1 ACTIVIDADES ESTEQUIOMETRÍA 1 1 Señala si es verdadera o

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ACTIVIDADES ESTEQUIOMETRÍA 1
1
Señala si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: “Al reaccionar 108 g de aluminio con 48 g de oxígeno
se obtienen 156 g de óxido de aluminio”.
La reacción es 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3.
La relación estequiométrica indica: 4 moles Al: 3 moles O2.
 g Al 
g O
Es decir, que 4 (mol Al) · 27 
 = 108 g de Al reaccionarán con 3 (mol O2) · 32 
 = 96 g de O2.
mol


 mol 
Es decir, que el oxígeno es el reactivo limitante y de acuerdo con la estequiometría de la ecuación:
3 moles O2 = 96 g
2
2 moles Al2O3 = 204 g
96 g O 2
48 g O 2

 x  102 g Al2 O3
204 g Al2 O3
x
¿Cuál es el fundamento de los cálculos estequiométricos?
Los cálculos estequiométricos se fundamentan en el hecho de que la proporción existente a nivel microscópico
entre moléculas participantes en una reacción se mantiene a nivel macroscópico entre moles de las sustancias
participantes.
3
La magnesita es un mineral constituido en su mayor parte por carbonato de magnesio. Por calefacción se
descompone en óxido de magnesio y dióxido de carbono. ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se
obtienen al calcinar 20 g de magnesita?
La reacción de descomposición es: MgCO3 → MgO + CO2
De acuerdo con la estequiometría de la reacción:
4
84,3 ( g de Mg CO3 ) 20 g

40,3 ( g de MgO)
x
x = 9,56 g de MgO
La blenda (sulfuro de cinc) es uno de los principales minerales del cinc. Por tostación se obtiene óxido de
cinc y dióxido de azufre.
a) Escribe la ecuación ajustada.
b) Calcula el volumen del gas obtenido, medido en c.n. si se produce la tostación de 150 g de sulfuro de
cinc.
a) 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
b) De acuerdo con la estequiometría de la ecuación:
5
97,4 ( g de ZnS) 150 ( g )

22,4 ( L deO2 )
x
x = 34,5 L de SO2 en c.n.
Teniendo en cuenta la reacción entre el cloruro cálcico y el nitrato argéntico, escribe la ecuación química
ajustada y averigua los gramos de cloruro cálcico necesarios para obtener 14,5 g de cloruro de plata,
sabiendo que el rendimiento del proceso es del 75 %.
La reacción ajustada es: CaCl2 + 2 AgNO3 → 2 AgCl + Ca (NO3)2
De acuerdo con la estequiometría de la ecuación:
1 (molAgCl) 1 (molCaCl2 ) 111( g CaCl2 )
14,5 (g AgCl)·
·
·
 5,6 g CaCl2
143,5 ( g )
2 (mol AgCl) 1 (molCaCl2 )
Teniendo en cuenta el rendimiento, los gramos obtenidos son:
6
5,6( g ) ·100
 7,46g CaCl 2
75
El hidróxido sódico se prepara comercialmente mediante la reacción entre el carbonato de sodio y el
hidróxido de calcio. ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico se obtendrán al tratar 1 kg de carbonato sódico
con suficiente cantidad de hidróxido de calcio? ¿Cuántos moles de carbonato de calcio se obtendrán?
Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3 1 mol de Na2CO3 = 106 g
1 mol de NaOH = 40 g
106 g Na 2 CO3 1 000 g Na 2 CO3

Teniendo en cuenta la estequiometría:
x  755 g de NaOH
80 g NaOH
x
Calculando los moles de carbonato sódico:
1 000 g Na 2 CO 3
1 mol
 9,43 moles
106 g
2
7
La síntesis de Haber es el procedimiento que se lleva a cabo en la industria para la obtención de amoniaco
a partir de sus elementos. Si se parte de 250 litros de hidrógeno medidos a 400 ºC y 900 mm de Hg, calcula
cuantos litros de amoniaco se podrán recoger en esas mismas condiciones de presión y temperatura.
La reacción de obtención es N2 + 3 H2 → 2 NH3
900
(atm) · 250(L)
760
 5,36 moles
250 L de H2 medidos a 400 ºC y 900 mm de Hg son:
 atmL 
0,082
(273  400)( K )
 Kmol 
Según la estequiometría de la reacción 3 mol H 2: 2 mol NH3  se producen 5,36 · 2/3 = 3,57 moles de NH3 que en
esas condiciones de presión y temperatura ocupan:
 atm L 
 · 673(K)
3,57(mol) · 0,082 
nRT
 K mol 
V

 166,96 L
p
1,18( atm)
pV
n

RT
8
Reaccionan 10 g de sodio en agua. Escribe la reacción química.
a) Calcula el volumen de hidrógeno recogido a 20ºC y 0,98 at.
b) Calcula el número de moléculas contenidas en ese volumen.
a) La reacción es 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
1 mol
 0,43 mol
Primero se calculan los moles de sodio: 10 g Na ·
23 g
De acuerdo con la estequiometría:
2 mol Na 0,43

 x  0,21 mol H 2
1 mol H 2
x
En las condiciones indicadas, ese idrógeno ocupa:
pV = nRT  V = nRT/p = 0,21x 0,082 x (273+20) / 0,98 = 5,15 L
b)
9
1 mol
0,21

 x  1,26·1023 moléculas
N A molec
x
El dióxido de estaño se reduce a estaño metálico al reaccionar con el carbono.
a) Escribe la ecuación ajustada.
b) Calcula el volumen de dióxido de carbono que se obtiene en c.n., sabiendo que se han reducido 50 g de
dióxido de estaño.
a) SnO2 (s) + C (s) → Sn (s) + CO2 (g)
b) Los moles de dióxido de estaño son:
50 g ·
1 mol
 0,33 mol
150,7 g
De acuerdo con la estequiometría: 1mol SnO2 : 1 mol CO2 por tanto los moles de CO2 son 0,33.
Teniendo en cuenta el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en condiciones normales:
1 mol 0,33 mol

 7,4 L CO 2
22,4 L
x
10 El óxido de mercurio (II) se descompone en sus elementos bajo la acción del calor.
a) Escribe la ecuación ajustada, correspondiente a dicha reacción.
b) ¿Cuántos gramos de óxido de mercurio (II) se necesitan para obtener 150 g de oxígeno?
c) ¿Qué volumen ocupa el oxígeno obtenido, medido a 700 mm de Hg y 20 ºC?
a) 2 HgO → 2 Hg + O2
b) 1 mol de HgO = 216,6 g
De acuerdo con la estequiometría:
1 mol de O2 = 32 g
433,2 g HgO
x

 x  2 030 g HgO
32 gO2
150 gO2
c) El número de moles de oxígeno obtenidos es:
150 g
 4,7 moles
32 g / mol
 atmL 
4,7 (mol) · 0,082 
 · 293( K )
nRT
 molK 
Por tanto el volumen ocupado es: V 

 123 L O 2
p
0,92(atm)
3
11 El acetileno o etino (C2H2) arde en el aire con llama muy luminosa.
a) ¿Qué volumen de acetileno, medido en c.n. será preciso utilizar si en esta reacción se han obtenido 100
L de dióxido de carbono medidos en c.n.?
b) ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se obtienen?
c) ¿Cuántas moléculas de dióxido de carbono se obtienen?
a) La reacción ajustada es: 2 H2C2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2 H2O.
1 mol H 2 C 2
Tendiendo en cuenta la estequiometría:
2 mol CO 2
se deduce que son 50 los litros de acetileno que serán necesarios utilizar.
b)
1 mol CO2
x

 x  4,46 mol CO 2
22,4 L
100L
c)
1 mol CO2 4,46 moles

 x  2,68·1024 moléculas
NA molec
x
12 Se queman 10 g de alcohol etílico o etanol (C2H5OH)
a) Escribe la ecuación ajustada.
b) ¿Qué volumen de aire es necesario emplear, medido en c.n., sabiendo que el 20 % de su volumen es
oxígeno?
c) ¿Cuántas moléculas de agua se obtienen?
a) C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
b) 1 mol de etanol = 46 g
46 g e tan ol 10 g

 x  14,6 L O2
67,2 L O2
x
1 mol de O2 ocupa 22,4 L en c.n.  3 moles de O2 ocupan 67,2 L
Teniendo en cuenta la composición volumétrica del aire:
c) De acuerdo con la estequiometría:
100 L aire
x

 x  73 L aire
20 L oxígeno 14,6 L
46 g e tan ol
10 g e tan ol

 x  3,93 ·10 23 moléculas
3 NA (moléculasH2O )
x
13 Al reaccionar el permanganato potásico con suficiente cantidad de ácido clorhídrico se produce dicloruro
de manganeso, cloruro potásico, agua y cloro.
a) Calcula la masa de dicloruro de manganeso que se obtiene si reaccionan 150 g de permanganato
potásico.
b) ¿Qué volumen de cloro se obtiene medido a 0,92 atm y 18 ºC?
a) 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
1 mol de KMnO4 = 158,1 g
De acuerdo con la estequiometría:
1 mol de MnCl2 = 126 g
158,1 gKMnO4 150g

 x  119,5 g MnCl2
126 gMnCl2
x
La proporción entre el permanganato y el oxígeno es de 2 mol KMnO 4 : 5 mol O2
b)
2  158,1 g mol KMnO4 150g KMnO4

 x  168,4 g Cl
5  71 g mol Cl 2
x
14 Al tratar el nitrato de plomo (II) a elevadas temperaturas, se descompone en óxido de plomo (II), dióxido de
nitrógeno y oxígeno.
a) ¿Cuántos gramos de óxido de plomo (II) se obtendrán al descomponerse 80 g de nitrato de plomo (II).
b) ¿Qué volumen de oxígeno se recogerá en c.n.?
c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en ese volumen?
a) 2Pb(NO3)2
calor


2 PbO + 4 NO2 + O2
De acuerdo con la estequiometría:
1 mol Pb(NO3)2: 1mol de PbO
331 g 80 g

 x  53,9 g P bO
223 g
x
4
b) Teniendo en cuenta la estequiometría: 2 moles Pb (NO3)2: 1mol de O2
c) 22,4 L O
2
2 · 331 g 80 g

 x  2,7 L O 2
22,4 L
x
N A at

2,7 L O 2
 x  7,26 ·1022 átomos de O
x
15 Al calentar el yeso (sulfato cálcico dihidratado) se convierte en sulfato cálcico anhidro. Calcula:
a) El tanto por ciento en agua que pierde al transformarse en la sal anhidra.
b) Los gramos de sal hidratada que han de calentarse para obtener 250 g de sal anhidra.
c) El volumen de vapor de agua que se recogerá a 200ºC y 2 atm al calentarse la cantidad de sal hidratada
del apartado anterior.
 CaSO4 + 2 H2O
a) CaSO4· 2 H2O calor
1 mol de sal hidratada = 172 g
1 mol de sal anhidra = 136 g
172 ( g sal) 100 ( g )
La cantidad de agua es, por tanto: 172 - 136 = 36 g Es decir, que:

 x  20,9 % de agua
36 ( gH2O)
x
b) Calculando los moles de sal anhidra:
1 ( mol)
1 mol sal hidratada
x
250 ( g sal)·
 1,84 mol

 x  1,84 mol de CaSO 4 ·2 H 2 O
136 ( g )
1 mol sal anhidra 1,84 mol
172 g
1,84 mol sal hidratada
 316,5 g de sal hidratada
1 mol
c) De acuerdo con la ley de conservación de la masa:
1 mol
 3,7 mol agua
316,5 g sal hidratada  250 g sal anhidra  66,5 g H2O, que expresado en moles: 66,5 g H 2 O ·
18 g
El volumen que ocupa es:
 atm· L 
·473( K )
3,7(mol) · 0,082
nRT
 mol· K 
V

 71,75 L de vapor de agua
p
2 atm
16 Se queman 10 L de propano medidos en c.n. formándose dióxido de carbono y agua. Determina el volumen
de aire medido en c.n. que será necesario emplear si la composición volumétrica del mismo es el 20 % de
oxígeno.
La ecuación de la combustión es: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
1 (mol C 3 H 8 ) 10 L propano

 x  50 L O 2
5 (molO2 )
x
Conocida la composición del aire:
100 L aire
x

 x  250 L de aire
20 L O 2
50 L O 2
17 El trióxido de dicromo reacciona con el aluminio, en el proceso conocido por aluminotermia, obteniéndose
el metal de una elevada pureza y óxido de aluminio. Si han reaccionado 250 g de trióxido de cromo calcula:
a) La masa de cromo obtenida.
b) El número de átomos de oxígeno, formando parte del óxido de aluminio que se han obtenido.
El rendimiento del proceso es del 85%.
a) Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3
De acuerdo con la estequiometría:
1 mol Cr2O3 = 152 g
1 mol Cr = 52 g
152( g ) 250( g )

x  x  171g Cr teóricos
252( g )
100 g teóricos 171g

 x  145,4 g Cr reales
85 g reales
x
1 mol de Al2O3 = 102 g
Teniendo en cuenta el rendimiento del proceso:
b) 1 mol de Cr2O3 = 152 g
152 ( g Cr2O3 ) 250( g )

 x  168g teóricos
102 ( gAl2O3 )
x
100 ( g teóricos) 168( g )
 x  x  143g Al2 O 3
85 ( g reales)
Expresándolo en moles: 143 (g) / 102 (g/mol) = 1,4 moles
1 (molAl2 O3 )
1,4 (mol)

 x  2,53·1024 moléculas
x
3·N A (átomosO)
5
18 Se hacen reaccionar 100 g de Fe con 60 g de S según la reacción Fe + S  FeS. ¿Qué masa de sulfuro de
hierro (II) se obtendrá?
1 mol de Fe = 55,8 g
1 mol de S = 32 g
55,8 gFe 100 g Fe

 x  57,3 g S
32 g S
x
El S es el reactivo que está en exceso. Por tanto para averiguar la masa de sulfuro de hierro (II) de acuerdo con la
estequiometría:
55,8 g Fe 100 g Fe

 x  157,3 g FeS
87,8 g FeS
x
19 Señala el reactivo limitante en cada ecuación química ajustada de las que se indican a continuación:
a) Cu + 2 S → CuS2
b) 2 C + O2 → 2 CO
c) 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
2 mol 5 mol
0,5 mol 1 mol
1 mol 0,5 mol
a)
1 mol Cu 2 mol Cu

 x  4 mol S .
2 mol S
x
b)
2 mol C 0,5 mol C

 x  0,25 mol O 2
1 mol O2
x
c) La proporción es
El Cu es el reactivo limitante.
El C es el reactivo limitante.
1 mol Na
, y por tanto el H2O es el reactivo limitante.
1 mol H 2 O
20 El azufre se combina con el oxígeno para formar dióxido de azufre. Razona si es cierta o falsa la siguiente
afirmación: “Al reaccionar 32 g de azufre con 16 g de oxígeno se forman 48 g de dióxido de azufre”
De acuerdo con la reacción ajustada 1mol de S (32 g) reacciona con 1 mol de O 2 (32 g) formándose 64 g de
dióxido de azufre. En el caso descrito ha reaccionado 1 mol de azufre con 0,5 mol de oxígeno; por tanto, el oxígeno
actúa como reactivo limitante. Por tanto 0,5 mol de azufre reacciona con 0,5 mol de oxígeno, formándose 0,5 mol
de dióxido de azufre y queda 0,5 mol de azufre sin reaccionar. La afirmación es falsa.
21 A 20 g de aluminio se añaden 125 g de ácido sulfúrico, formándose la sal correspondiente y agua.
a) ¿Qué reactivo es el limitante?
b) ¿Qué volumen de hidrógeno se recoge en c.n.?
a) 2 Al + 3 H2SO4 → Al2 (SO4)3 + 3 H2
2 moles de Al = 54 g
3 moles de H2SO4 = 294 g
54 g Al
20 g Al

 x  109 g H 2 SO4
294 g H 2 SO4
x
El aluminio es el limitante.
b)
54 g Al
20 g Al

 25 L H 2
3  22,4 L H 2
x
22 ¿Qué volumen de amoniaco se formará si han reaccionado 150 litros de H 2 y 325 litros de N2, ambos en las
mismas condiciones de p y T?
3 H2 + N2 → 2 NH3
Los coeficientes de la ecuación ajustada, señalan los volúmenes relativos con que ambas sustancias se combinan:
3 volúmenes H2: 1 volumen N2
3 vol. H 2 150 L

 x  50 L N 2
1 vol. N 2
x
Es decir, que el reactivo limitante es el H 2.
2 vol. NH 3
x

 x  100 L NH 3
3 vol. H 2
150 L
6
23 Un vaso de precipitados contiene 10 g de Al y 50 g de HCl, obteniéndose tricloruro de aluminio e hidrógeno.
¿Qué masa de sal se obtiene?
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
1 mol de Al = 27 g
27 g Al
10 g Al

 x  40 g HCl
109,5 g HCl
x
3 moles de HCl = 109,5 g 1 mol de AlCl3 = 133,5 g
El Al es por tanto, el reactivo limitante.
27 g Al
10 g Al

 x  49,44 g AlCl3
133,5 g AlCl3
x
24 Indica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: “Cuando se mezclan dos reactivos, siempre sobra
aquél que se ha añadido en más cantidad”
La afirmación es falsa. Las sustancias reaccionan según la estequiometría de la reacción y no en cantidades
iguales.
25 Para analizar el dióxido de carbono originado en la combustión de un producto orgánico, se ha recogido en
un recipiente que contiene 100 g de hidróxido sódico, 30g del citado compuesto formándose carbonato de
sodio y agua.
a) Calcula los gramos de sal obtenidos.
b) Averigua los moles de agua formados.
a) CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O
1 mol de CO2 = 44 g
44 g CO2
30 g CO2

 x  54,5 g NaOH
80 g NaOH
x
2 mol de NaOH = 80 g
1 mol de Na2CO3 = 106 g
El CO2 es por tanto, el reactivo limitante.
44 g CO2
30 g CO2

 x  72,3 g Na 2 CO3
106 g Na 2 CO3
x
b)
1 mol CO2
x

 x  0,68 mol CO 2  0,68 mol H 2 O
44 g
30 g
26 Se han tratado 25 g de cloruro de hidrógeno con 50 g de dióxido de manganeso, obteniéndose cloruro de
manganeso (II) cloro y agua. ¿Qué volumen de cloro se obtiene medido a 10ºC y 700 mm de Hg?
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
87 g MnO2 50 g MnO2

 x  84 g HCl
146 g HCl
x
1 mol MnO2 = 87 g
4 moles de HCl = 146 g 1 mol de Cl2 = 71 g
El MnO2 es el reactivo en exceso.
146 g HCl 25 g

 x  12,15 g Cl 2
71 g Cl 2
x
que expresado en moles es 12,15 g Cl2/71 mol/g = 0,17moles, y por tanto el volumen es:
V
nRT 0,17(mol) · 0,082 atm L / K mol · 283( K )

 4,3 L
0,92 atm
p
27 Reaccionan 30 g de nitrato de plata con cloruro de sodio. Si se obtienen 18 g de cloruro de plata, calcula la
masa de nitrato de plata que no ha reaccionado.
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
1 mol de AgNO3 = 170 g
170 g AgNO3
x

 x  21,3 g de AgNO3
143,5 g AgCl 18 g AgCl
1 mol de AgCl = 143,5 g
Por tanto no han reaccionado: 30 g  21,3g = 8,7 g de AgNO3
28 La tostación de la pirita (disulfuro de hierro) origina óxido de hierro (III) y dióxido de azufre. Al reaccionar 1
tonelada de pirita se han obtenido 600 Kg de óxido de hierro (II).
a) Calcula la masa de pirita que no ha reaccionado
b) ¿Cuál es el volumen de aire medido en c.n. necesario para que se lleve a cabo la tostación?
7
a) 4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3
2 moles de FeS2 = 240 g
240 g FeS2
x

 900 kg FeS2
160 g Fe2 O3 6 ·105 g Fe2 O3
b)
Por tanto:
1 mol de Fe2O3 = 160 g
Por tanto: 103 kg  900 kg = 100 kg de FeS2 no han reaccionado.
480 g FeS2
900 kg

 462 L O 2
11 22,4 L de O 2
x
100 L aire
x

 2 310 L
20 L O2
462 L
29 Ha reaccionado 125 g de sulfato de sodio, Na2SO4 con 100 g de cloruro de bario, BaCl2.
a) ¿Cuántos gramos de sulfato de bario se obtienen?
b) ¿Cuántos moles se originan de cloruro de sodio?
a) BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4
1 mol de BaCl2 = 208,3 g
208,3 g BaCl2 100 g

 x  68,17 g Na 2 SO4
142 g Na 2 SO4
x
1 mol BaSO4 = 233,3 g
Por tanto este reactivo está en exceso.
208,3 g BaCl2 100 g

 x  112 g BaSO 4
233,3 g BaSO4
x
b)
1 mol de Na2SO4 = 142 g
112 g·
1 mol
= 0,54 moles de BaSO4
208,3 g
1 mol BaCl2 0,54 mol

 x  1,07 mol NaCl
2 mol NaCl
x
30 El hidruro de calcio reacciona con el agua y se origina hidróxido de calcio e hidrógeno. Reaccionan 50 g de
CaH2 y 80 g de H2O. Calcula los gramos de hidróxido de calcio que se obtienen.
CaH2 + H2O → Ca(OH) 2 + H2
1 mol CaH2 = 42 g
1 mol H2O = 18 g
1 mol Ca(OH) = 74 g
Primero se ha de determinar qué reactivo es el limitante. De acuerdo con la estequiometría:
42 g CaH 2 50 g

 x  21,43 g H 2 O
El reactivo limitante es, por tanto, el CaH2.
18 g H 2 O
x
42 g CaH 2
50 g

 x  88,1 g Ca(OH)2
74 g CaOH 2
x
31 Un trozo de hierro de 550 g se combina con el oxígeno del aire y se forman 325 g de óxido de hierro(III).
a) ¿Cuál ha sido el rendimiento de la reacción?
b) ¿Cuántos moles de óxido de hierro (III) se forman?
c) ¿Cuántas moléculas de oxígeno han reaccionado con el hierro?
a) 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
2 moles de Fe = 111,6 g y 1 mol de Fe2O3 = 159,6 g. Conforme señala la estequiometría:
111,6 g Fe
x

 x  227,2 g Fe
159,6 g Fe2 O3 325 g
227,2 g Fe
·100  41,3%
550 g
Por tanto, el rendimiento del proceso será:
b) El número de moles de Fe es:
227,2 (g Fe)/55,8 (mol/g) = 4,07 moles
Por tanto, de acuerdo con la estequiometría:
2 mol Fe
4,07 mol

 x  2,03 mol Fe 2 O3
1 mol Fe2 O3
x
8
c)
4 mol Fe 4,07 mol

 x  3,05 mol Por tanto el nº de moléculas:
3 mol O2
x
1 mol
3,05 mol

 x  1,84 ·10 24 moléculas
N A molec
x
32 El ácido sulfúrico reacciona con el aluminio formándose sulfato de aluminio e hidrógeno gaseoso. Si
reaccionan 25 g de Al con 55 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico 1,5 mol/L calcula los gramos de sal
obtenidos, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 80 %.
2 Al + 3 H2SO4 → Al2 (SO4) 3 + 3 H2
Para obtener los moles de aluminio: 25(g) · 1/27 (mol/g)  0,92 moles Al
Para obtener los moles de ácido sulfúrico, teniendo en cuenta los datos de la disolución:
nº moles  1,5 (mol/L) · 0,055 (L)  0,082 moles H2SO4
Considerando la estequiometría de la reacción:
2 (mol Al)
0,92 mol Al

 x  1,38 mol H 2 SO4
3 (mol H 2SO4 )
x
Es decir que el reactivo limitante es el ácido sulfúrico. Por tanto, los moles y gramos de sal obtenidos son:
3 mol H 2 SO4
0,082 mol

 x  0,027 mol  0,027(mol)· 342 (g/mol)  9,23g Al2 ( SO4 ) 3
1 mol Al2 SO4 3
x
De acuerdo con el rendimiento del proceso: 9,23 (g)· 80/100  7,4 g de Al2 (SO4) 3.