a) 2Al(OH)3 + 3H2SO4------> Al2(SO4)3 + 6H2O
b) Segun la ecuacion balanceada se observa la cantidad de H2SO4 que se
necesita para hacer reaccionar los 0.45 mol de Al(OH)3 y la cantidad de
Al(OH)3 que se necesita para que reaccione los 0.55 mol de H2SO4:
0.45 mol Al(OH)3 [3 mol H2SO4/2 mol Al(OH)3]=0.675 mol H2SO4
0.55 mol H2SO4 [2 mol Al(OH)3/ 3 mol H2SO4] = 0.367 mol Al(OH)3
Por esto, se sabe que el reactivo limitante ante esas condiciones es el hidroxido de aluminio.
c) 0.55 mol H2SO4 [1 mol Al2(SO4)3/ 3 mol H2SO4] = 0.183 mol Al2(SO4)3
0.55 mol H2SO4 [6 mol H2O/3 mol H2SO4]=1.65 mol H2O
d) Masa de Al(OH)3 usado=0.367 moles de Al(OH)3
sabiendo que el peso molecular del Al(OH)3 es de 78 g/mol, entonces:
0.367 mol(78 g /1 mol)=28.626 g de Al(OH)3 usados en la reaccion
0.45 mol Al(OH)3 (78 g/1 mol)=35.1 g Al(OH)3 que hay
exceso=35.1 - 28.626 = 6.474 g de Al(OH)3
Cantidad de H2SO4 usado en la reaccion:
0.55 mol H2SO4 [98 g/1 mol]=53.9 g H2SO4
e)Como el porcentaje de rendimiento se considera como la cantidad real
sobre la cantidad teorica, multiplicada por 100, entonces tenemos que:
%rendimiento=[masa real/masa teorica]*100
Y como teniamos que las moles de Al2(SO4)3 producida teoricamente fue de 0.183 moles, pasamos este dato a masa:
0.183 mol (342 g / 1 mol)=62.586 g Al2(SO4)3
Entonces la masa real obtenida es de:
0.92=[masa real/62.586]
y nos queda que la masa real obtenida es de 57.58 g de Al2(SO4)3
