Esta es la resolución de un ejercicio para una amiga, cualquier corrección que vean pertinente por favor déjenla en comentarios
4.- ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (\( CO_2 \)) se producen cuando una muestra de 58,65 gramos de \( C_{20}H_{42} \) al 92,25 % de pureza reacciona con suficiente oxigeno? La reacción se desarrolla según la siguiente ecuación química:
\( 2C_{20}H_{42}(g)+61O_2 (g)\rightarrow{40 CO_2 (g) + 42 H_2O (g) } \)
Masa Molar (g/mol): \( C_{20}H_{42} = 282,62; O_2 = 32; CO_2= 44,01; H_2O = 18,02 \)
Ok Bueno ya te digo que hacer primero tienes que establecer la relación de gramos reales que hay del \( C_{20}H_{42} \) de la siguiente forma
\( Si: 100 \longrightarrow{58,65g} \)
\( El: 92,25 \rightarrow{x} \)
Bueno ahora ya con eso haces tu regla de 3 y te queda así:
\( \displaystyle\frac{(92,25)(58,65)}{100}=54.10g \) puros de: \( C_{20}H_{42} \)
Ahora con esos 54.10g de \( C_{20}H_{42} \) estableces la siguiente relación:
Si: \( 2C_{20}H_{42} \) son \( 565,24g \) genera \( 1760,4g \) de \( 40CO_2 \)
Entonces:
\( 565,24g \rightarrow{1760,4g } \)
\( 54.10g \rightarrow{x} \)
\( \displaystyle\frac{(54.10)(1760,4)}{565,24}=168.49g \) de \( CO_2 \) Esta es la respuesta de % de pureza L: