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Mensaje 03 Dic 11, 09:43  25598 # 1



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Univérsitas

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a ver en este problema solo llegue al balanceo :P y tengo dudas  para resolver lo siguiente:

. Cuando se trata el cobre y el ácido nítrico se produce una reacción según la ecuación:

   8 HNO3 + 3Cu  ----> 3 Cu(NO3)2+  2 NO + 4 H2O

Si se hace reaccionar 1150 g de HNO3 y 300 g de Cu:

a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?
b) ¿Cuantas moles de NO se desprenden?
c) ¿Qué peso de sal cúprica se obtendrá?
d) Si el HNO3 tiene una pureza del 80% . ¿Cuánto de NO se formará a C.N. ?
e) Si se obtiene 65 L de NO a C.N. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?  

Gracias por las posibles soluciones o ideas :) !
          
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Mensaje 03 Dic 11, 11:11  25600 # 2


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Asidu@ Amig@

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Asidu@ Amig@ 

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a) nHNO3 = 1150 / 63 = 18.25 mol

nCu = 300 / 63.5 = 4.72 mol

La estequiometría de la reacción indica que cada 8 mol de HNO3 reaccionan con 3 mol de Cu. Como tú tienes 18.25 mol de HNO3 necesitarías

nCu = 3 mol Cu * ( 18.25 mol de HNO3 / 8 mol de HNO3 ) = 6.84 mol Cu

Pero como solo tienes 4.72 mol de Cu, este es el reactivo limitante de la reacción, es decir, la reacción se verificará mientras haya Cu. Cuando todo el Cu haya reaccionado, la reacción se termina y sobrará HNO3 sin reaccionar. Este es el reativo en exceso. Por lo tanto, los cálculos has de hacerlos siempre con el reativo limitante, que es el que reacciona en su totalidad.

Para ver cuánto HNO3 sobra, calculamos antes cuánto reaccionó:

4.72 mol Cu * (8 mol HNO3 / 3 mol Cu) = 12.59 mol HNO3

Sobran, pues, 18.25 - 12.59 = 5.66 mol de HNO3

b) nNO = 4.72 mol Cu * ( 2 mol NO / 3 mol Cu) = 3.15 mol NO

c) msal = 4.72 mol Cu * ( 3 mol sal / 3 mol Cu ) * ( 187.5 gsal / 1 mol sal) = 885 g

d) Si la pureza es del 80%, las cantidades obtenidas realmente quedan multiplicadas por el factor 0.80, así que

nNOreales = 3.15 * 0.80 = 2.52 mol

Entiendo que te preguntan el volumen de NO:

PV = nRT

1 * V = 2.52 * 0.082 * 273

V = 56.41 L

e) PV = nRT

1 * 65 = n *0.082 * 273

n = 2.90 mol

Rendimiento = (2.90 / 3.15) * 100 = 92.06%

(Revisa los cálculos)

Un saludo
          
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Mensaje 03 Dic 11, 17:56  25606 # 3


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Muchas gracias :).
          
       


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