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
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Ejemplo, cómo calcular la molaridad en la neutralización de soluciones