Estequiometría de la reacción entre cinc y ácido sulfúrico (2351)

, por F_y_Q

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Se tratan 4.9 g de ácido sulfúrico con cinc. En la reacción se obtiene sulfato de cinc e hidrógeno.

a) Formula y ajusta la reacción que tiene lugar.

b) Calcular la cantidad de hidrógeno desprendido.

c) Halla qué volumen ocupará ese hidrógeno en condiciones normales.

P.-S.

a) La reaccion que tiene lugar es:

\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{Zn + H2SO4 -> ZnSO_4 + H_2}}}


b) Primero calculas cuántos moles de ácido sulfúrico son los 4.9 g que han reaccionado. La masa molecular del ácido es:

M_{\ce{H2SO4}} = 2\cdot 1 + 1\cdot 32 + 4\cdot 16 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{98\ \frac{g}{mol}}}

Conviertes la masa a mol:

4.9\ \cancel{g}\ \ce{H2SO4}\cdot \frac{1\ mol}{98\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.05 mol \ce{H2SO4}}}

Como la estequiometría es 1:1, se obtienen también 0.05 mol de hidrógeno:

0.05\ \cancel{mol}\ \ce{H2}\cdot \frac{2\ g}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 0.1\ g\ \ce{H_2}}}


c) Un mol de cualquier gas, medido en condiciones normales, ocupa 22.4 L:

0.05\ \cancel{mol}\ \ce{H2}\cdot \frac{22.4\ L}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 1.12\ L\ \ce{H_2}}}