Problema n° 1 de estequiometria - TP05

Enunciado del ejercicio n° 1

¿Cuántos moles de hidróxido de bario son necesarios para neutralizar 490 g de ácido sulfúrico?

m_H2SO4 = 490 g

La ecuación estequiométrica balanceada es la siguiente:

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ ⟶ BaSO₄ + 2·H₂O

Calculamos las masas de los moles que intervienen en la reacción en equilibrio:

Ba(OH)₂: 137,3 g + 2·(16 g + 1 g) = 171,3 g

H₂SO₄: 2·1 g + 32 g + 4·16 g = 98 g

BaSO₄: 137,3 g + 32 g + 4·16 g = 233,3 g

2·H₂O: 2·(2·1 g + 16 g) = 36 g

Ba(OH)₂	+	H₂SO₄	⟶	BaSO₄	+	2·H₂O
171,3 g	+	98 g	=	233,3 g	+	36 g

Mediante regla de tres simple calculamos los moles de hidróxido de bario necesarios:

98 g de H₂SO₄	⟶	1 mol de Ba(OH)₂
490 g de H₂SO₄	⟶	x_BaOH

x_BaOH = 490 g de H₂SO₄·1 mol de Ba(OH)₂÷98 g de H₂SO₄

Resultado, los moles de hidróxido de bario necesarios son:

x_BaOH = 5 moles de Ba(OH)₂

Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina

Ejemplo, cómo determinar las cantidades de las sustancias reaccionantes