Do otrzymania 10 kg 90% roztworu kwasu siarkowego(VI) potrzebujemy użyć 9 kg czystego kwasu. Jednak wydajność procesu jego otrzymywania wynosi 75%, układamy więc proporcję:

$\begin{array}{ccc}9\mathrm{kg}& -& 75\%\\ x& -& 100\%\end{array}$

$x=\frac{9\mathrm{kg}\cdot 100\%}{75\%}=12\mathrm{kg}$

gdzie x to teoretyczna masa kwasu, którą musimy otrzymać aby realnie mieć go 9 kg przy założeniu wydajności procesu równej 75%.

Znając masę molową kwasu (M = 98 g/mol) oblicazmy liczbę jego moli:

$n=\frac{m}{M}$

gdzie:

n- liczba moli

m- masa 

M- masa molowa

$n_{\mathrm{H}{}_2\mathrm{SO}{}_4}=\frac{12000\mathrm{g}}{98\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}}\approx 122,449\mathrm{mol}$

 

Analizując schemat procesu, należy zauważyć, że przy założeniu 100% wydajności reakcji z 1 mola czystego pirytu powstają 2 mole kwasu siarkowego(VI) - informuje nas o tym liczba atomów siarki w cząsteczkach obu związków. Można to zapisać w uproszczeniu:

$\mathrm{FeS}{}_2\to 2\mathrm{H}{}_2\mathrm{SO}{}_4$

więc do otrzymania 122,449 moli kwasu siarkowego(VI) potrzeba

$122,449\mathrm{mol}:2\approx 61,225\mathrm{mol}$

czystego pirytu.  Znając jego masę molową (M = 120 g/mol) obliczamy jego masę:

$m=n\cdot M$

$m_{\mathrm{FeS}{}_2}=61,225\mathrm{mol}\cdot 120\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}=7347\mathrm{g}$

 

Użyta próbka pirytu zawiera 93% czystego disiarczku żelaza(II) obliczmy więc ile kilogramów pirytu musimy użyć aby otrzymać 7347 g czystego disiarczku żelaza(II):

$\begin{array}{ccc}7347\mathrm{g}& -& 93\%\\ y& -& 100\%\end{array}$

$y=\frac{7347\mathrm{g}\cdot 100\%}{93\%}=7900\mathrm{g}=7,9\mathrm{kg}$

 

Odpowiedź: Należy użyć 7,9 kg pirytu.

 

Uwaga! 

FeS₂ - disiarczek żelaza(II) (nazwa zwyczajowa - piryt) to związek chemiczny, w którym żelazo występuje na +II stopniu utlenienia, a siarka występuje na -I stopniu utlenienia (nie powinniśmy go mylić z siarczkiem żelaza(II) - FeS).