Pureza de una muestra de cinc a partir de su reacción con HCl

, por F_y_Q

La reacción entre el cinc y el ácido clorhídrico produce cloruro de cinc e hidrógeno. Para determinar la riqueza de un cinc muy impuro se tomaron 5 g de muestra y se hicieron reaccionar con ácido clorhídrico en exceso. El volumen de hidrógeno producido fue de 824\ cm^3, medido a 1atm y 298 K, ¿qué porcentaje de cinc hay en la muestra?
Datos: R = 0,082\frac{atm\cdot L}{K\cdot mol} ; Zn = 65,3 g/mol.


SOLUCIÓN:

En primer lugar es necesario escribir la reacción ajustada:

Zn(s) + 2HCl(ac)\ \to\ ZnCl_2(ac) + H_2(g)


El único dato que podemos tomar como referencia es el volumen de hidrógeno que se ha producido porque el Zn es impuro y el HCl está en exceso. A partir de las condiciones en las que se ha obtenido el gas podemos saber los moles de hidrógeno:
PV=nRT\ \to\ n = \frac{PV}{RT} = \frac{1\ atm\cdot \824\ cm^3\frac{1\ L}{10^3\ cm^3}}{0,082\frac{atm\cdot L}{K\cdot mol}\cdot 298\ K} = 3,37\cdot 10^{-2}\ mol\ H_2
Según la estequiometría de la reacción, 1 mol de Zn produce 1 mol de H_2, por lo que habrán reaccionado también 3,37\cdot 10^{-2}\ mol\ Zn. Convertimos en masa estos moles de cinc y podremos obtener la pureza de la muestra:
3,37\cdot 10^{-2}\ mol\ Zn\cdot \frac{65,3\ g}{1\ mol} = 2,2\ g\ Zn
La pureza se puede obtener haciendo el cociente entre los gramos puros de Zn y la masa de la muestra, multiplicando por 100 para expresarlo como un tanto por ciento:

r = \frac{2,2\ g}{5\ g}\cdot 100 = \bf 44\%