Introducimos en un matraz 30 gramos de aluminio del

Introducimos en un matraz 30 gramos de aluminio del 95% en masa de pureza y se añaden 100
ml de ácido clorhídrico comercial de densidad 1,170 g/ml y del 35% de pureza en masa.
El aluminio reacciona con el cloruro de hidrógeno para formar tricloruro de aluminio e hidrógeno
gaseoso.
a) Calcula la masa de aluminio que reacciona.
(Resultado: 10,07 g Al)
b) Demuestra cuál es el reactivo limitante.
(Resultado: HCl)
c) Calcula el volumen de hidrógeno que se formará medido a a 25ºC y 740 mmHg.
(Resultado: 14,05 litros H2)
d) Calcula la masa de tricloruro de aluminio que se obtiene.
(Resultado: 49,80 g de AlCl3)
a) Escribimos la reacción de trabajo:
Al + HCl → AlCl3 + H2
b) Calculamos las masas moleculares de los compuestos que intervienen en la reacción:
Al
Ma= 27,0
HCl
Mm= 1 · 1 + 1 · 35,5 = 36,5
AlCl3
Mm= 1 · 27,0 + 3 · 35,5 = 133,5
H2
Mm= 2 · 1,0 = 2,0
c) Calculamos las cantidades de sustancia de los datos contenidos en el ejercicio.
30,0 g de Al del 95% de pureza son:
30,0 g Al impuro (95 g Al puro / 100 g Al impuro) = 28,5 g de Al puro
28,5 g de Al puro (1 mol Al / 27,0 g Al ) = 1,056 mol Al puro
100 ml de HCl del 35% de riqueza en masa son:
100 ml · 1,170 g/ml = 117,0 g de disolución de HCl
117,0 g (35 g HCl puro / 100 g HCl disolución) = 40,95 g de HCl puro
40,95 g HCl (1 mol HCl / 36,5 g HCl ) = 1,12 moles HCl
d) Ajustamos la reacción.
Al + HCl → AlCl3 + H2
Al + 3 HCl → AlCl3 + 3/2 H2
e) Recopilamos la información, poniendo sobre la ecuación la información de la reacción y
bajo ella la información del ejercicio:
Mm
27,0 36,5 133,5
2
Al + 3 HCl → AlCl3 + 3/2 H2
m (g) 28,5
40,95
n (moles) 1,056
1,12
f) Calculamos la cantidad de sustancia de los demás compuestos de la reacción:
Pero en este caso, las cantidades de sustancia no se ajustan a la estequiometría, así que
debemos detectar cuál es el reactivo limitante y cuál está en exceso.
Para 1,056 moles de Al necesitaríamos 3,168 moles de HCl y no los tenemos, luego el HCl es el
reactivo limitante.
Para 1,12 moles de HCl necesitaríamos 0,373 moles de Al y nos sobra, el Al está en exceso.
Debemos calcular las cantidades de sustancia de la reacción con el reactivo limitante.
Mm
m (g)
n (moles)
27,0 36,5 133,5
2
Al + 3 HCl → AlCl3 + 3/2 H2
40,95
x
1,12
y
z
x moles Al= 1,12 moles HCl· (1 mol Al / 3 moles HCl) = 0,373 moles Al
y moles AlCl3 = 1,12 moles HCl·(1 mol AlCl3 / 3 moles HCl) = 0,373 moles AlCl3
z moles H2 = 1,12 moles HCl· (3/2 moles H2 / 3 moles HCl) = 0,56 moles H2
g) Volvemos a ordenar la información, poniendo sobre la ecuación la información de la
reacción y bajo ella la información del ejercicio:
Mm
m (g)
n (moles)
27,0 36,5 133,5
2
Al + 3 HCl → AlCl3 + 3/2 H2
40,95
0,373 1,12 0,373 0,56
Por tanto, tenemos 0,373 + 0,683 moles de Al: 0,373 moles reaccionarán y 0,6832 moles se
quedarán sin reaccionar (en exceso), y quedarán mezclados con los productos de la reacción.
h) Respondemos a las cuestiones del ejercicio partiendo de las cantidades de sustancia que
intervienen en el mismo:
a) La masa de aluminio que reacciona es:
0,373 moles Al (27,0 g Al/1 mol Al) = 10,07 g de Al
b) El reactivo limitante es el HCl, como se demostró en el punto f) :
Para 1,056 moles de Al necesitaríamos 3,168 moles de HCl y no los tenemos, luego el HCl es el
reactivo limitante.
Para 1,12 moles de HCl necesitaríamos 0,373 moles de Al y nos sobra, el Al está en exceso.
c) El volumen de hidrógeno que se formará medido a a 25ºC y 740 mm de Hg. sería:
Aplicamos la ley de los gases ideales con las unidades adecuadas:
p = 740 mmHg (1 atm / 760 mmHg) = 0,974 atm
T = 25°C + 273 = 298 K
V = n R T / p = 0,56 (moles H2) 0,082 (atm l /mol K) 298 (K) / 0,974 (atm) = 14,05 litros H2
d) La masa de tricloruro de aluminio que se obtiene es:
0,373 moles AlCl3 (133,5 g AlCl3/1 mol AlCl3) = 49,80 g de AlCl3
Mm
m (g)
n (moles)
27,0 36,5 133,5
2
Al + 3 HCl → AlCl3 + 3/2 H2
10,07 40,95 49,80 1,12
0,373 1,12 0,373
0,56