienzo del calentamiento). Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 10 de 12
T 2 : Utilizando la ecuación de estado de los gases ideales o perfectos calculamos la temperatura P 1 V 1 / T 1 = P 2 V 2 / T 2 de donde T 2 = (P 2 V 2 / P 1 V 1 ) T 1 = = (0,1 atm 5 L / 0,079 atm 5 L) 512 K = 648,1K, es decir, 375,1 0 C. 13.- En la reacción del aluminio con ácido clorhídrico se desprende hidrógeno. Se ponen en un matraz 30 g de aluminio del 95 % de pureza y se añaden 100 ml de un ácido clorhídrico comercial de densidad 1,17 g ml -1 y del 35 % de pureza en masa. Con estos datos, calcula: a) Cuál es el reactivo limitante? b) El volumen de hidrógeno que se obtendrán a 25 ºC y 740 mm de Hg? Datos masas atómicas: Al = 27; Cl = 35,5; H = 1 y R = 0,082 atm mol -1 K -1. Soluciones: a) El reactivo limitante es el ácido clorhídrico. b) V = 14,1 L. Res. Inicialmente, calculamos la masa molecular del ácido para averiguar la masa de su mol (el mol de cualquier sustancia puede definirse como: el número de gramos de una sustancia igual a su masa molecular). M molecular del HCl = 1 1 + 1 35,5 = 36,5, su mol será 36,5 g. a) La reacción ajustada es: 6 HCl + 2 Al 2 AlCl 3 + 3 H 2 Para hallar el reactivo limitante suponemos, de los dos que tenemos, que es el HCl; y procedemos a calcular los gramos de Al que se necesitarían para que reaccionen, hasta agotamiento, todos los moles de ácido (si no hubiese suficientes gramos de Al el reactivo limitante no sería el HCl y, por consiguiente, tendríamos que empezar haciendo cálculos nuevamente, tomando como reactivo limitante el Al). Calculamos la molaridad del ácido comercial aplicando la fórmula: M = 10 R d / M M (moles/l) = 10 R(%) d (g/ml) / M (g/mol) = 10 35 (1,17 g/ml) / (36,5 g/mol) = = 11,2192 M A continuación, hallamos los moles de ácido clorhídrico que tenemos en 100 ml (0,1 L) de ácido clorhídrico comercial utilizando la fórmula que se obtiene de la definición de la molaridad. M = n / V D de donde n = M V D = (11,2129 moles/l) (0,1 L) = 1,1219 moles de HCl. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 11 de 12
Acto seguido, calculamos los gramos de aluminio puros que tenemos disponibles para la reacción. m gramos de aluminio puros = 30 g impuros de Al (95g puros de Al / 100 g impuros de Al ) = 28,5 g de aluminio puros. En este momento, nos disponemos a calcular los gramos de aluminio que reaccionarían con 1,1219 moles de ácido. 1,1219 moles HCl (2 moles Al / 6 moles HCl ) (27 g Al / 1 mol Al ) = 10,097 g de Al. Como disponemos de 28,5 g, este sería el reactivo que está en exceso y el HCl el que se agota antes, es decir, el reactivo limitante, en consecuencia, la suposición inicial es cierta. Podemos decir, sin ninguna duda, que el reactivo limitante es el ácido clorhídrico. b) Para calcular el volumen de hidrógeno hallamos los moles que se han desprendido y, a continuación, aplicamos la ecuación de Clapeyron: n H2 =1,1219 moles HCl (3 moles H2 / 6 moles HCl ) = 0,5610 moles de hidrógeno, H 2. Ecuación de Clapeyron: pv = nrt de donde V = nrt/p = = (0,5610 moles 0,082 atm L mol -1 K -1 298 K)/[740 mmhg (1atm/760 mmhg )] = 14,1 L. Luego podemos indicar que se han desprendido 14,1 L de hidrógeno molecular, H 2. Profesor de la asignatura: Antonio Torres Bonilla Página 12 de 12