Masa de hierro y volumen de ácido sulfúrico necesarios para obtener un volumen de hidrógeno (7243)

, por F_y_Q

Se quieren obtener 10 L de \ce{H2(g)} a 30 ^oC y 780 torr de presión y se dispone de hierro al 90 \% de pureza y de ácido sulfúrico 1 M. ¿Cuántos gramos de ese hierro y cuántos mililitros del ácido serán necesarios?

Masa atómica del hierro 56.


SOLUCIÓN:

Como el enunciado no aclara qué reacción tiene lugar, puedes suponer que la reacción es:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{Fe(s) + H2SO4(ac) -> FeSO4(ac) + H2(g)}}}


El primer paso es calcular los moles de hidrógeno que son los 10 L que quieres obtener. Recuerda que la temperatura tiene que estar expresada en escala absoluta y la presión en atmósferas:

PV = nRT\ \to\ n = \frac{1.03\ \cancel{atm}\cdot 10 \cancel{L}}{0.082\ \frac{\cancel{atm}\cdot \cancel{L}}{\cancel{K}\cdot mol}\cdot 303\ \cancel{K}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.415\ \ce{mol\ H2}}}

Como la estequiometría de la reacción es 1:1:1:1 parece claro que necesitas los mismos moles de hierro impuro y de ácido sulfúrico que los que quieres obtener de hidrógeno. A partir de ese dato:

0.415\ \cancel{\ce{mol\ Fe(p)}}\cdot \frac{56\ \cancel{g}}{1\ \cancel{mol}}\cdot \frac{100\ \ce{g\ Fe(imp)}}{90\ \cancel{\ce{g\ Fe(p)}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 25.8\ \ce{g\ Fe(imp)}}}}


0.415\ \cancel{mol}\ \ce{H2SO4}}\cdot \frac{10^3\ mL}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 415\ \ce{mL\ H2SO4}}}}