Estequiometría y presión parcial de un producto (3282)

, por F_y_Q

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Una muestra de 1.65 g de Al reacciona con HCl en exceso y el \ce{H2} liberado se recoge sobre agua a 25 ^oC y a una presión barométrica de 744 mm Hg. ¿Cuál es el volumen total de \ce{H2} que se recoge, expresado en litros?

\ce{2Al(s) + 6HCl(aq) -> 2AlCl3(aq) +3H2(g)}

Dato: \ce{P_v(H2O) = 23.76\ mm\ Hg} a 25 ^oC


SOLUCIÓN:

Calculas los moles de Al que han reaccionado usando la masa atómica:

1.65\ \cancel{g}\ \ce{Al}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{27\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{6.11\cdot 10^{-2}}\ \textbf{mol\ Al}}

Aplicas la estequiometría de la reacción que dan en el enunciado:

6.11\cdot 10^{-2}\ \cancel{mol\ Al}\cdot \frac{3\ \ce{mol\ H2}}{2\ \cancel{mol\ Al}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{9.16\cdot 10^{-2}}\ \textbf{\ce{mol\ H2}}}

La presión que ejerce el hidrógeno en su disolución en el agua será la diferencia entre la presión barométrica y la presión debida al agua:

(744 - 23.76)\ \text{mm\ Hg} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 720.24\ mm\ Hg}

Con este dato puedes determinar el volumen de hidrógeno:

PV = nRT\ \to\ V = \frac{nRT}{P}\ \to\ V = \frac{9.16\cdot 10^{-2}\ \cancel{mol}\cdot 0.082\ \frac{\cancel{atm}\cdot L}{\cancel{mol}\cdot \cancel{K}}\cdot 298\ \cancel{K}}{720.24\ \cancel{mm\ Hg}\cdot 760\ \frac{atm}{\cancel{mm\ Hg}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{2.36\ \ce{L\ H2}}}}


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