Masa de cinc que reacciona a partir del volumen de hidrógeno

, por F_y_Q

Una muestra de zinc metálico reacciona completamente con un exceso de ácido clorhídrico según la reacción:

\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}

El hidrógeno gaseoso generado se recoge sobre agua a 25.0^o C. El volumen del gas es de 7.80 L y la presión es 0.98 atm. Calcula el número de gramos de zinc consumidos en la reacción. (La presión del vapor de agua a 25^o C es de 23.8 mmHg).


SOLUCIÓN:

En primer lugar vamos a determinar la presión del hidrógeno recogido en la reacción. Debemos tener en cuenta que la presión total es la suma de la presión de vapor del agua más la del hidrógeno:

P_{\ce{H2O}} = 23.8\ \cancel{mm\ Hg}\cdot \frac{1\ atm}{760\ \cancel{mm\ Hg}} = 3.13\cdot 10^{-2}\ atm

La presión parcial del hidrógeno será, por tanto:

P_{\ce{H2}} = (0.98 - 3.13\cdot 10^{-2})\ atm = 0.95\ atm

Podemos determinar ahora los moles de \ce{H2} que se han producido en la reacción:

n = \frac{P\cdot V}{R\cdot T} = \frac{0.95\ \cancel{atm}\cdot 7.8\ \cancel{L}}{0.082\frac{\cancel{atm}\cdot \cancel{L}}{\cancel{K}\cdot mol}\cdot 298\ \cancel{K}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 0.3\ mol}


Si miramos la estequiometría de la reacción veremos que se producen los mismos moles de hidrógeno que los moles de Zn que reaccionan, (estequiometría 1:1), así que habrán reaccionado 0.3 moles de Zn. Su masa es:

0.3\ \cancel{mol}\ \ce{Zn}\cdot \frac{65.3\ g}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 19.6\ g\ \ce{Zn}}}