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+H2SO4BaSO4+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 H2SO41 mol de Ba(OH)2
490 g de H2SO4xBaOH

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

Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina

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Ejemplo, cómo determinar las cantidades de las sustancias reaccionantes

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