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.
Respuestas a la pregunta
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