T7: Equilibrios redox

Estequiometría redox

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

2.2

Si reaccionan 40 g de plata con la suficiente cantidad de $\ce{HNO3}$ , calcule la cantidad de nitrato de plata que se obtendrá sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 60%. Utilice la reacción del apartado anterior ajustada.

EstequiometríaRendimiento

a) Cantidad de nitrato de plata que se obtendrá.

La reacción ajustada entre la plata y el ácido nítrico es:

\ce{3Ag(s) + 4HNO3(aq) -> 3AgNO3(aq) + NO(g) + 2H2O(l)}

Primero, calculamos los moles de plata (Ag) disponibles. La masa molar de Ag es $107,87 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ .

\text{Moles de Ag} = \frac{40 \text{ g}}{107,87 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}} = 0,3708 \text{ mol Ag}

Según la estequiometría de la reacción, 3 moles de Ag producen 3 moles de $\ce{AgNO3}$ , lo que significa que la relación molar es 1:1. Por lo tanto, los moles teóricos de $\ce{AgNO3}$ producidos son:

\text{Moles teóricos de AgNO3} = 0,3708 \text{ mol Ag} \times \frac{3 \text{ mol AgNO3}}{3 \text{ mol Ag}} = 0,3708 \text{ mol AgNO3}

Ahora, convertimos los moles teóricos de $\ce{AgNO3}$ a gramos. La masa molar de $\ce{AgNO3}$ es:

\text{Masa molar de AgNO3} = 107,87 (\text{Ag}) + 14,01 (\text{N}) + 3 \times 16,00 (\text{O}) = 169,88 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

\text{Masa teórica de AgNO3} = 0,3708 \text{ mol} \times 169,88 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 63,00 \text{ g AgNO3}

Finalmente, aplicamos el rendimiento de la reacción, que es del 60%:

\text{Masa real de AgNO3} = 63,00 \text{ g} \times \frac{60}{100} = 37,80 \text{ g AgNO3}