viernes, 11 de febrero de 2011

ESTEQUIOMETRIA

ESTUDIANTES ISPA COMPLEMENTAR TEMA CON LA REALIZACION DE ESTE BLOG


¿QUE HAY QUE HACER ?
COMPLEMENTAR CON LA GUIA DE CLASE
REALIZAR EJERCICIOS Y PRESENTAR POR ESCRITO CADA UNO DE LOS EJERCICIOS
ENTRE EL 2 Y EL 12 DE AGOSTO
* Reactivo Limitante

Los cálculos se basan en la sustancia de la que había menor cantidad, denominada "reactivo limitante". Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en ESTEQUIOMETRIA, vamos a presentar la idea básica mediante algunos ejemplos sencillos no químicos.

* Suponga que tiene 20 lonchas de jamón y 36 rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos bocadillos como sea posible con una loncha de jamón y dos rebanadas de pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18 bocadillos, ya que no hay pan para más. Entonces, el pan es el reactivo limitante y las dos lonchas de jamón demás son el "exceso de reactivo".
* Suponga que una caja contiene 93 pernos, 102 tuercas y 150 arandelas. ¿Cuántos grupos de un perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? Setenta y cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto, éstas serán el "reactivo limitante". Aún quedarían 18 pernos y 27 tuercas, que son los reactivos en "exceso".

¿Qué masa de CO2 se producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH4 con 48 gramos de O2 en la combustión del metano?


Para ver la fórmula seleccione la opción "Descargar" del menú superior

1 mol 2 moles 1 mol 2 moles

16 g 64 g 44 g 36 g

Con nuestros datos se calcula el número de moles de cada uno.

La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al reaccionar:

1 mol de CH4 a 2 moles de O2

0,5 mol de CH4 a 1 mol de O2

pero como realmente tenemos:

0,5 mol de CH4 a 1,5 de O2

Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de CH4 con 1 mol de O2, la reacción se detiene por agotamiento del CH4, y quedarían 0,5 moles de O2 de exceso. El CH4 es el reactivo limitante y sobre él deben basarse los cálculos.



RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Muchas reacciones no se efectúan en forma completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad de productos que se obtiene en una reacción.

Para ver la fórmula seleccione la opción "Descargar" del menú superior

Consideremos la preparación de nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en exceso con una cantidad limitada de benceno, C6H6. La ecuación ajustada de la reacción es :

C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

1 mol 1 mol 1mol 1 mol

78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g

Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRIA.
Esto significa que si todo el C6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2 (rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que es mucho menos que el 100%.
Reactivo Limitante

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Ejemplo 1:

Para la reacción:


¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2

Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.

Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:

Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Ejemplo 2:

Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas se pueden producir?

La ecuación correspondiente será:


En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar 1 mol de baratijas.

1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo.

* Cierres: 4,000 / 1 = 4,000
* Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000
* Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500

Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca.

2) Determina el número de baratijas que pueden hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el máximo número de baratijas que pueden hacerse viene determinado por el número de tuercas. Entran dos tuercas en cada baratija, de modo que el número de bsratijas que pueden producirse, de acuerdo con la estequiometría del proceso es:
7,000 / 2 = 3,500 baratijas

Ejemplo 3:

Considere la siguiente reacción:


Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:

637,2 g de NH3 son 37,5 moles

1142 g de CO2 son 26 moles

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:

* a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO
* a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:

* a partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO
* a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO

4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea.

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:
18,75 moles de (NH2)2CO son 1125 g.



Rendimiento

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico

Razones de este hecho:

* es posible que no todos los productos reaccionen
* es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
* la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:


Ejemplo:

La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).


En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S.
(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.
(8,2/9,6) x 100 = 85,4%


Rendimiento con Reactivos Limitantes

Ejemplo:

La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)


En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.

1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb4: 487,2
número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156

Peso Molecular del Cl2: 70,9
número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,0282

2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2.

3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl2 (el reactivo limitante).


4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(3,65/4,29) x 100 = 85,08%


5- Una de las maneras de eliminar el NO en las emisiones de humos es hacerle reaccionar con amoníaco:
4 NH3 (g) + 6 NO (g) 5 N2 + 6 H2O
A) Suponiendo que el rendimiento de la reacción sea del 100% : a) ¿Cuántos litros de N2 medidos en condiciones normales se obtendrán a partir de 17g de NH3?; b) ¿Cuántos gramos de nitrógeno y de agua se obtendrán a partir de 180g de NO y 180g de NH3?
B) Si partiendo de 68g de NH3 se obtienen 68g de H2O: a)¿ Cuál es el rendimiento de la reacción?; b)¿Cuántos gramos de N2 se obtendrán?

6- El freón-12, gas empleado como refrigerante, se prepara por la reacción siguiente:
3CCl4 + 2SbF3 3CCl2F2(freón) + 2SbCl3

A) Si se mezclan 150g de CCl4 con 100g de SbF3 se pide : a)¿Cuántos gramos de CCl2F2 pueden formarse como máximo?; b)¿Cuántos gramos y de qué reactivo sobrarán, una vez que la reacción termine?
B) Si el rendimiento fuese de un 75%: a)¿Qué cantidad de Freón-12 se obtendría?; ¿Qué cantidad de cloruro antimonioso se obtendría?

7- El bifenilo se obtiene según la reacción de Ullmann entre el yoduro de fenilo y cobre según la reacción:

2C6H5I + Cu C6H5-C6H5 + I2Cu

a)¿Cuántos gramos de yoduro de fenilo y de cobre deben emplearse para obtener 40 g de bifenilo suponiendo que el rendimiento fuera cuantitativo?
b) Si partimos de 204 g de yoduro de fenilo y 63,5 g de cobre, ¿cuánto puede obtenerse como máximo de bifenilo?¿Qué reactivo sobrará y qué cantidad?¿Cuál será el rendimiento si en realidad se obtienen 50 g de bifenilo?

8- Si se mezclan 15 g de 1-butino con 70 g de bromuro de hidrógeno, indicar: a)¿cuál será el reactivo limitante? b) ¿Cuántos gramos de 2,2-dibromobutano pueden formarse? c) ¿Qué cantidad se obtendría si el rendimiento fuese de un 75%?

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