Colegio el Armelar Institución Teresiana

TRANSFORMACIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRÍA

En un proceso químico (o reacción química) se produce una profunda alteración de la materia. Se parte de unas sustancias (reactivos) y lo que se obtiene después del proceso (productos) son unas sustancias completamente diferentes a las de partida.

1) LEYES FUNDAMENTALES EN LAS REACCIONES QUÍMICAS LEYES PONDERALES Las leyes ponderales se corresponden con los primeros estudios científicos sobre los cambios químicos en la segunda mitad del siglo XVIII. Ley de conservación de la masa Los primeros químicos compartieron un interés especial por conocer la relación entre las cantidades de las sustancias iniciales y finales que intervienen en un cambio químico. Fue Lavoisier, considerado el padre de Ia Química, quien, tras una utilización sistemática de la balanza, establece a finales del siglo XVIII la primera ley de las combinaciones químicas, la ley de conservación de la masa:

Durante un cambio químico la masa del sistema permanece invariable o dicho de otra forma: la masa de los cuerpos reaccionantes (sustancias iniciales) es igual a la masa de los productos de la reacción (sustancias finales).

Ley de las proporciones definidas Proust, al igual que Lavoisier, utilizando sistemáticamente la balanza y el método científico llegó a la conclusión de que todo compuesto contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones. En 1801 dio a conocer la ley de las proporciones definidas:

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación de masa constante.

Siempre que el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua lo hacen en una relación mO/mH= 8. Podemos saber qué cantidad de oxígeno se combina con 100 gr. de hidrógeno para formar agua. Si m0/100 = 8, Ia masa de oxígeno será 800gr.

Ley de las proporciones múltiples (Dalton)

Cuando dos especies se combinan para formar compuestos diferentes, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, están en la relación de números enteros sencillos.

1

Teoría atómica de Dalton Estas leyes ponderales no se pudieron justificar hasta que Dalton formula en 1803 su teoría atómica, cuyos postulados son los siguientes: 1. Los elementos químicos están constituidos por partículas muy pequeñas e indestructibles llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un elemento químico son iguales en masa y demás propiedades. 3. Los átomos de diferentes elementos tienen diferente masa y propiedades. 4. Los compuestos se forman por Ia unión de átomos de diferentes elementos, en una relación numérica sencilla. Los postulados de la teoría de Dalton permiten explicar fácilmente, por ejemplo, la ley de conservación de la masa. Al ser los átomos indivisibles, en una reacción química no cambia ni la cantidad ni el tipo de átomos, simplemente se agrupan de forma diferente. Por tanto al no cambiar los átomos no cambia la masa.

LEYES VOLUMÉTRICAS Las relaciones existentes entre los reactivos se pueden aplicar tanto a sólidos como a líquidos o gases, pero en las sustancias gaseosas, además de con pesos o masas, puede operarse con volúmenes y se deben tener en cuenta las leyes de los gases. Las principales son: • Ley de los volúmenes de combinación de J.L. Gay-Lussac en 1809:

“Los volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, están en la relación de números enteros sencillos”.

2 vol de hidrógeno + 1 vol oxigeno = 2 vol de agua La Teoría atómica de Dalton(1810) no permite justificar esta ley como podemos observar en el siguiente ejemplo: 1 vol de H + 1 vol de Cl = 2 vol de ácido clorhidrico ¿? ¿Cómo se formaban 2 volúmenes de ácido clorhídrico con 1 volumen de H y otro de Cl? La solución la da Avogadro: Hipótesis de Avogadro. (1811):

“En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas”.

Afirmó que ciertos gases formados por H, 0 , Cl, N. . . estaban formados por especies moleculares diatómicas. Así: 1 vol.H 2+ 1 vol.Cl2 = 2 vol. HCl

2

2) ECUACIONES QUÍMICAS Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas. En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha: Reactivos

→

Productos

Ajustar ecuaciones químicas Para que se cumpla la ley de conservación de la masa es necesario ajustar la ecuación química. Ajustar una ecuación química es reflejar que existe el mismo número de átomos de cada elemento al principio y al final de la reacción. El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes) para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos, según la Ley de Conservación de la Masa o Ley de Lavoisier. Con ello garantizamos que los reactivos están en las proporciones justas (cantidades estequiométricas) para reaccionar.

Productos: CO2 y H2O

Reactivos: CH4 y O2

CH4 + 2 O2 Coeficiente del oxígeno: 2

CO2 + 2 H2O Coeficiente del agua: 2

3

Para ajustar una ecuación química se siguen los siguientes pasos: a) Una vez escritas las fórmulas de productos y reactivos, para ajustar se utilizan coeficientes numéricos delante de las fórmulas. Se empieza por aquellos elementos que aparecen en una sola fórmula a cada lado de la ecuación. Solo podemos poner números delante de las fórmulas, nunca debemos modificar los subíndices de las fórmulas: CaCO3 + HCI →CaCI2 + H20 + C02 Nos fijamos en primer lugar en Ca, C, H y Cl que aparecen en una sola fórmula a cada lado de Ia ecuación. En este caso Ca y C están ajustados. El Cl y el H no, pues aparecen dos átomos de cada uno en los productos y tan sólo uno en los reactivos. Lo solucionamos poniendo un “2” delante de la fórmula HCI. b) A continuación se ajustan los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de Ia ecuación. En nuestro caso el 0 aparece en lado de la derecha en dos fórmulas H20 y C02. En total suman tres átomos de 0. También aparecen tres átomos de 0 en la parte de la izquierda. No hará falta añadir ningún coeficiente. La ecuación ajustada será: CaCO3 + 2HCI —> CaCI2 + H20 + C02

Interpretación molecular de una ecuación química Interpretación microscópica Las siguientes reacciones: 2H2 + 02 —> 2H20 se interpreta de la siguiente forma: dos moléculas de gas H2 reaccionan con una molécula de 02 para formar dos moléculas de H20. N2 + 3H2 —> 2NH3 se interpreta de la siguiente forma: una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para formar dos moléculas de NH3. Interpretación macroscópica Cuando se ponen en contacto los reactivos y dan lugar a los productos, no se suele tener una, dos o tres moléculas de estas sustancias, sino muchas más, aunque Ia proporción reflejada en la ecuación química ajustada se mantiene siempre. N2 + 3H2 —> 2NH3 También valdría: 7N2 + 21H2 —> 14NH3 es decir, siete moléculas de N2 reaccionan con veintiuna moléculas de H2 para formar catorce moléculas de NH3. También valdría: 50N2 + 150H2 —> 100NH3 es decir, cincuenta moléculas de N2 reaccionan con ciento cincuenta moléculas de H2 para formar cien moléculas de NH3 También podríamos escribir: 6,02 .1023N2 + 36,02.1023H2 —> 26,02 .1023NH3 que se puede leer como: un mol de N2 reacciona con tres moles de H2 para formar dos moles de NH3. Esta relación en moles entre los reactivos y productos nos permite establecer lo que ocurre en una reacción en cantidades que fácilmente se pueden medir (masas, volúmenes)

4

CH4

+

2 O2

CO2

+

2 H2O

1 mol de CH4

2 moles de O 2

1 mol de CO 2

2 moles de H 2O

16,0 g

2x 32,0 = 64,0 g

44,0 g

2x 18,0 = 36,0 g

reaccionan con

para dar

Masa de reactivos:

=

16,0 + 64,0 = 80,0 g

Masa de productos: 44,0 + 36,0 = 80,0 g

Así se comprueba que se cumplen las leyes ponderales y las volumétricas:

“En una reacción química la masa se conserva. Esto es, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos”. (Ley de Lavoisier) En el caso de que las sustancias sean gases, y siempre que se midan en las mismas condiciones de presión y temperatura, la relación en moles se puede establecer como relación en volumen: “Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moles” (Hipótesis de Avogadro)

2 C 2H 6 (g)

+

7 O2 (g)

4 CO2 (g)

+

6 H2O (g)

2 moles

7 moles

4 moles

6 moles

2 litros

7 litros

4 litros

6 litros

3) INTERCAMBIO ENERGÉTICO EN LAS REACCIONES QUÍMICAS Para que se verifique una reacción química ha de producirse: • Una ruptura de los enlaces en los reactivos. Lo que generalmente implica aportar energía. • Un reagrupamiento de los átomos de forma distinta. • Una formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente implica un desprendimiento de energía. En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir: Energía aportada > Energía desprendida. La reacción, en conjunto, absorbe energía (calor). Reacción endotérmica. Energía aportada < Energía desprendida. La reacción, en conjunto, desprende energía (calor). Reacción exotérmica. El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso:

CH4 + 2 O2 2 KClO3 + 89,4 (kJ)

CO2 + 2 H2O + 875 kJ (Proceso exotérmico) 2 KCl + 3 O2 (Proceso endotérmico)

5

4) TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS a) Reacciones de síntesis: a partir de dos o más sustancias se forma un compuesto Ejemplos: Reacción de los óxidos con el agua. El comportamiento es muy distinto cuando reacciona un óxido no metálico o uno metálico. En el primer caso se obtiene un ácido y en el segundo una base. Por esta razón se dice que los óxidos no metálicos tienen un carácter ácido, mientras que los metálicos tienen un carácter básico.

Reacciones de formación de óxidos. Combinación con el oxígeno. Son reacciones lentas que desprenden poca energía 2 Fe + O2

→

4 Fe + 3 O2

2 Fe O

→

2 Fe2O3

SO3 + H2O

→

H2SO4

CO2 + H2O

→

H2CO3

CaO + H2O

→

Ca(OH)2

b) Reacciones de descomposición: una sustancia se descompone en dos o más sustancias Ejemplo:

CaCO3

→

CaO + CO2

Necesita energía en forma de calor

c) Reacciones de sustitución: hay un intercambio o desplazamiento entre los elementos de distintos compuestos Los carbonatos desprenden CO2 cuando son atacados por los ácidos (el desprendimiento de este gas es lo que provoca la característica “efervescencia”) Na2 CO3 + 2 HCl

→

2 NaCl + CO2 + H2O

Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales. La mayor parte de los metales reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno (que se desprende como gas) y el metal se disuelve formando la sal correspondiente. Esta reacción se produce muy fácilmente en al caso de metales alcalinos y alcalinotérreos.

2 HCl + Mg H2 SO4 + Fe

→ →

Mg Cl2

+ H2

FeSO4 + H2

Algunos metales como la plata, el cobre o el mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos.

6

d) Reacciones características: Reacciones de combustión. Químicamente son oxidaciones. Son reacciones que transcurren muy rápidamente y con un desprendimiento notable de energía 2 C + O2

2CO +Q

C + O2

C O2 + Q

Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e hidrógeno) se obtiene CO2 y agua: CH4 + 2 O2 C4H10 + butano

CO2 + 2 H2O

13 O2 2

4 CO2 + 5 H2O

Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal del ácido y agua: Ácido + Base à Sal + Agua. H Cl + Na OH

Na Cl + H2O

H2SO4 + Ba (OH)2

Ba SO4 + 2 H2O

HNO3 + KOH

K NO3 + H2O

H2CO3 + 2 NaOH

Na2 CO3 + 2 H2O

5) CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS A partir de la información que proporciona una ecuación química, se pueden realizar cálculos para obtener masas, volúmenes, concentración de alguno de los reactivos o productos que intervienen en la reacción. ¿Cómo efectuar estos cálculos? El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido: a) ¿Cuántos gramos de zinc reaccionan? b) ¿Cuál sería el volumen de H2 obtenido si se mide en c. n.?

a Identifica reactivos y productos. Plantea la ecuación y a continuación formula las sustancias que intervienen: Ácido clorhídrico + Zinc à

Cloruro de zinc + Hidrógeno

HCl + Zn à Zn Cl 2 + H 2 a Ajusta la ecuación: 2 HCl + Zn à Zn Cl 2 + H 2 a Pasa el dato que te dan a moles:

6,0 g deHC l

1mol HCl = 0,16 moles de HCl 36,5 gde HCl Para plantear este factor de conversión debes obtener la masa molecular del compuesto.

7

a Transforma ahora los moles del dato en moles de la incógnita leyendo el correspondiente factor de conversión en la ecuación ajustada

0,16 moles deHCl

1mol de Zn = 0,08 moles de Zn 2 mol deHCl Lee el factor en la ecuación ajustada

a Transforma moles en gramos usando la masa atómica o molecular:

0,08 moles de Zn

65, 4 g de Zn = 5,2 g de Zn 1 mol de Zn

Esto se puede hacer de forma directa “empatando” unos factores de conversión con otros:

6,0 g de HCl

1 mol HCl

1 mol Zn

65,4 g Zn = 5,2 g Zn 36,5 g HCl 2 moles HCl 1 mol Zn

Convierte gramos a moles

Convierte moles a gramos

Permite relacionar dato (HCl) con la incógnita (Zn) a Si la sustancia es un gas y está medido en c.n. (00C y 1atm) , se puede obtener el volumen teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa 22, 4 litros (volumen molar)

6,0 g de HCl

1 mol HCl

1 mol H2

22,4 litros H2 = 1,84 litros H2 36,5 g HCl 2 moles HCl 1 mol H2 Factor que convierte moles en litros (sólo para gases medidos en c.n.)

Cálculos masa - masa

El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también en gramos. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico?

MnO2

7,5 g de HCl

+

4 HCl

Mn Cl2 + Cl2 + 2 H2O

1 mol de HCl

1 mol de MnCl 2

126,0 g de MnCl2

36,5 g de HC l

4 moles de HC l

1 mol de MnCl2

=

6,5 g de MnCl2

Factor leído en la ecuación ajustada. Nos transforma dato (HCl) en incógnita (MnCl2)

Cálculos masa - volumen

El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas, piden su volumen en litros Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen 7,5 g de ácido clorhídrico? a) Si se mide en c. n. b) Si se mide a 1,5 atm y 50 0 C

8

a) Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n.

7,5 g de HCl

1 mol de HCl

1 mol de MnCl 2

22,4 L de Cl2

36,5 g de HC l

4 moles de HC l

1 mol de Cl2

=

1,2 L de Cl2

Esta relación se puede usar únicamente cuando el gas esté medido en c. n.

Factor leído en la ecuación ajustada b) Cálculo del volumen de Cl2 medido a 1,5 atm y 50 0 C

Primero se calcula el número de moles de producto y a continuación se usa la ecuación de los gases:

7,5 g de HCl

V=

nR T = P

1 mol de HCl

1mol de Cl2

36,5 g de HC l

4 moles de HC l

=

0,051mol de Cl2

atm L 323 K K mo l = 0,901L = 901cm3 1,5 atm

0,051 moles 0,082

Cálculos volumen - volumen

Si las sustancias consideradas están en fase gaseosa la relación establecida por la ecuación ajustada puede considerarse relación en volumen, siempre que los gases estén medidos en las mismas condiciones de P y T (volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moles) Ejemplo: Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 L de H2 (se supone que ambos gases están medidos a igual P y T)

N2 (g) +

3 H2 (g)

0,5 L H2

Cálculos con rendimiento distinto del 100%

2NH3 (g)

2 L NH3 = 0,333 L NH3 3 L H2

Lo más frecuente es que, debido a razones diversas, a la hora de la realización práctica de una reacción química las cantidades obtenidas sean distintas de las calculadas teóricamente. Se define el rendimiento de la reacción como: gramos reales r= 100 gramos teóri cos Ejemplo: El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II). a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso c) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II) se obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento del proceso?

9

Pb (NO3)2 +

a) Ecuación ajustada:

2 KI

à Pb I2 + 2 KNO3

b) Gramos de yoduro de plomo (II) que deberían obtenerse teóricamente: 15,0 g Pb(NO3 )2

1 molPb(NO3 )2 331,2 g Pb(NO3 )2

1 molPbI2

461,0 g PbI2 = 20,9 g PbI2 1 molPb(NO3 )2 1 molPbI2

c) Cálculo del rendimiento:

18,5 g PbI2 reales

100,0 g PbI2 teóricos

20,9 g PbI2 teóricos

100,0 g PbI2 teóricos

= 88,5

g PbI2 reales = 88,5 % 100,0 g PbI2 teóricos

Factor para calcular el tanto por ciento No se divide por el 100 del denominador, ya que forma parte de la unidad solicitada.

Cálculos con rendimiento distinto del 100%

Ejemplo: El ácido sulfúrico reacciona con 10,3 g de zinc para dar sulfato de zinc e hidrógeno a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso b) Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el rendimiento para el proceso es de un 75 %

H2SO4 + Zn

à ZnSO4 + H2

Cantidad de sulfato de zinc que se debería obtener (teórico)

10,3 g Zn

1 mol Zn 1 mol ZnSO4 161,5 g ZnSO4 = 25,4 g ZnSO4 65, 4 g Zn 1 mol Zn 1 mol ZnSO4

25,4 g ZnSO 4 teóricos

75 g ZnSO 4 reales 100 g ZnSO 4 teóri cos

= 19,1 g ZnSO 4 reales

Factor que considera el rendimiento de la reacción.

10

Procesos con reactivo limitante

A la hora de llevar a cabo una reacción química puede suceder que uno de los reactivos esté en exceso, entonces la reacción transcurrirá mientras exista algo del otro reactivo. Una vez que éste se acaba la reacción se para, quedando el exceso del primero sin reaccionar. El reactivo que al agotarse hace que la reacción se detenga se denomina reactivo limitante. Los cálculos se efectúan considerando las cantidades que reaccionan. Ejemplo: Una mezcla de 100,0 g disulfuro de carbono y 200,0 g de cloro (gas) se pasa a través de un tubo de reacción caliente produciéndose la reacción: CS2 + 3 Cl2 à CCl4 + S2Cl2 Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá

a Como dan cantidades para ambos reactivos, vemos si están en cantidades estequiométricas (justas):

1mol CS2

= 1,31mol CS2 76,2 g CS2 1mol Cl2 = 2,82 moles Cl2 200,0 g Cl2 71,0 g Cl2

100,0 g CS2

Como (según se lee en la ecuación química) 1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de Cl2, para reaccionar con 1,31 moles de CS2 se necesitarían: 1,31 x 3 = 3,93 moles de Cl2. Por tanto, como sólo existen 2,82 moles de Cl2: Reactivo en exceso (no reacciona todo): CS2 . Reactivo limitante (reacciona todo) : Cl2 a A la hora de efectuar los cálculos ha de tenerse presente que parte del CS2 quedará sin reaccionar. Por tanto, ha de usarse, bien el reactivo limitante (reacciona totalmente), o bien la parte que reacciona del reactivo en exceso: Usando el reactivo limitante:

Reactivos impuros

2,82 mol Cl2

1 mol S2Cl2 135,0 g S2Cl2 = 126,9 g S2Cl2 3 mol Cl2 1 mol S2Cl2

Si los reactivos que se emplean en la reacción no son puros ha de tenerse en cuenta el dato de pureza y realizar los cálculos sólo con la parte de la muestra que reacciona. Ejemplo: Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno (gas) y mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que podremos obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza.

2 HgO

à 2 Hg +

O2

Parte de la muestra no es HgO. Por eso hablamos de “óxido” cuando nos referimos a la muestra impura

20,5 g de óxido

80 g de HgO

1 mol HgO

2 mol Hg

100 g de óxido

216,8 g HgO

2 mol HgO

200, 6 g Hg 1 mol Hg

= 15, 2 g Hg

Factor que convierte los gramos de muestra en gramos de Hg O

11

Determinación de la pureza de un reactivo

Basándonos en la cantidad de productos obtenidos (o de reactivos que reaccionan) se puede establecer la pureza de un reactivo o su contenido en determinada sustancia (riqueza) Ejemplo: Una muestra impura de 50,0 g de zinc reacciona con 53,7 g de ácido clorhídrico. Calcular el % de zinc presente en la muestra (riqueza)

Zn + 2 HCl à ZnCl2 + H2

a La cantidad de zinc presente en la muestra se puede calcular a partir del ácido consumido suponiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido:

53,7 g HCl

1 mol HCl 1 mol Zn 65,4 g Zn = 48,1 g Zn 36,5 g HCl 2 mol HC l 1 mol Zn

a El cálculo de la pureza se reduce a calcular un tanto por ciento:

100,0 g muestra g Zn 48,1 g Zn = 96,2 = 96,2 % Zn 100,0 g muestra 50,0 g muestra 100,0 g muestra Factor para calcular el tanto por ciento. Recordar que por el “100” del denominador no se divide ya que forma parte de la unidad final.

Relación entre el Zn puro y la masa total de muestra

Reactivos en disolución (molaridad)

Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma de disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de disolución y no de soluto: Ejemplo: Se hacen reaccionar 6,5 g carbonato cálcico con ácido clorhídrico 1,5 M. Calcular la cantidad de ácido 1,5 M necesario para reacción completa.

CaCO3 + 2 HCl à

6,5 g de CaCO3

CaCl2 +

1 mol CaCO3

2 mol HC l

100,1 g CaCO3

1 mol CaCO3

CO2 + H2O

1000 cm3 disolución = 86,7 cm3 disolución 1,5 mol HC l

Este factor permite transformar moles de HCl (soluto) en volumen de disolución usando la definición de molaridad.

12

Reactivos en disolución (tanto por ciento en masa)

Una forma muy corriente de expresar la concentración de una disolución es en tanto por ciento en peso (masa). Si se pretende operar con volumen de disolución es preciso, además, conocer la densidad de la disolución Ejemplo: Se hacen reaccionar 4,5 g de zinc con ácido clorhídrico del 35% en peso y 1,18 g/cm3 de densidad. Calcular el volumen de ácido necesario para reacción completa.

2 H Cl

4,5 g Zn

+ Zn à

Zn Cl2

+

H2

1 mol Zn 2 mol HCl 36,5 g HCl 100,0 g ácido 1cm3 ácido = 12,2 cm 3 ácido (disolución) 65,4 g Zn 1 mol Zn 1 mol HC l 35,0 g HC l 1,18 g ácido

Factor que convierte moles de HCl en gramos de HCl

El dato de densidad permite convertir gramos (masa) en cm3 (volumen) de disolución

Usando la definición de concentración en tanto por ciento en peso se puede convertir gramos de HCl (soluto) en gramos de ácido (disolución)

13