Masa de alumnio impuro para reaccionar con una disolución dada

, por F_y_Q

¿Qué masa de un aluminio comercial al 97\% de riqueza es necesaria para la reacción completa con 100 mL de un ácido clohídrico comercial al 37.27\% de pureza y densidad 1.185\ \textstyle{g\over cm^3}?

Datos: H = 1 ; Cl = 35.5 ; Al = 27.


SOLUCIÓN:

En primer lugar, como en cualquier ejercicio de reacciones químicas, es necesario que escribas la ecuación química que tiene lugar:

\color[RGB]{2,112,20}{\ce{Al(s) + 3HCl(ac) -> AlCl_3(s) + \textstyle{3\over 2}H2(g)}}


Ahora conviertes en moles el volumen de ácido que ha reaccionado, debiendo tener en cuenta la pureza del ácido y su densidad, así como masa molecular del ácido:

100\ \cancel{mL\ D}\cdot \frac{1.185\ \cancel{g\ D}}{1\ \cancel{mL\ D}}\cdot \frac{37.27\ \cancel{g}\ \ce{HCl}}{100\ \cancel{g\ D}}\cdot \frac{1\ mol}{36.5\ \cancel{g}} = \color{blue}{1.21\ mol\ \ce{HCl}}

Ahora debes aplicar la estequiometría de la reacción para saber los moles de aluminio que habrá reaccionado:

1.21\ \cancel{mol\ \ce{HCl}}\cdot \frac{1\ mol\ \ce{Al}}{3\ \cancel{mol\ \ce{HCl}}} = 0.403\ mol\ \ce{Al}

Solo te queda convertir en masa los moles de aluminio comercial, pero teniendo en cuenta que no es puro:

0.403\ \cancel{mol}\ \cancel{\ce{Al}}\cdot \frac{27\ \cancel{g}}{1\ \cancel{mol}}\cdot \frac{100\ g\ C}{97\ \cancel{g\ \ce{Al}}}= \fbox{\color{red}{\bf 11.22\ g\ C}}