Question

buenas noches alguien por favor que me colabore con este ejercicio

Se dispone de 100 g de sulfuro ferroso con el 97,5% de pureza que reacciona con 50 mL de una disolución de ácido sulfúrico al 27% en masa y densidad 1,2 g/mL, obteniéndose sulfato ferroso y sulfuro de hidrogeno, siendo el rendimiento de la reacción del 89%.

A. Ajustar la reacción por el método de oxido-reducción.
B. Calcular la cantidad de sulfato ferroso que se obtiene de la reacción.
C. Calcular el volumen de sulfuro de hidrogeno que se recogerá́ a 20 ºC y 760
mmHg.
D. Determine la cantidad del reactivo en exceso que no reacciona.

Answer 1

A. La ecuación ajustada por redox es: FeS + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂S

B. La cantidad de sulfato ferroso que se obtiene de la reacción es: 22.32 gramos

C. El volumen de sulfuro de hidrógeno que se recogerá será: 3.53 L

D. La cantidad del reactivo en exceso que no reacciona es: 82.98 g

Datos:

100 g de sulfuro ferroso con pureza 97.5%

50 mL de una disolución de ácido sulfúrico al 27% en masa y densidad 1.2 g/mL

Rendimiento de la reacción 89%

Reacción química:

Sulfuro ferroso + ácido sulfúrico = Sulfato ferroso +sulfuro de hidrógeno

FeS + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂S

La ecuación química no necesita balancearse, ya está balanceada

Explicación:

B. Se halla el reactivo límite:

a. Se convierten las cantidades a moles:

Para el FeS:

100 g → 100%

       X→97.5 %

X=97.5 g FeS

97.5 g FeS *(1 mol FeS/ 88 g FeS)=1.108 moles FeS

Para el H₂SO₄:

densidad= masa/ volumen

1.2 g/ mL= masa / 50 mL

masa=1.2 g/mL *50 mL

masa=60 g

Mediante el %m/m se halla la masa de soluto:

%m/m =(masa soluto/ masa solución) *100

27%= (masa soluto/ 60 g)* 100

Masa soluto= 27*60/100

Masa soluto=16.2 g

16.2 g H₂SO₄ *( 1 mol H₂SO₄/ 98 g H₂SO₄)=0.165 moles H₂SO₄

b. Se divide entre el coeficiente correspondiente en la reacción:

1.108 moles FeS/1= 1.108

0.165 moles H₂SO₄/1= 0.165

El menor de ellos es el reactivo límite: H₂SO₄

A partir del reactivo límite se hala la cantidad de sulfato ferroso:

0.165 moles H₂SO₄ *(1 mol FeSO₄/ 1 mol  H₂SO₄ )(152 g FeSO₄/ 1 mol FeSO₄)=25.08 g FeSO₄

Si el rendimiento fue del 89%:

25.08 g FeSO₄ → 100%

                       X→89%

X= 89*25.08 g FeSO₄/ 100

X=22.32 g  FeSO₄

C. Se hallan los moles de sulfuro de hidrógeno:

0.165 moles H₂SO₄ *(1 mol H₂S/ 1 mol  H₂SO₄ )= 0.165 moles H₂S

Si el rendimiento fue del 89%:

0.165 moles H₂S → 100%

                           X→89%

X=0.165 moles H₂S *89/100

X= 0.147 moles H₂S

Mediante la ley de los gases ideales se halla el volumen de sulfuro de hidrógeno:

P= 760 mmHg = 1 atm

T= 20°C=293 K

PV= nRT

1 atm* V= 0.147 moles*0.082 L*atm/ mol*K *293 K

V=3.53 L

D. Se halla la cantidad de reactivo en exceso que reaccionó:

0.165 moles H₂SO₄ *(1 mol FeS/ 1 mol  H₂SO₄ )(88 g FeS/ 1 mol FeS)=14.52 g FeS

La cantidad que no reaccionó es:

97.5 g FeS- 14.52 g FeS= 82.98 g FeS