Se dispone de 100 g de sulfuro ferroso con el 97, 5% de pureza que reacciona con 50 mL de una disolución de ácido sulfúrico al 27% en masa y densidad 1, 2 g / mL, obteniéndose sulfato ferroso y sulfuro de hidrogeno, siendo el rendimiento de la reacción del 89%.
En resumen
A. La ecuación ajustada por redox es : FeS + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂SB. La cantidad de sulfato ferroso que se obtiene de la reacción es : 22. 32 gramosC. El volumen de sulfuro de hidrógeno que se recogerá será : 3. 53 LD.
A. La ecuación ajustada por redox es : FeS + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂SB.
La cantidad de sulfato ferroso que se obtiene de la reacción es : 22.
32 gramosC.
El volumen de sulfuro de hidrógeno que se recogerá será : 3.
53 LD.
La cantidad del reactivo en exceso que no reacciona es : 82.
98 gDatos : 100 g de sulfuro ferroso con pureza 97.
5%50 mL de una disolución de ácido sulfúrico al 27% en masa y densidad 1.
2 g / mLRendimiento de la reacción 89%Reacción química : Sulfuro ferroso + ácido sulfúrico = Sulfato ferroso + sulfuro de hidrógenoFeS + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂SLa ecuación química no necesita balancearse, ya está balanceadaExplicación : B.
Se halla el reactivo límite : a.
Se convierten las cantidades a moles : Para el FeS : 100 g → 100% X→97.
5 %X = 97.
5 g FeS97.
5 g FeS * (1 mol FeS / 88 g FeS) = 1.
108 moles FeSPara el H₂SO₄ : densidad = masa / volumen1.
2 g / mL = masa / 50 mLmasa = 1.
2 g / mL * 50 mLmasa = 60 gMediante el %m / m se halla la masa de soluto : %m / m = (masa soluto / masa solución) * 10027% = (masa soluto / 60 g) * 100Masa soluto = 27 * 60 / 100Masa soluto = 16.
2 g16.
2 g H₂SO₄ * ( 1 mol H₂SO₄ / 98 g H₂SO₄) = 0.
165 moles H₂SO₄b.
Se divide entre el coeficiente correspondiente en la reacción : 1.
108 moles FeS / 1 = 1.
1080.
165 moles H₂SO₄ / 1 = 0.
165El menor de ellos es el reactivo límite : H₂SO₄A partir del reactivo límite se halla la cantidad de sulfato ferroso : 0.
165 moles H₂SO₄ * (1 mol FeSO₄ / 1 mol H₂SO₄ )(152 g FeSO₄ / 1 mol FeSO₄) = 25.
08 g FeSO₄Si el rendimiento fue del 89% : 25.
08 g FeSO₄ → 100% X→89%X = 89 * 25.
08 g FeSO₄ / 100X = 22.
32 g FeSO₄C.
Se hallan los moles de sulfuro de hidrógeno : 0.
165 moles H₂SO₄ * (1 mol H₂S / 1 mol H₂SO₄ ) = 0.
165 moles H₂SSi el rendimiento fue del 89% : 0.
165 moles H₂S → 100% X→89%X = 0.
165 moles H₂S * 89 / 100X = 0.
147 moles H₂SMediante la ley de los gases ideales se halla el volumen de sulfuro de hidrógeno : P = 760 mmHg = 1 atmT = 20°C = 293 KPV = nRT1 atm * V = 0.
147 moles * 0.
082 L * atm / mol * K * 293 KV = 3.
53 LD.
Se halla la cantidad de reactivo en exceso que reaccionó : 0.
165 moles H₂SO₄ * (1 mol FeS / 1 mol H₂SO₄ )(88 g FeS / 1 mol FeS) = 14.
52 g FeSLa cantidad que no reaccionó es : 97.
5 g FeS - 14.
52 g FeS = 82.
98 g FeS.
Fe + 2 S - 2 sulfato de ferroso : "v.
A. La ecuación ajustada por redox es : FeS + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂SB. La cantidad de sulfato ferroso que se obtiene de la reacción es : 22. 32 gramosC. El volumen de sulfuro de hidrógeno que se recogerá será : 3. 53 LD. La…