Question

Hallar la pureza de una muestra de FeS sabiendo que al tratar 1.22g de la misma con acido clorhidrico disluido se desprenden 250ce de H2S medidos a 12°C y 750mmHg

Answer 1

Debemos empezar por escribir la reacción química correspondiente:

FeS (s) + 2 HCl (ac) → FeCl₂ (ac) + H₂S (g)

88 g        72.9 g         126.9 g         34 g     datos estequiométricos

1.22 g                 T = 12°C              250 cc, 750 mm Hg     datos del problema

Primero que nada, valgámonos de la estequiometría de la reacción para calcular los moles de sulfuro de hidrógeno que deberían obtenerse a partir de 1.22 gramos de sulfuro ferroso:

88 g FeS ---- 1 mol H₂S

1.22 g FeS ----- x = 0.0139 moles H₂S → moles que deberían obtenerse

Considerando los datos del problema:

250 cc = 250 ml = 0.25 L

T = 12°C = 285 K (°C + 273 = temperatura en K)

P = 750 mm Hg = 0.989 atm  (recordar que 760 mm Hg = 1 atm)

A partir de los datos anteriores, podemos aplicar la ecuación general de los gases para calcular el número de moles de sulfuro de hidrógeno obtenidos:

PV = nRT → PV/RT = n = 0.989 atm . 0.25L/0.082 atm L K⁻¹ mol⁻¹ 285 K

n = 0.0106 moles → moles de sulfuro de hidrógeno producidos realmente

Deberían haberse obtenido 0.0139 moles de H₂S y se obtuvieron 0.0106 moles del mismo, por lo que la muestra de sulfuro ferroso no es pura. Para calcular su pureza:

0.0139 moles H₂S ----- 100% pureza FeS

0.0106 moles H₂S ----- x = 76.26% pureza FeS

La pureza de la muestra de FeS es del 76.26%.