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Se hacen reaccionar 250 cm³ de solución 0,8 M de H₂SO₄ con 5,00 g de una muestra de Si que contiene 15,0% de impurezas inertes, según la ecuación:

2H₂SO₄ + Si → SiO₂+2SO_2(g)+2H₂O

El dióxido de azufre gaseoso producido se recoge en un recipiente de 1,50 dm³ a 20ºC y la presión que ejerce es de 2,25 atm.

a) suponiendo reacción total, determinar cuál de los reactivos no se consume totalmente y qué masa del mismo queda sin reaccionar.

b)Calcular el rendimiento de la reacción.

c)Si se usara igual volumen de otra solución de ácido sulfúrico 0,900 M, manteniendo todas las demás condiciones, indicar si el volumen de gas obtenido sería mayor, igual o menor.

Hola.

Los moles de sulfúrico son: 0,25·0,8 = 0,2 mol

Pm del Si = 28 g

moles de Si = (5/28)(1-0,15) = 0,152 mol

2H₂SO₄ + Si → SiO₂ + 2SO₂(g) + 2H₂O

Reaccionan 2 moles de sulfúrico con cada mol de Si. Si se consumiera los 0,2 mol de sulfúrico se necesitarían 0,1 de Si. Sobran  0,152 - 0,1 = 0,052 mol de Si. El limitante es el sulfúrico.

Con estos reactivos se tenían que haber obtenidos 0,2 moles de SO₂ (los mismos moles que reaccionan de ácido o el doble de los moles de Si)

Vamos a ver en realidad cuántos moles se han obtenido:

P·V = n·R·T

n = P·V/(R·T) = 2,25·1,5/(0,082·293) = 0,14 mol

El rendimiento es:

0,14/0,2 = 0,7  (70%)

Si aumentamos la cantidad de sulfúrico podría reaccionar más cantidad de Si y producir mayor cantidad de SiO₂.