Uwaga!

W zadaniu nie podano, że wodór został odmierzony w warunkach normalnych, przez co nie można wykorzystać wzoru na objętość molową gazów w warunkach normalnych. Poniżej przedstawimy rozwiązanie zadania zakładając, że objętość wodoru została przeliczona na warunki normalne.

Dane:

$m_{stopu}=17\mathrm{g}$

$V_{\mathrm{H}{}_2}=4,48\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3$

Szukane:

${\%}_{\mathrm{Cu}}=?$

Aby metal reagował z kwasami beztlenowymi musi być bardziej aktywny od wodoru (musi wyprzeć wodór z jego związku). Napiszmy równania reakcji zachodzących podczas rozpuszczania stopu w HBr:

$\mathrm{Cu}+\mathrm{HBr}\to \text{reakcja nie zachodzi}$

$\mathrm{Zn}+2\mathrm{HBr}\to \mathrm{ZnBr}{}_2+\mathrm{H}{}_2\uparrow$

Na podstawie szeregu aktywności metali możemy stwierdzić, że cynk jest bardziej aktywny od wodoru (ma niższy potencjał standardowy redukcji) więc będzie w stanie wyprzeć wodór z jego związku. Miedź jest mniej aktywna od wodoru.

Na podstawie objętości molowej gazów w warunkach normalnych obliczmy objętość wydzielonego w reakcji wodoru:

$\begin{array}{ccc}1\mathrm{mol}\mathrm{H}{}_2& -& 22,4\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3\\ x& -& 4,48\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3\end{array}$

$x=\frac{1\mathrm{mol}\cdot 4,48\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}{22,4\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}=0,2\mathrm{mol}\mathrm{H}{}_2$

Na podstawie stechiometrii reakcji wiemy, że cynk i wodór reagują ze sobą w stosunku 1:1. Wnioskujemy więc, że w próbce stopu było 0,2 mola atomów cynku. Znając masę molową cynku (M=65 g/mol). Obliczmy jego masę w stopie:

$m_{\mathrm{Zn}}=n_{\mathrm{Zn}}\cdot M_{\mathrm{Zn}}=0,2\mathrm{mol}\cdot 65\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}=13\mathrm{g}$

więc w stopie znajduje się:

$17\mathrm{g}-13\mathrm{g}=4\mathrm{g}\mathrm{Cu}$

${\%}_{\mathrm{Cu}}=\frac{4\mathrm{g}}{17\mathrm{g}}\cdot 100\%\approx 23,5\%$ 

Odpowiedź: Zawartość procentowa miedzi w stopie wynosi ok 23,5%.