Question

Sete gramas de uma amostra de alumínio com impurezas são tratados por 50 mL de ácido sulfúrico que apresenta 49% em massa e densidade 1,4 g/mL. Terminada a reação, verifica-se que todo ácido foi gasto e que as impurezas não reagiram. A porcentagem em massa de alumínio na amostra analisada é:

a) 90,3%.
b) 88,7%.
c) 93,5%.
d) 81,2%.
e) 78, 4%.

Answer 1

Resposta: A porcentagem de Al na amostra analisada é 90% - Letra A

Explicação:

A reação ajustada é:

2 Al + 3 H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3 H2

densidade = massa da solução / volume da solução

Assim a massa da solução = densidade x volume da solução

m = 1,4 g/mL x 50 mL = 70 g de solução ácida  

A solução tem uma concentração de 49% ou seja

Titulo = massa do soluto (H2SO4) / massa da solução ácida  

0,49 = m / 70

m = 70x0,49 = 34,3 g de H2SO4  

Vamos calcular a massa molar a partir das massas atômicas: H = 1 u, S = 32 u e O = 16 u

H2SO4 = 2x1+1x32+4x16 = 98 g/mol  

Assim

1 mol de H2SO4 =======98 g

X                                        34,3 g

X = 34,3 /98 = 0,35 mol de ácido que reagiram e foram completamente consumidos

Vamos agora relacionar o Al com o H2SO4 para calcular quanto de Al reagiu com os 0,35 mol de ácido

2 Al              3 H2SO4

2 mol             3 mol

Z                   0,35

Z = 0,7/3 = 0,2333 mol de Al é a quantidade de Al que foi consumida  na reação

Vamos agora calcular a massa de Al que efetivamente reagiu

1 mol de Al ===========27 g

0,2333                              w

W = 6,3 g de Al reagiram

Finalmente, podemos agora calcular a porcentagem de pureza do Al

7 g             100%

6,3              %

% = 630/7 = 90%