Problema n° 9 de estequiometría de las soluciones, neutralización de soluciones - TP03
Enunciado del ejercicio n° 9
Se neutralizan 50 ml de una solución de Ca(OH)2 con 75 ml de solución 0,1 M de H3PO3. ¿Cuál es la molaridad de la solución básica?
Desarrollo
Datos:
V1 = 50 cm³ de Ca(OH)2
V2 = 75 cm³ de H3PO3
M2 = 0,1 M
Solución
Molaridad (M): es el número de moles que tiene una solución por 1.000 cm³ de solución.
La ecuación estequiométrica balanceada es la siguiente:
3·Ca(OH)2 + 2·H3PO3 ⟶ Ca3(PO3)2 + 6·H2O
Calculamos las masas de los moles que intervienen en la reacción en equilibrio:
3·Ca(OH)2: 3·[40 g + 2·(16 g + 1 g)] = 222 g
2·H3PO3: 2·(3·1 g + 31 g + 3·16 g) = 164 g
Ca3(PO3)2: 3·40 g + 2·(31 g + 3·16 g) = 278 g
6·H2O: 6·(2·1 g + 16 g) = 108 g
| 3·Ca(OH)2 | + | 2·H3PO3 | ⟶ | Ca3(PO3)2 | + | 6·H2O |
| 222 g | + | 164 g | = | 278 g | + | 108 g |
De la ecuación estequiométrica sabemos que:
3 moles de Ca(OH)2 se neutralizan con 2 moles de H3PO3.
| 1 M de H3PO3 | ⟶ | 82 g de H3PO3 |
| 0,1 M de H3PO3 | ⟶ | x |
| x = | 0,1 M de H3PO3·82 g/l |
| 1 M de H3PO3 |
x = 8,2 g de H3PO3/l
| 1.000 cm³ de solución | ⟶ | 8,2 g de H3PO3 |
| 75 cm³ de solución | ⟶ | x |
| x = | 75 cm³ de solución·8,2 g de H3PO3 |
| 1.000 cm³ de solución |
x = 0,615 g de H3PO3 (puro)
Esta cantidad se neutralizará con:
| 164 g de H3PO3 | ⟶ | 222 g de Ca(OH)2 |
| 0,615 g de H3PO3 | ⟶ | x |
| x = | 0,615 g de H3PO3·222 g de Ca(OH)2 |
| 164 g de H3PO3 |
x = 0,8325 g de Ca(OH)2 (puro)
Calculamos la masa de Ca(OH)2 que hay en 1.000 cm³ de solución:
| 50 cm³ | ⟶ | 0,8325 g de Ca(OH)2 |
| 1.000 cm³ | ⟶ | x |
| x = | 1.000 cm³·0,8325 g de Ca(OH)2 |
| 50 cm³ |
x = 16,65 g de Ca(OH)2/l
Calculamos la molaridad:
| 74 g de Ca(OH)2 | ⟶ | 1 M |
| 16,65 g de Ca(OH)2 | ⟶ | x |
| x = | 16,65 g de Ca(OH)2·1 M |
| 74 g de Ca(OH)2 |
Resultado, la molaridad de los 50 ml de la solución de hidróxido de calcio es:
x = 0,225 M
Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina
Ejemplo, cómo calcular la molaridad en la neutralización de soluciones