Treść 

Na próbkę stopu miedzi z cynkiem o masie 4,00 g podziałano 200 cm³ kwasu solnego o stężeniu 0,800 mol· dm^–3. Przebiegła wtedy reakcja opisana równaniem:  

Me + 2H₃O + → Me²⁺ + H₂ + 2H₂O 

Roztwór otrzymany po reakcji rozcieńczono wodą do objętości 250 cm³. Stężenie jonów wodorowych w tym roztworze było równe 0,400 mol· dm^–3.

Oblicz, ile gramów miedzi znajdowało się w opisanej próbce stopu. Wynik końcowy zaokrąglij do drugiego miejsca po przecinku.

 

---

Rozwiązanie 

Znając objętość oraz stężenie molowe kwasu solnego obliczamy liczbę jego moli: 

$C_m=\frac{n}{V}\to n=C_m\cdot V$  

$n_{HCl}=0,8\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}\cdot 0,2d{m}^3=0,16mol$  

Kwas chlorowodorowy jest mocnym kwasem, tym samym stężenie jonów H⁺ jest takie samo jak stężenie HCl, czyli : 

$n_{HCl}=n_{H^{+}}=0,16mol$   

Wiemy, że po reakcji stężenie jonów wodorowych w 250 cm³ roztwory wynosiło 0,4 mol/dm³, obliczamy liczbę moli jonów H⁺ w końcowym roztworze: 

$n_{H^{+}\text{konˊcowe}}=0,4\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}\cdot 0,25d{m}^3=0,1mol$   

Liczba moli jonów wodorowych, które przereagowały wynosi: 

$\Delta n_{H^{+}}=0,16mol-0,1mol=0,06mol$   

 

Z równania reakcji widzimy, że 1 mola cynku reaguje z 2 molami wodorowymi, obliczamy liczbę moli cynku, które przereagował z 0,06 molami H⁺: 

$1molZn-2mol{H}^{+}$  

$xmolZn-0,06mol{H}^{+}$  

$x=\frac{1mol\cdot 0,06mol}{2mol}=0,03molZn$   

 

Obliczamy masę 0,003 moli cynku: 

$n=\frac{m}{M}\to m=n\cdot M$  

$m_{Zn}=0,03mol\cdot 65\frac{g}{\text{mol}}=1,95g$  

 

Masa miedzi w stopie wynosi: 

$m_{Cu}=4g-1,95g=2,05g$