Masa de agua que se obtiene al reaccionar volúmenes de oxígeno e hidrógeno (7852)

, por F_y_Q

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El hidrógeno y el oxígeno gaseosos reaccionan, en condiciones adecuadas, dando agua líquida. Si se hacen reaccionar 10 L de \ce{H2} con 3.5 L de \ce{O2} medidos en condiciones normales, ¿qué masa de agua se obtendrá?

Masas atómicas: H = 1 ; O = 16.

P.-S.

La reacción que tiene lugar es:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{2H_2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)}}}

Puedes saber los moles de cada reactivo que reaccionan porque sus volúmenes vienen dados en condiciones normales. Recuerda que un mol de cualquier gas, en esas condiciones, equivale a 22.4 L:

10\ \cancel{L}\ \ce{H2}\cdot \frac{1\ mol}{22.4\ \cancel{L}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.45\ \ce{mol\ H2}}}

3.5\ \cancel{L}\ \ce{O2}\cdot \frac{1\ mol}{22.4\ \cancel{L}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.16\ \ce{mol\ O2}}}

Recuerda que es necesario establecer el reactivo limitante. Por ejemplo, supones que reacciona todo el hidrógeno:

0.45\ \cancel{\ce{mol\ H2}}\cdot \frac{1\ \ce{mol\ O2}}{2\ \cancel{\ce{mol\ H2}}} = \color[RGB]{192,0,0}{\textbf{0.23\ \ce{mol\ O2}}}

Los moles que obtienes son más que los moles de los que dispones... Eso quiere decir que el reactivo limitante es el oxígeno.

Tomas el oxígeno como base para hacer el cálculo de los moles de agua que se producen:

0.16\ \cancel{\ce{mol\ O2}}\cdot \frac{1\ \ce{mol\ H2O}}{1\ \cancel{\ce{mol\ O2}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.16\ \ce{mol\ H2O}}}

Solo tienes que convertir en masa los moles de agua, a partir de su masa molecular:

0.16\ \cancel{\text{mol}}\ \ce{H2O}\cdot \frac{(2\cdot 1 + 1\cdot 16)\ g}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf{2.88\ \ce{g\ H2O}}}}