$$2H_2 + O_2 → 2H_2O$$

De la ecuación podemos ver que 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para producir 2 moles de agua.

Primero, necesitamos convertir las masas dadas de oxígeno e hidrógeno a moles:

$$n_{O_2} =\frac{34 \text{ g}}{32 \text{ g/mol}} =1.0625 \text{ mol}$$

$$n_{H_2} =\frac{6.0 \text{ g}}{2 \text{ g/mol}} =3.0 \text{ mol}$$

Comparando la relación molar de oxígeno e hidrógeno con la relación estequiométrica, podemos ver que el hidrógeno está en exceso. Por lo tanto, usaremos oxígeno como reactivo limitante para calcular la cantidad de agua producida.

$$n_{H_2O} =2n_{O_2} =2 \times 1.0625 \text{ mol} =2.125 \text{ mol}$$

Ahora, podemos convertir los moles de agua a litros usando la ley de los gases ideales a STP (temperatura y presión estándar):

$$PV =nRT$$

En TPE, la temperatura es de 273 K y la presión es de 1 atm. La constante del gas ideal es R =0,08206 L atm/mol K.

$$V_{H_2O} =\frac{n_{H_2O}RT}{P} =\frac{2.125 \text{ mol} \times 0.08206 \text{ L atm/mol K} \times 273 \text{ K}} {1 \text{ cajero automático}}$$

$$V_{H_2O} =48.6 \text{ L}$$

Por lo tanto, 34 gramos de oxígeno gaseoso y 6,0 gramos de hidrógeno a temperatura STP pueden producir 48,6 litros de agua.