Masa de alumnio impuro para reaccionar con una disolución dada (6589)

, por F_y_Q

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¿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\ g\cdot cm^{-3}?

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

P.-S.

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}{\textbf{\ce{Al(s) + 3HCl(ac) -> AlCl_3(s) + \textstyle{3\over 2}H2(g)}}}

Conviertes en moles el volumen de ácido que ha reaccionado, teniendo en cuenta la pureza del ácido y su densidad, así como masa molecular del ácido:

100\ \cancel{\text{mL D}}\cdot \frac{1.185\ \cancel{\text{g D}}}{1\ \cancel{\text{mL D}}}\cdot \frac{37.27\ \cancel{g}\ \ce{HCl}}{100\ \cancel{\text{g D}}}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{36.5\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{1.21 mol \ce{HCl}}}

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

1.21\ \cancel{\text{mol}\ \ce{HCl}}\cdot \frac{1\ \text{mol}\ \ce{Al}}{3\ \cancel{\text{mol}\ \ce{HCl}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.403\ mol\ \ce{Al}}}

El último paso es convertir en masa los moles de aluminio comercial, pero teniendo en cuenta que no es puro:

0.403\ \cancel{\text{mol}}\ \cancel{\ce{Al}}\cdot \frac{27\ \cancel{g}}{1\ \cancel{\text{mol}}}\cdot \frac{100\ \text{g C}}{97\ \cancel{g\ \ce{Al}}}= \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{11.22 g C}}}