reactivo limitante y rendimiento de una reacción
Introduccion
Aprenderás lo fascínate que es la química con ayuda de este
blog y todas las fórmulas que podrás aprender, te mostrare cada formula de los
reactivos para que puedas hacer los ejercicios, también te mostrare su
significado para que sepas como y cuando se debe usar
Objetivos
·
Identificar cada una de las formulas
·
Reforzar lo aprendido en clase
·
Aprender nuevos significados y términos
·
Aprender nuevas formulas
Marco Teorico
BALANCEO DE ECUACIONES (I)
Como ya lo mencionamos antes,
toda ecuación debe estar balanceada para convertirse en una
cabal representación de una
reacción química.
Balancear una ecuación no es otra
cosa que un procedimiento de ensayo y error, que se
fundamenta en la búsqueda de
diferentes coeficientes numéricos que hagan que el número de
cada tipo de átomos presentes en
la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en
productos
Hay varios métodos para balancear
ecuaciones pero en este curso, veremos únicamente el
método del tanteo o simple
inspección.
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MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Este método es utilizado para
ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la
izquierda de cada sustancia,
hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en
productos.
Ejemplo: N2 + H2 → NH3
Como podemos ver, en esta
ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto
se debe colocar el coeficiente 2
al NH3, de esta forma ahora tenemos dos átomos de nitrógeno
en cada miembro de la ecuación:
Tenemos entonces lo siguiente: N2
+ H2 → 2NH3
Cuando escribimos el coeficiente
2 junto al NH3, vemos que tenemos en el producto seis átomos
de hidrógeno (2 x 3); para
balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante:
La ecuación queda de la siguiente
manera: N2 + 3H2 → 2NH3
Decimos entonces que la ecuación
ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada
elemento es el mismo en reactivos
y productos.
wn.com
BALANCEANDO ECUACIONES QUÍMICAS
Veamos otro ejemplo:
Balanceemos una ecuación química
comenzando con la siguiente ecuación verbal:
- Ecuación verbal:
Hidróxido de aluminio + ácido
sulfúrico producen sulfato de aluminio + agua
- Ecuación en esqueleto, sin
balancear:
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
- Balanceo:
a.- Todos los elementos están
desequilibrados.
b.- Debemos tener claro que en
toda ecuación química se inicia el proceso de balanceo con los
metales, luego seguimos con los
no metales, en tercer lugar balanceamos hidrógeno y
finalmente oxígeno.
14
c.- Entonces iniciamos
balanceando el Al colocando un 2 frente al Al(OH)3.
d.- Balanceamos ahora el S
poniendo un 3 frente al H2SO4
- La ecuación hasta el momento
está así:
2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
(desbalanceada aún)
e.- Procedemos a balancear el H
poniendo un 6 frente al agua y si observamos bien, al final, el
O también se ha balanceado, la
respuesta entonces será:
2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 +
6H2O (balanceada)
Trabajo en equipo.- En sus
cuadernos de trabajo, los estudiantes organizados en equipos
cooperativos, balancearán por el
método de tanteo, las siguientes ecuaciones:
1.- Butano (C4H10) + oxígeno
producen dióxido de carbono más agua.
2.- Hidróxido de magnesio más
ácido fosfórico producen fosfato de magnesio más agua.
3.- Nitrato de plata más sulfuro
de hidrógeno producen sulfuro de plata más ácido nítrico.
4.- ácido cianhídrico más oxigeno
producen nitrógeno más dióxido de carbono más agua.
BALANCEO DE ECUACIONES (II)
Veamos un ejercicio de mayor
nivel:
Balancear la siguiente ecuación
partiendo de su ecuación verbal:
Cloruro de cromo (III) más
nitrato de plata producen nitrato de cromo (III) más cloruro de plata
- Establecemos el esqueleto de la
ecuación química:
CrCl3 + AgNO3 Cr(NO3)3 + AgCl
- Balanceamos primero el cromo y
la plata por ser metales, en este caso, están balanceados de
antemano, hay igual número de
átomos (1) en el primero y en el segundo miembro.
- Procedemos entonces a balancear
el N poniendo un 3 frente al AgNO3 de esta forma quedan
tres átomos a cada lado de la
ecuación, cabe mencionar que podemos igualar iones NO3
-1
como
si fuesen una sola unidad, esto
haría el trabajo más rápido.
- Cualquiera que sea el camino
escogido, poner el 3 nos desbalanceó la plata, ahora hay tres Ag
en el primer miembro y tan sólo
uno en el segundo, entonces colocamos un 3 frente al AgCl y
ahora hay tres átomos de Ag en el
primero y en el segundo miembro.
- El cloro se acaba de balancear
también.
- Finalmente, si no igualamos ya
el oxígeno (balanceando iones NO3
-1
), lo hacemos ahora y
vemos que están nueve átomos en
el primer miembro y nueve en el segundo miembro, todo está
listo, la ecuación se presenta de
esta forma.
CrCl3 + 3AgNO3 Cr(NO3)3 + 3AgCl
15
IMPORTANCIA DE BALANCEAR UN
ECUACIÓN QUÍMICA
Las reacciones químicas deben
cumplir con La ley de conservación de la masa que fue
enunciada por Lavoisier y que
dice:
- La masa de un sistema permanece
constante, cualquiera que sea la transformación que ocurra
dentro de él.
- En cualquier transformación
química que tenga lugar en un sistema cerrado, la masa total
de las sustancias allí existentes
se conserva.
Tomado de:
http://fisicanostrum.wordpress.com/2009/01/26/leyes-de-las-reacciones-quimicas-ley-de-la-conservacion-de-la-masa/
Lavoisier, considerado por muchos
como el padre de la química moderna
Esta ley se puede interpretar
mejor con este ejemplo:
Tomado de:
http://fisicanostrum.wordpress.com/2009/01/26/leyes-de-las-reacciones-quimicas-ley-de-la-conservacion-de-la-masa/
En pocas palabras, la masa en una
reacción química permanece constante.
Mira en la ecuación que acabamos
de balancear, se cumple esta ley:
Sacamos la masa molar de cada
compuesto, la multiplicamos por el coeficiente
correspondiente de la ecuación y
resolvemos:
CrCl3 + 3AgNO3 Cr(NO3)3 + 3AgCl
1mol (158,35g/mol) + 3mol(169,9g/mol)
1mol(238g/mol) +
3mol(143,35g/mol)
158,35g
+ 509,7g 238g + 430,05g
668,05g
668,05g
16
Se cumple la Ley de la
conservación de la masa.
Trabajo en equipo.- En las
ecuaciones balanceadas en la hoja anterior, demuestren
cuantitativamente el cumplimiento
de la Ley de la Conservación de la masa.
TEMA DOS: INTRODUCCIÓN A LA
ESTEQUIOMETRÍA
Lee con atención….
La estequiometria en la industria
de los alimentos
Dadas las leyes que rigen nuestro
universo, específicamente la ley de la conservación de la
materia que acabamos de analizar
en el tema anterior, es necesario conocer la cantidad de
reactivos que son necesarios para
conseguir la cantidad deseada de productos, por lo que
un buen uso de la estequiometria
es primordial en los procesos en los que se desarrollan
reacciones químicas.
Para la química en alimentos, y
básicamente en toda la industria que tenga contacto con la
química, se necesita del balance
de masas (estequiometria) y el encargado de ese trabajo es el
gerente de producción. De esta
manera, se optimizan las reacciones, y los gastos para tener
productos de calidad.
En una industria como la de los
alimentos la estequiometria se usa diariamente, lo que nos deja
simplemente con una gran
responsabilidad, el hecho no sólo de manejar la estequiometria si
no al mismo tiempo entenderla y
saber su finalidad.
La síntesis orgánica es una de
las ramas en la que más se utiliza la estequiometria, debemos de
estar consientes que un error en
esa industria conlleva perdidas (tiempo y/o dinero) y
accidentes para los que allí
trabajan.
Dentro de la investigación y el
desarrollo de productos nuevos, la estequiometria juega un rol
importante, ya que nos indica
fielmente el costo y la ganancia a la que nos llevaría la
comercialización de dicho
producto, lo cual es un principio básico en cualquier industria.
Adaptación:
http://www.buenastareas.com/ensayos/La-Estequiometria-En-La-Industria-De/140834.html
elheraldo.hn brasil.acambiode.com
managinf.com
PRODUCCIÓN DE SUSTANCIAS QUÍMICAS
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Luego, contesta en tu cuaderno,
las siguientes preguntas:
1.- ¿Qué nos dice la ley de la
conservación de la masa?
2.- ¿Qué quieren decirnos cuando
nos mencionan que por medio de la estequiometria se
optimizan las reacciones y los
gastos?
3.- ¿Qué son los procesos de
síntesis orgánica?
4.- ¿Cómo ayuda la estequiometria
al desarrollo de productos nuevos?
INTRODUCCIÓN
Recibe el nombre de
estequiometria a la rama de la Química que se encarga del estudio
cuantitativo de los reactivos y
productos que participan en una determinada reacción. Esta
cuantificación tiene como base el
enunciado de la ley de la conservación de la masa,
establecida por Lavoisier y que
establece lo siguiente: “La suma de las masas de los reactivos
es igual a la suma de las masas
de los productos”.
La palabra “estequiometria”
deriva de dos vocablos griegos: “stoicheion”, que significa
elemento, y “metron” que
significa medida.
Durante el desarrollo del
presente tema, buscaremos que los estudiantes conozcan y
comprendan el vasto campo de la
estequiometria, así como sus diferentes implicaciones tanto
en la industria como en la
economía y la ecología.
Tomado de:
http://www.buenastareas.com/ensayos/Estequiometria/274614.html
MÉTODO DE LA RELACIÓN MOLAR
Existen varios caminos o métodos
para resolver problemas estequiométricos, uno de ellos es el
método molar o de la relación
molar.
La relación molar es una relación
entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que
intervengan en una reacción
química. Por ejemplo, en la reacción
Sólo hay seis relaciones molares
que se aplican. Estas son:
La relación molar no es más que
un factor de conversión cuyo objetivo es convertir, en una
reacción química, la cantidad de
moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles
18
de otra sustancia. Por ejemplo,
si deseamos calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden
obtener a partir de 4.0 mol de
O2, usaremos la relación molar:
De esta forma trabajaremos a lo
largo del tema, por favor pon atención y pronto dominarás las
operaciones.
CÁLCULOS MOL - MOL
En este tipo de relaciones la
sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia
deseada se pide en moles.
En los cálculos estequiométricos
expresaremos los resultados redondeándolos a dos decimales.
Igualmente, las masas atómicas de
los elementos, las utilizaremos redondeadas a dos decimales.
Trabajo en clase.- Con la ayuda
de su profesor o profesora escribe las relaciones molares que
se pueden establecer en las
siguientes ecuaciones químicas:
1.- C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
2.- 3H2 + N2 2NH3
3.- 2H2 + O2 2H2O
4.- 2C8H18 + 25O2 16CO2 + 18H2O
CÁLCULOS MOL – MOL (I)
Ejemplo uno:
El aluminio, al reaccionar con el
oxígeno produce óxido de aluminio, de la siguiente manera:
Al + O2 Al2O3
Con esta información, calcular:
¿Cuántos moles de aluminio (Al)
son necesarios para producir 5.27 moles de óxido de
aluminio Al2O3?
19
Estrategia:
Paso 1
Balancear la ecuación
Revisando la ecuación, procedemos
a balancearla siguiendo los pasos ya indicados. Podemos
representar en la ecuación
balanceada el dato y la incógnita del ejercicio, así:
4 Al + 3 O2 2 Al2O3
¿ moles 5,27 moles
Paso 2
Identificar la sustancia deseada
y la de partida
Sustancia deseada
El texto del ejercicio indica que
debemos calcular las moles de aluminio, por lo tanto esta es la
sustancia deseada. Se pone la
fórmula y entre paréntesis la unidad solicitada, que en este caso
son moles.
Sustancia deseada: Al (mol)
Sustancia de partida
El dato proporcionado es 5.27
moles de óxido de aluminio (Al2O3) por lo tanto, esta es la
sustancia de partida. Se anota la
fórmula y entre paréntesis el dato.
Sustancia de partida: Al2O3 (5.27
mol)
Paso 3
Aplicar la relación molar
Los moles de la sustancia deseada
y los de la sustancia de partida los obtenemos de la
ecuación balanceada.
4 Al + 3 O2 2 Al2O3
¿ moles 5,27 moles
Aplicamos la relación molar
Como pueden ver, se simplifica
moles de Al2O3 y el resto de la operación es:
20
La respuesta es 10.54 mol de Al
Trabajo en clase.- Con la ayuda
de tu profesor o profesora resuelve los siguientes ejercicios
sencillos:
1.- ¿Cuántos moles de hidróxido
de aluminio Al(OH)3 se necesitan para producir 22,0 moles de
agua H2O?
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
2.- ¿Cuántos moles de dióxido de
carbono CO2 se producirán en la oxidación completa de 2,0
moles de glucosa C6H12O6 según la
siguiente ecuación?
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
CÁLCULOS MOL – MOL (II)
Ahora desarrollaremos un ejercicio
de mayor nivel:
Ejemplo dos:
Dada la ecuación balanceada:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2
+ 7H2O
1
mol 6 moles 3 moles
Calcular:
a. El número de moles de
dicromato de potasio K2Cr2O7 que reaccionarán con 2,0
moles de yoduro de potasio KI.
b. El número de moles de yodo I2
que se producirán a partir de 2,0 moles de yoduro de
potasio KI.
Resolviendo a.- Calcularemos el
número de moles de K2Cr2O7:
Estrategia:
Paso 1
En buena hora, la ecuación está
balanceada, ahora no tenemos que preocuparnos de eso.
Paso 2
21
La sustancia de partida de 2,0
moles de KI.
Paso 3
La conversión que necesitamos es
de moles de KI a moles de K2Cr2O7
Aplicamos la relación molar
tomando los coeficientes de la ecuación balanceada:
Simplificamos moles de KI,
resolvemos y la respuesta es: 0,33 moles de K2Cr2O7 reaccionan
con 2,0 moles de KI.
Resolviendo b.- Calcularemos el
número de moles de I2:
Pasos uno y dos compactados
La ecuación está balanceada y la
sustancia de partida es nuevamente 2,0 moles de KI.
Paso tres
La conversión necesaria es: de
moles de KI a moles de I2
Aplicamos la siguiente relación
molar:
Simplificando moles de KI,
resolvemos y la respuesta es 1,0 mol de I2 lo que se produce a
partir de 2,0 moles de KI.
Trabajo para la casa.- En el
cuaderno de trabajo, desarrollar los siguientes ejercicios:
1.- Una reacción habitual del
cloruro de calcio es que suele reaccionar con ácido fosfórico
para producir fosfato de calcio
más ácido clorhídrico, un ácido muy importante en la industria,
la ecuación sin balancear es:
CaCl2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + HCl
a.- ¿Cuántos moles de CaCl2 se
necesitarán para obtener 18,7 moles de HCl?
b.- Si deseamos obtener 48,23
moles de Ca3(PO4)2. ¿Cuántos moles de H3PO4 necesitaré?
22
2.- Un método antiguo para la
producción de cloro consistía en hacer reaccionar pirolusita
MnO2 con ácido clorhídrico HCl.
¿Cuántos moles de HCl reaccionarán con 1,05 moles de
MnO2?
MnO2(s) + HCl(aq) Cl2(g) +
MnCl2(aq) + H2O(l)
CÁLCULOS MOL - MASA
basculas-y-balanzas.com hugowars.blogspot.com
operarequipodelaboratorio2.blogspot.com
LA BALANZA DESEMPEÑA UN PAPEL
IMPORTANTE EN EL TRABAJO ESTEQUIOMÉTRICO.
En otras ocasiones, el problema
consiste en calcular la masa de una sustancia que reacciona
con, o que se produce a partir de
un número dado de moles de otra sustancia en una reacción
química
Hay casos en los que nos dan el
dato de la masa de la sustancia de partida, es recomendable
entonces convertirla a moles.
Finalmente, se usa la relación
molar a fin de convertir los moles de la sustancia de partida a
moles de la sustancia deseada o
de llegada y si el problema lo exige, los podemos cambiar
luego a unidades de masa.
Ejemplo uno: ¿Qué masa de
hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6,0 moles de
aluminio Al con ácido clorhídrico
HCl?.
Paso 1 Establecemos la ecuación
balanceada: 2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) +
3H2(g)
2 moles 3
moles
Paso 2 La sustancia de partida es
6,0 moles de aluminio y la sustancia de llegada es la masa
de H2.
Paso 3 y 4 Como ya aprendimos
antes, calculamos los moles de hidrógeno e inmediatamente
los transformamos a unidades de
masa (para lo que debemos calcular la masa molar del H2),
pues no debemos olvidar que nos
piden conocer la masa de hidrógeno, entonces, conocer los
moles solamente es un paso
intermedio, este método nos permite resolver situaciones de este
tipo sin dificultad.
23
Ejemplo dos: ¿Cuántos moles de
agua H2O se pueden producir quemando 325 gramos de
octano C8H18?
La ecuación balanceada es:
C8H18(g) + O2(g) 16CO2(g) + 18H2O(g)
2 moles 18 moles
La sustancia de partida es 325g
de C8H18
Calculamos la masa molar (Mr) del
C8H18 y del H2O, así: C8 = 12 x 8 = 96 H2 = 1 x 2 =
2
H18 = 1
x 18 = 18 O = 16 x 1 =
16
Mr =
114g/mol Mr =
18g/mol
Las conversiones que utilizaremos
para obtener la respuesta en moles de H20 son:
Primero:
Ahora:
Ejercicios de este tipo
resolveremos de aquí en adelante, en un solo paso, así:
Trabajo para la casa.- En los
cuadernos de trabajo, los estudiantes resolverán los siguientes
ejercicios:
1. Calcular las moléculas de
cloruro de potasio KCl que se pueden producir con 150,0 g de
clorato de potasio KClO3 según la
ecuación: (recuerda que un mol es igual a 6,02.1023
unidades)
2KClO3 2KCl + 3O2
2. ¿Cuántos gramos de nitrato de
plata AgNO3 se necesitan para producir 0,36 moles de
sulfuro de plata?
2AgNO3 + H2S Ag2S + HNO3
CÁLCULOS MASA – MASA
24
radiorebelde.cu efeagro.com
solaris.com.sv
LA ESTEQUIOMETRÍA PERMITE LA
OBTENCIÓN DE PRODUCTOS DE BUENA CALIDAD, CON BAJO COSTO Y
CON POCA REPERCUSIÓN AMBIENTAL.
En este tipo de ejercicios,
seguiremos utilizando el método de la relación molar.
La masa de las sustancias de
partida se convierte a moles, a continuación se usa la relación
molar (que sale de la ecuación
balanceada) para calcular los moles de la sustancia deseada o de
llegada e inmediatamente se usa
una nueva relación molar para convertirlos a masa.
A partir de ahora, haremos los
ejercicios de una forma más dinámica y directa.
Ejemplo uno: ¿Qué masa de dióxido
de carbono CO2 se produce por la combustión
completa de 200g de pentanoC5H12?
Ecuación balanceada: C5H12 + 8O2
5CO2 + 6H2O
1 mol 5 moles
Recuerden que debemos obtener la
masa de CO2, para lograrlo haremos lo siguiente, siempre
escribiendo primero la sustancia
de partida:
Las conversiones necesarias
serán:
Gramos de C5H12 moles de C5H12
moles de CO2 gramos de CO2
Y ahora haciendo el proceso:
Ejemplo dos: ¿Cuántos gramos de
ácido nítrico HNO3 se necesitan para producir 12,83g de
monóxido de dinitrógeno N2O de
acuerdo con la siguiente ecuación?
Zn(s) + HNO3(aq) Zn(NO3)2(aq) +
N2O(g) + H2O(l)
Balanceamos: 4Zn(s) + 10HNO3(aq)
4Zn(NO3)2(aq) + N2O(g) +
5H2O(l)
10 moles 1 mol
Ahora vemos la secuencia de
conversiones hasta lograr la respuesta, es decir, gramos de
HNO3
Gramos de N2O moles de N2O moles
de HNO3 gramos de HNO3
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Entonces procedemos a la
resolución:
Trabajo para la casa.- En el
cuaderno de trabajo, los estudiantes desarrollarán los siguientes
ejercicios:
1.- ¿Qué masa de cloruro de cromo
(III) CrCl3 se necesitarán para producir 175,4g de cloruro de
plata AgCl?
CrCl3 + AgNO3 Cr(NO3)3 + AgCl
2.- ¿Qué masa de agua de agua H2O
se produce en la combustión completa de 447,2g de
propano C3H8?
C3H8 + O2 CO2 + H2O
3.- En alto horno, el óxido de
hierro (II) reacciona con el coque (carbono) para producir hierro
colado y monóxido de carbono:
Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO
¿Cuántos kilogramos de hierro se
formarán si utilizamos 255Kg de Fe2O3?
REACTIVO LIMITANTE, PUREZA DE LOS
REACTIVOS Y
RENDIMIENTO
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HAY FACTORES COMO EL REACTIVO
LIMITANTE Y LA PUREZA DE LAS SUSTANCIAS QUE INTERVIENEN EN
UNA REACCIÓN QUE AFECTAN SU
RENDIMIENTO.
REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN
EXCESO
Lo ideal sería que en una
reacción química los reactivos estuviesen en la correcta proporción
estequiométrica, es decir en
aquella proporción que describe la ecuación química balanceada
a fin de que todos los reactivos
se consuman totalmente y por igual, al final de la reacción. Pero
26
lamentablemente en la realidad
las cosas no son así, por el contrario, lo más habitual suele ser
que al final de una reacción haya
un reactivo que se consuma totalmente pero haya uno o
más que sobren sin reaccionar.
Al reactivo que al final de una
reacción se ha consumido por completo se le llama reactivo
limitante y al o a los reactivos
que sobren y que lógicamente no puedan seguir reaccionando
por la ausencia del limitante, se
les da el nombre de reactivo en exceso.
Como podemos ver, cuando una
reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a
ese reactivo se le llama reactivo
limitante y recibe ese nombre ya que determina o indica la
cantidad máxima de producto
formado.
El o los reactivos en exceso
aunque quieran formar más producto no lo podrán hacer pues ya
no hay el otro reactivo (el
limitante) pues se acabó.
Ejemplo uno:
Fijémonos en la siguiente
reacción:
2H2 + O2 2H2O
Supongamos que hay 10 moléculas
de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno y sucede la
reacción. ¿Cuál será el reactivo
limitante?
Veamos cómo podemos encontrar la
respuesta:
La ecuación balanceada nos indica
que se necesitan 2 moléculas de H2 por cada molécula de
O2, por lo tanto podemos asegurar
que la proporción requerida es de 2 : 1.
Pero en el ejercicio tenemos sólo
10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2, por lo tanto, es
claro que el reactivo en exceso
es el O2 y el reactivo limitante es el H2 ya que en el momento
que se consuman las 10 moléculas
de H2 se habrán consumido tan sólo cinco de O2.
Otra conclusión que podemos sacar
es que sobran cinco moléculas de O2 que ya no tendrán
con quien reaccionar.
Trabajar con moléculas es lo
mismo que trabajar con moles ya que la relación estequiométrica
es la misma (2:1).
Ejemplo dos:
Ahora supongamos que mezclamos 15
moles de H2 con 5 moles de O2. La estequiometría de la
reacción siempre nos indicará que
1 mol de O2 reacciona con 2 moles de H2, entonces vemos
que si hay cinco moles de O2
requerirán tan sólo 10 moles de H2 de los 15 que pusimos
inicialmente, por lo tanto, el O2
es el reactivo limitante y el H2 es el reactivo en exceso.
Además podemos concluir diciendo
que sobran 5 moles de H2 que no reaccionarán.
27
TIC´s científicas.- Si desea
profundizar en el tema relacionado con reactivo limitante y reactivo
en exceso, recomendamos ingresar
a: http://www.youtube.com/watch?v=GKpBhpKmUEY.
RENDIMIENTOS DE LAS REACCIONES
Como ya sabemos, el reactivo
limitante de una reacción está relacionado con la cantidad de
producto que se puede obtener de
la reacción. Esta cantidad se llama rendimiento de la
reacción. Hay tres tipos de
rendimiento relacionados con el estudio cuantitativo de las
reacciones químicas:
- Rendimiento teórico.
- Rendimiento real.
- Rendimiento porcentual o
porcentaje de rendimiento.
RENDIMIENTO TEÓRICO
El rendimiento teórico de una
reacción es la cantidad de producto que se predice que se
formará a partir de la ecuación
balanceada y de los cálculos matemáticos correspondientes
cuando ha reaccionado todo el
reactivo limitante. El rendimiento teórico es entonces el
rendimiento máximo que se puede
obtener.
RENDIMIENTO REAL
Llamamos rendimiento real a la
cantidad de producto obtenida en el ejercicio o en la práctica
de laboratorio.
El rendimiento real, es casi
siempre inferior al rendimiento teórico. Existen varias razones
para ello. Por ejemplo:
- Muchas reacciones son
reversibles, por lo que no ocurren al 100% de izquierda a derecha.
- Otras veces, la reacción si
ocurre al 100%, pero resulta muy difícil recuperar todo el
producto del medio de la
reacción, por ejemplo si está disuelto en una solución acuosa.
- Otras veces, alguno de los
reactivos no está ciento por ciento puro, contiene impurezas que
fueron tomadas en cuenta sin
querer en el momento de masarlo y que al final no reaccionan,
por lo tanto, se obtiene menos
producto que el esperado.
- En otras ocasiones, en las
reacciones se obtienen productos que pueden, de forma espontánea,
reaccionar entre sí o con los
reactivos para formar otros productos no esperados, estas
reacciones posteriores reducen el
rendimiento de la primera reacción
28
RENDIMIENTO PORCENTUAL
Se describe como la proporción
del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico, y
se define como sigue:
Un rendimiento porcentual puede
variar desde una fracción de 1% hasta el 100%. Una meta
importante para un químico que se
dedica al trabajo de laboratorio, es la optimización del
rendimiento porcentual del
producto de una reacción.
Trabajo para la casa.- Los
estudiantes desarrollarán una presentación en power point
definiendo con ejemplos los
siguientes conceptos:
- Reactivo limitante y en exceso.
- Rendimiento teórico, real y
porcentual de una reacción.
- Factores que influyen en el
rendimiento de una reacción.
El trabajo final deberá ser
entregado a su profesor o profesora y expuesto al grupo, no deberá
tener más de cinco diapositivas.
REACTIVO LIMITANTE Y RENDIMIENTO
DE LAS REACCIONES (I)
Ejemplo uno:
¿Cuántos moles de Fe3O4 se pueden
obtener haciendo reaccionar 25,3g de Fe con 15,0g de
H2O?. a.- ¿Qué sustancia es el
reactivo limitante?
b.- ¿Qué sustancia está en
exceso?
c.- ¿Cuál es el rendimiento
teórico de la reacción?
d.- ¿Qué masa de reactivo en
exceso sobra al final de la reacción sin reaccionar?
3Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g)
Resolvamos a: Deberemos conocer
cuántos moles de producto (Fe3O4) está en capacidad de
formar cada uno de los dos
reactivos cuyos datos tenemos (Fe y H2O), esto lo lograremos
aplicando las relaciones molares
correspondientes, así:
29
Para conocer cuál es el reactivo
limitante nos fijamos en el reactivo que menos producto
puede formar, éste es el Fe,
vemos que solamente puede formar 0,15 moles de Fe3O4.
Resolvamos b: El reactivo que
está en exceso es aquel que tiene mayor capacidad de formar
producto, entonces es el H2O, y
es lógico, un reactivo en exceso siempre está dispuesto a
seguir adelante con la reacción
hasta consumirse, pero lamentablemente no lo puede hacer
porque el otro reactivo se
termina.
Resolvamos c: Como ya sabemos, el
rendimiento teórico de la reacción SIEMPRE está
marcado por el reactivo
limitante, en este caso es 0,15 moles de Fe3O4.
Resolvamos d: Para conocer cuánto
reactivo en exceso se queda sin reaccionar, podemos
hacer lo siguiente (por supuesto,
no es lo único que se puede hacer).
Estableceríamos una relación
molar entre los dos reactivos y utilizaríamos como dato de
partida la masa de reactivo
limitante (25,3g de Fe) que estamos seguros que se consumió
totalmente, así:
Esto quiere decir que 25,3g de Fe
reaccionan con 10,88g de H2O, para saber cuánto de agua
queda al final sin reaccionar,
deberemos restarle a 15,0g de H2O (que pusimos al inicio del
proceso), los 10,88g que ahora sé
que reaccionaron con el reactivo limitante, entonces:
15,0g de H20 del inicio – 10,88g
de H20 que reaccionaron = 4,12g de H20 sobran sin
reaccionar.
Pantallazos
Solución pantallazos
·
Calcular el
rendimiento de un experimento en el que se obtuvieron 3.43 g de SOCl2 mediante
la reacción de 2.50 g de SO2 con un exceso de PCl5, esta reacción tiene un
rendimiento teórico de 5.64 g de SOCl2.
·
SO2(l) + PCl5(l)
SOCl2(l) + POCl3(l)
·
%R=3.43
gX100/5.64 g=60.8%
·
2.Un fabricante
de bicicletas dispone de 5350 ruedas, 3023 marcos y 2655 manubrios. ¿Cuántas
bicicletas puede fabricar con estas partes?
·
una bicilcleta= 2
ruedas + 1 marco + 1manubrio
·
aqui el reactivo
limitante seria los manubrios ya que al construir todas las bicicletas , los
manubrios se terminan y sobran ruedas y marcos
·
por cada manubrio
se necesita 2 ruedas, entonces 2655 manubrios x 2 ruedas /manubrio= 5310ruedas ,
sobran 40 ruedas (las ruedad estan exceso), por cada manubrio se necesita1
marco entonces sobran 3023-2655=368 marcos q sobran y se fabrican 2655
bicicletas
·
1 mol SiO2 x 60g/mol + 3molesC x 12g/mol
-------1molSiC 40g/mol + 2CO(g)
·
60g SiO2
reaccionan exacto con 36g C y forman 40g SiC
·
¿Cuántos gramos
de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de SiO2 y 4.50
g de C?
·
segun la relacion
de la reaccion q dice q 60g SiO2 reaccionan exacto con 36g C, se ve evidente
que el C esta en exceso y que 3.00 g de SiO2 necesita menos que 4.50 g de C
para reaccionar completamente , entonces el SiO2 es el react limit
·
60g SiO2 rproducen------- 40g SiC
·
3.00 g de SiO2 ----------------x g SiC=2.00 g
·
4.En la reacción
3NO2 + H2O -----2HNO3 + NO, ¿cuántos gramos de HNO3 se pueden formar cuando se
permite que reaccionen 1.00 g de NO2 y 2.25 g de H2O?
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3molesNO2 x 46,1
g/mol + 1molH2O x 18g/mol -----2molesHNO3 x 63g/mol+ NO
·
138,3g NO2
reacciona con 18 g H2O y produce 126g HNO3
·
la masa de 1.00 g
de NO2 se consume 1ero (reactivo limit) y el H2O esta en exceso
·
138,3g NO2
produce ----------126g HNO3
·
1g NO2 produce
----------x g HNO3=0.913 g
·
5. 2 Na(s) + 2
H2O(l) NaOH(aq) + H2(g)
·
2molesNa x
23g/mol + 2moles H2O x 18g/mol
·
46 g Na reacciona
con 36 g H2O
·
Si 10.0 g de
sodio reaccionan con 8.75 g de agua: ¿Cuál es el reactivo limitante?
·
si 46 g Na
reacciona con------ 36 g H2O
·
10g Na reacciona
con------ x g H2O=7,8 g H2O
·
sea que el Na se
consume de 1ero y el H2O esta en exceso = 8.75 g de agua-7,8 g H2O=0,95g
·
reactivo
limitante=Na
·
6. Cuando se
prepara H2O a partir de hidrógeno y oxígeno, si se parte de 4.6 mol de
hidrógeno y 3.1 mol de oxígeno, ¿cuántos moles de agua se pueden producir y qué
permanece sin reaccionar?
·
2H2+O2=2H2O
·
2 moles H2
reaccionan con 1 mol O2 y producen 2 moles H2O
·
4.6 mol de
hidrógeno reaccionaran con 2,3 moles O2 y producen 4,6 moles H2O
·
quedan
3,1-2,3=0,8 moles O2
·
se producen 4.6
mol de agua y quedan 0.8 mol de O2
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El cloruro de
calcio reacciona con nitrato de plata para producir un precipitado de cloruro
de plata:
·
CaCl2(aq) + 2
AgNO3(aq) AgCl(s) + Ca(NO3)2(aq)
·
En un experimento
se obtienen 1.864 g de precipitado. Si el rendimiento teórico del cloruro de
plata es 2.45 g. ¿Cuál es el rendimiento en tanto por ciento?
·
%R=1.864 g x 100/
2.45 g=76.1%
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9. En la
reacción: 1 mol Fe(CO)5 + 2molesPF3 + 1molH2 =1molFe(CO)2(PF3)2(H)2 + 3molesCO
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¿Cuántos moles de
CO se producen a partir de una mezcla de 5.0 mol de Fe(CO)5, 8.0 mol PF3, y 6.0
mol H2?
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la relacion
estequiometrica de los reactantes y producto=
·
=1 mol Fe(CO)5 + 2molesPF3 + 1molH2 = 3moles CO
·
entonces , el PF3
con 8 moles , segun la relacion estquiometrica necesitaría la mitad en moles de
Fe(CO)5 y H2 , entonces 8.0 moles PF3 necesita exactamente 4 molesFe(CO)5 y 4
moles H2 , estos estos 2 estan en exceso y el PF3 es el RL
·
entonces si 2
moles PF3 producen------ 3moles CO
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8.0 moles PF3
necesita-------x moles CO=8x3/2=12 moles CO
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