Question

Una muestra de 47.1 gramos de cobre se disuelve en ácido nítrico el mismo que tiene una densidad de 1.42 g/cc y el 68% en masa de ácido. cuántos centímetros cúbicos de ácido puro se necesita para disolver el cobre de acuerdo con la siguiente reacción:
cobre + ácido nítrico -----> nitrato cúprico + dióxido de nitrógeno + agua

Answer 1

Se necesitan 193, 16 cm^3 de una solución de Ácido Nítrico (HNO3) de 1.42 g/cc de densidad y 68% P/P para disolver 47,1 g de Cobre

Teniendo la reacción:

Cu2 + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

balanceando:

Cu2 + 8 HNO3 →2 Cu(NO3)2 + 4 NO2 + 4 H2O

Pasamos de gramos a moles con el PM del Cu:

(PM=127,1g/mol)

molCu2 = 47,1g / 127,1 g/mol = 0,37 mol

Por estequiometria sabemos que:

1mol de Cu2 reacciona con 8 moles de HNO3.

¿Cuantos moles de HNO3 se necesitan para que reacciones con 0,37mol de Cu?

1mol Cu2 → 8 mol HNO3

0,37 mol de Cu2 → x = 2,96 mol de HNO3.

pasamos los moles a gramos con el PM del HNO3:

(PM = 63,01 g/mol)

g = 2,96mol * 63,01 g/mol = 186,51 g de HNO3

Con el %P/P sabremos cuantos gramos de solucion necesitamos:

%P/P = $\frac{m de soluto}{m de solucion}$ * 100%

Despejando:

m de solucion = $\frac{186,51 g HNO3}{0,68}$ = 274,28 g de sol

Con la densidad sabremos el volumen:

D = m / V, despejando el V → V = m / D

V = 274,28g / 1,42g/mL = 193,15 mL = 193,16 cm^3