Ejemplo, cómo determinar las cantidades de las sustancias reaccionantes
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?
Desarrollo
Datos:
mH2SO4 = 490 g
Solución
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 | → | xBaOH |
xBaOH = 490 g de H2SO4·1 mol de Ba(OH)2÷98 g de H2SO4
Resultado, los moles de hidróxido de bario necesarios son:
xBaOH = 5 moles de Ba(OH)2
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Autor: Ricardo Santiago Netto (Administrador de Fisicanet)
San Martín. Buenos Aires. Argentina.
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