Dane: 

$V_m=300{\text{dm}}^3$   

$\%C_2{H}_2=25\%$   

$W=29,8533\%$   

$C_{p{\left(COOH\right)}_2}=5\%$   

Szukane: 

$m_{r{\left(COOH\right)}_2}=?$   

Rozwiązanie: 

Znając objętość mieszaniny gazów oraz zawartość procentową etynu obliczamy jego objętość: 

$V_{C_2{H}_2}=300{\text{dm}}^3\cdot 0,25=75{\text{dm}}^3$  

Wiemy, że 1 mol gazu w warunkach normalnych zajmuje objętość równą 22,4 dm³. 

Obliczamy liczbę moli etynu : 

$n_{C_2{H}_2}=\frac{1\text{mol}\cdot 75{\text{dm}}^3}{22,4{\text{dm}}^3}=3,35\text{mol}$     

Zapisujemy ogólne równanie reakcji utlenienia etynu: 

$C_2{H}_2\stackrel{KMn{O}_4}{\to }{\left(COOH\right)}_2$       

Z ogólnego równania reakcji widzimy, że 1 mol etynu utlenia się do 1 mola kwasu szczawiowego. 

Zatem jeśli do reakcji użyto 3,35 moli etynu to otrzymano taka sama liczba moli kwasu szczawiowego, czyli 3,35 mol. 

Masa molowego kwasu szczawiowego wynosi: 

$M_{{\left(COOH\right)}_2}=90,04\frac{\text{g}}{\text{mol}}$    

Obliczamy masę kwasu szczawiowego, która powstanie po utlenieniu etynu: 

$n=\frac{m}{M}\to m=n\cdot M$    

$m_{{\left(COOH\right)}_2}=3,35\text{mol}\cdot 90,04\frac{\text{g}}{\text{mol}}=301,634\text{g}$     

Masa powstałego kwasu szczawiowego stanowi masę substancji rozpuszczonej w całym roztworze. Znając stężenie procentowe roztworu kwasu oraz masę jego substancji rozpuszczonej obliczamy całkowitą masę roztworu: 

$C_p=\frac{m_s}{m_r}\cdot 100\%$     

$m_r=\frac{m_s}{C_p}\cdot 100\%$    

$m_r=\frac{301,634\text{g}}{5\%}\cdot 100\%=6032,68\text{g}$    

Otrzymana masa roztworu stanowi masę teoretyczną, którą można otrzymać przy 100% wydajności reakcji. Masa roztworu, którą można otrzymać przy wydajności równej 29,8533%: 

$m_{{\left(COOH\right)}_2}=\frac{6032,68\text{g}\cdot 29,8533\%}{100\%}=1800,95\text{g}$      

Odpowiedź: W reakcji można otrzymać 1800,95 g roztworu kwasu szczawiowego.