Universidad Nacional de Santiago del Estero Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Cátedra de Química TEORICO-PRÁCTICO N° 3: ECUACIONES QUIMICAS Objetivos: Se pretende que el alumno adquiera los conocimientos necesarios que le permitan, predecir los productos finales en una reacción química; reconociendo y clasificando al mismo tiempo, los distintos tipos de reacciones. Introducción Una ecuación química es la representación escrita, abreviada y simbólica de una reacción química. Siendo una reacción química un proceso, en el que una sustancia cambia para formar una o más sustancias nuevas, observándose un cambio químico entre los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular. Un cambio químico, es aquel que produce alteraciones en la estructura intima de la materia. Ecuaciones Químicas La ecuación química, describe una reacción química, la que se clasifica en dos grandes grupos. ο· Reacciones en las cuales no se producen cambios en la valencia de ninguno de sus elementos. ο· Reacciones en las que se producen cambios en la valencia o estado de oxidación, de por lo menos dos elementos. En la ecuación encontramos dos miembros, en el primero los símbolos o fórmulas de las sustancias iniciales o reactivos, en los segundos, los símbolos o fórmulas sustancia formada como resultado de una reacción química, los productos. Para separar ambos miembros, se utiliza una flecha que indica el sentido de la reacción, o dos flechas en sentido opuesto, indicando que la reacción puede ocurrir en uno u otro sentido. Página 1 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología π πΈπ΄πΆππΌπππ β ππ ππ·ππΆπππ π΄ + π΅ β π΄π΅ π΄ + π΅ β π΄π΅ Toda ecuación química debe cumplir con el principio de conservación de la materia, es decir debe haber el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de las flechas. Balanceo de ecuaciones químicas Balancear o ajustar una ecuación química, significa colocar coeficientes apropiados a las fórmulas de los reactivos y productos, con el propósito de igualar el número de átomos de cada elemento, a un lado y al otro de la ecuación. Nunca se deben modificar los subíndices, ya que estaríamos modificando el o los compuestos. En general para balancear una ecuación química, se deben verificar los siguientes pasos. ο Se identifican reactivos y productos, escribiéndose sus fórmulas correctas al lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente. ο Se comienza probando diferentes coeficientes, los que se anteponen a las fórmulas de los compuestos, a los efectos de igualar el número de átomos de un elemento determinado, en ambos lados de la reacción. ο Se verifica la ecuación obtenida asegurándose de que existe, el mismo número de átomo de cada tipo, en ambos lados de la ecuación. Ejemplos: 1) Balancear las siguientes ecuaciones. (Método de ensayo y error) a) π΄π(ππ»)3 β π΄π2 π3 + π»2 π Comenzamos balanceando por el método de tanteo, según el siguiente orden: 1º Metales, 2º No metales, 3º Hidrogeno 4º Oxigeno Página 2 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Cátedra de Química En la ecuación tenemos como metal el Aluminio (Al) y observamos que tenemos 2 átomos de Al en los productos y un átomo en los reactivos, decimos entonces que la ecuación esta desbalanceada, lo mismo ocurrirá si observamos cada uno de los elementos de esta reacción. Utilizaremos coeficientes que se colocan a la izquierda del compuesto entonces si tenemos 2 átomos de Al en los productos, tendremos que colocar 2 átomos de Al en los reactivos. 2π΄π(ππ»)3 β π΄π2 π3 + π»2 π Seguimos con el Hidrogeno (H), ya que no tenemos no metales, este 2 que acabamos de colocar como coeficiente afectara a toda la molécula del hidróxido, es decir que multiplicara a cada elemento por el coeficiente que se encuentre al lado derecho del mismo, entonces tendremos 6 átomos (H) como reactivo y tendremos que tener la misma cantidad en los productos, logramos esto colocando 3 como coeficiente detrás de la molécula de agua (H 2O). De esta manera tenemos balanceados el Al y el H, por último nos queda el oxígeno (O), el cual queda balanceado 6 átomos en reactivos y 6 en productos. Ejemplo 2: Balancear: ππ»3 + π2 β ππ + π»2 π En esta ecuación no tenemos metales, por lo tanto comenzaremos por igualar los no metales, vemos entonces que el Nitrógeno, tanto en reactivos como producto tienen un solo átomo, procedemos entonces con los hidrógenos, el cual tiene 3 átomos en reactivos y 2 en productos, buscamos entonces el mínimo común múltiplo, siendo este el (6), si colocamos 2 en la molécula de amoniaco y 3 en la molécula de agua, igualamos la cantidad de hidrógenos (*), pero se modifica la ecuación ya que queda desbalanceada con los nitrógenos, por lo que podríamos aplicar, otra forma de balanceo que sería colocando el decimal 1.5 en la molécula del agua para que multiplicado por 2 me de 3 átomos de hidrógenos, igualando de esta manera los átomos de (H) (**), pero en una ecuación no se debe tener números decimales, por lo tanto y para arreglar esto, debemos multiplicar, este valor por el menor número que lo convierta en entero, es decir multiplicamos toda la ecuación por (2), sin olvidar que este coeficiente, afectara a toda la reacción quedando en definitiva de la siguiente manera(***); (*) 2Nπ»3 + π2 β ππ + 3 π»2 Página 3 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Cátedra de Química (**) Nπ»3 + π2 β ππ+ 1.5 π»2 π (***) 2 Nπ»3 + 2 π2 β 2ππ + 3 π»2 π Y verificamos si la ecuación esta balanceada, vemos que el oxígeno tiene 5 átomos en producto y 4 en reactivos, entonces colocamos el coeficiente 2.5 delante del O2 y tendremos también balanceados los oxígenos, pero dijimos que no es posible colocar decimales, motivo por el cual multiplicamos a toda la ecuación por un número que convierta en entero a 2.5. Quedando en definitiva la ecuación balanceada de la siguiente manera 4 Nπ»3 + 5 π2 β 4 ππ + 6 π»2 π Ajuste las siguientes ecuaciones π΅π + π―π β π΅π―π π²πͺππΆπ β π²πͺπ + πΆπ π―π πΊπΆπ + π΅ππͺπ β π΅ππ πΊπΆπ + π―πͺπ SπΆπ + πΆπ β πΊπΆπ Cππ πΆπ + π―π πΆ β π πͺπ(πΆπ―)π Reacciones químicas Las reacciones químicas, pueden ser clasificadas de la siguiente manera: a) Reacción de síntesis o combinación b) Reacción de descomposición c) Reacción de desplazamiento o simple sustitución d) Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución οΌ Reacción de Síntesis o Adición Este tipo de reacción se da cuando una o más sustancias reactivas producen apenas una única sustancia Ejemplo: πΆπO + π»2 π β πΆπ(ππ»)2 Página 4 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Reacción de Análisis o Descomposición Este caso se da cuando una única sustancia reactiva origina dos o más sustancias como producto. Ejemplos: πΆπ’ππ4 . 5π»2 π β πΆπ’ππ4 + 5 π»2 π 2πΎπΆππ3 β 2 πΎπΆπ + 3π2 οΌ Reacción de desplazamiento o simple sustitución En estas reacciones un elemento químico sustituye otro elemento en un compuesto, liberándolo como sustancia simple. Ejemplos: Cπ2 + 2 πππ΅π β πππΆπ + π΅π2 2HCl + Zn β πππΆπ2 + π»2 οΌ Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución Para este caso, las sustancias compuestas intercambian entre si partes de sus estructuras. Un ejemplo puede ser: 2HCl + Ca(OH)2 β πΆππΆπ2 + 2 π»2 π AgNπ3 + πππΆπ β ππππ3 + π΄ππΆπ Página 5 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Reacciones de doble desplazamiento ο· Acido + base ο· Acido + Oxido básico------------- Sal + Agua ο· Sal 1 + Acido 1 ----------------- Sal 2 + Acido 2 ο· Sal 1 + Base 1 ------------------ Sal 2 + Base 2 ------------- Sal + Agua Se las conoce como reacciones de neutralización También podemos encontrar las siguientes reacciones de combinación: Óxidos básicos + H2O --------------Hidróxido ο πΉπ2 π3 + 3 π»2 π β 2 πΉπ(ππ»)3 Óxido Acido + H2O-------------------- Acido ο Sπ2 + π»2 π β π»2 ππ3 Oxido básico + Oxido acido------------ Sal neutra ο ππ2 π + S π2 β ππ2 π π3 Oxido ácidos + Bases------------------- Sal + Agua ο π2 π5 + πΆπ(ππ»)2 β πΆπ(N π3 )2 + π»2 π Amoniaco + ácidos---------------------- Sal de amonio ο Nπ»3 + π»2 ππ4 β (ππ»4 )2 π π4 Ejercicios para resolver: Completa y balancea las siguientes ecuaciones 1 ___CuO + ___H2O ο ___ 2 ___N2 + ___H2 ο ___ 3 ___P2O3 + ____ ο ___H4P2O5 4 _____ + _____ ο ___LiOH 5 ___HCl + ___NH3 ο ______ 6 ___As2O3 + ___Al2O3 ο ______ + Página 6 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología 7 ______ + ___CuO ο Cu3(PO4)2 8 ____Na + _______ ο ____NaH 9 ___Co2O3 + ___Br2O5 ο _____ 10 ___CaO + _____ ο Ca(OH)2 11 ___HBr + ___Fe(OH)3 ο _______ + _________ 12 _____ + ___Zn(OH)2 ο Zn(NO3)2 + _______ 13 ___Na2SO4 + ___BaCl2 ο ______ + _______ 14 ____AgNO3 + ______ ο __AgCl + _______ 15 ___NH4OH + ___H4P2O7 ο ______ + _______ 16 ______ + _______ ο __Ca(ClO4)2 + ____H2O 17 ____KI + ___Pb(OH)2 ο ______ + _______ 18 ___K2Cr2O7 + ___HClO3 ο ______ + _______ Página 7 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología TEORICO-PRÁCTICO N° 4: ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES QUIMICAS Objetivos: Reconocer la importancia de la determinación de las cantidades de reactivos y productos involucrados en una reacción química valorando la conveniencia que tiene este tipo de cálculos. LA ESTEQUIOMETRÍA. Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Estas relaciones pueden ser: mol-mol, mol-gramos, gramos-gramos, mol-volumen, volumengramo, volumen-volumen. Las relaciones pueden ser: entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos, teniendo siempre en cuenta que cualquier cálculo estequiométrico que se lleve a cabo, debe hacerse en base a una ecuación química balanceada, para asegurar que se cumpla el principio de conservación de la materia y el resultado sea correcto. Cálculos estequiométricos: Pueden ser de: Cálculos mol-mol. En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia producto se pide en moles. Ejemplo: Para la siguiente ecuación balanceada: Calcule: a) ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3? PASO 1 Escribir y balancear la ecuación. De esta manera nos aseguramos de que realmente tenemos el mismo número de átomos de un mismo elemento hacia un lado y al otro de la ecuación. Podemos representar en la ecuación balanceada el dato y la incógnita del ejercicio. 4 π΄π + 3π2β 2 π΄π2 π3 La ecuación nos indica que: 4 moles de Al + 3 moles de π2 nos da: 2 moles π΄π2 π3 Página 8 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología 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. : Al (mol) Sustancia de partida: El dato proporcionado es 5.27 mol de óxido de aluminio (π΄π2 π3 ) por lo tanto, esta es la sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre paréntesis el dato. Sustancia de partida: π΄π2 π3 (5.27 mol). PASO 3 Decimos de la ecuación que 2 moles de (π΄π2 π3 ), sustancia de partida, necesita de 4 moles de (Al) la sustancia deseada, datos que obtenemos de la ecuación balanceada, por lo tanto el dato, 5,27 mol de óxido de aluminio (π΄π2 π3 ), requerirá de x moles de aluminio. 2 moles π΄π2 π3 ------------------- 4 moles de Al 5,27 moles de (π΄π2 π3 ) -------- X moles de Al Es decir que: 4 πππππ ππ π΄π β5.27 πππππ π΄π2 π3 2 πππππ ππ π΄π2 π3 = 10.54 mol de Al Se simplifica moles de Al2O3 y el resultado será: Cálculos mol-gramo Para la ecuación mostrada calcule: ππ3 π2 + π»2 π β ππ(ππ»)2 + ππ»3 a) Mol de Mg (OH)2 (hidróxido de magnesio) que se producen a partir de 125 g de agua. b) b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.1 mol de NH3 (amoniaco). Escribimos y balanceamos la ecuación ππ3 π2 + 6 π»2 π β 3 ππ(ππ»)2 + 2 ππ»3 La ecuación nos indica que: 1 mol de ππ3 π2 + 6 moles de π»2 π, nos da: 3 πππππ ππ ππ(ππ»)2 + 2 moles ππ»3 Identificamos sustancia deseada: Mg (OH)2 (hidróxido de magnesio) en MOL Página 9 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Sustancia de partida: dato: H2O (agua) 125 g, este valor está en gramos y nos piden moles de hidróxido, por lo tanto debemos pasarlo a mol, para ello necesitaremos la masa molar del agua. Masa Molar del H= 1 y O = 16 siendo = 18 g/mol 18 g de π»2 π β 1 πππ Entonces: si 125 g π»2 π β = 125 ππ»2 π 6.94 = 18 ππ»2 π π₯ 1 πππ πππππ πππ»2 π Entonces de la ecuación decimos: a) moles de hidróxido 6 moles de π»2 π β 3 πππ ππ(ππ»)2 6,94 moles de π»2 π β π = 3,47 moles de 3Mg(OH)2 b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.1 moles de NH3 (Amoniaco). Como en el caso anterior la sustancia deseada, gramos de Mg3N2 Sustancia de partida 7.1 moles de NH3 ππ3 π2 + 6 π»2 π β 3ππ(ππ»)2 + 2 ππ»3 De la ecuación 2 moles de ππ»3 β 1 mol de Mg3N2 7,1 moles de ππ»3 β= 7,1 moles de ππ»3 β1 πππππ3 π2 2 moles de ππ»3 = 3,55 πππππ3 π2 Pero nos piden la masa en gramos de ππ3 π2 , entonces calculamos la masa molecular de este compuesto, Mg= 3 x 24.31= 72,93 gr N = 2 x 14 = 28,00 gr Pm= 100,93 gr Planteamos: si 1 mol ππ3 π2 β 100,93 gr 3,55 molππ ππ3 π2β π = 358,30 ππ Relación gramo-gramo Cuántos gramos de H3PO4 (ácido fosfórico) son necesarios que reaccionen con suficiente cantidad de πΆπ(ππ»)2 para producir 275 g de agua? Página 10 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología 3 πΆπ(ππ»)2 + 2 π»3 ππ4 β πΆπ3 (ππ4 )2 + 6 π»2 π Debemos calcular entonces los gramos de la sustancia de partida y los gramos de la sustancia deseada. Sustancia de partida: PM (H2O)= 18 g/mol x 6 moles= 108 gr Sustancia deseada: PM(H3PO4 )= 98 g/mol x 2 moles = Entonces de la ecuación: 196 gr 108 gr de H2Oβ 196 ππ H3PO4 275 gr de H2Oβ π ππ = 499,07 ππ H3PO4 Volumen molar de un gas El volumen molar de un gas es el volumen que ocupa un gas a condiciones normales (C.N.) o condiciones estándar de temperatura y presión. Estas condiciones son: T = 0°C = 273 K P = 1 atm =760 mm de Hg = 760 torr Este volumen es fijo y constante para estas condiciones. Como el valor es por cada mol de gas, se puede obtener la siguiente equivalencia: 1 Mol de un gas en (CNPT) ocupara siempre un volumen molar de, 22.4 LITROS Cálculos mol-volumen Para realizar un cálculo estequiométrico con volumen son necesarias dos condiciones: ο· ο· Que las sustancias sean gases. Que la reacción se efectúe en condiciones normales de temperatura y presión. Ejemplo: La siguiente ecuación balanceada, muestra la descomposición del clorato de potasio por efecto del calor. Suponiendo que la reacción se efectúa a condiciones normales de temperatura y presión: 2 kCππ3 β 2 ππΆπ + 3 π2 a) ¿Cuántas mol de KClO3 (clorato de potasio) son necesarios para producir 25 L de O2? Página 11 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Sustancia de partida 25 L O2 Sustancia deseada moles de KClO3 Sabemos que 1 mol de O2 πππ’ππ π’π π£πππ’πππ πππππ ππ β 22,4 πΏ 1,11 moles de O2 =X β 25 L Como nos piden la sustancia deseada en moles, planteamos: 3 πππππ ππ π2 β 2 moles de kCππ3 Si 1,11 πππππ ππ π2 β π = 0,74 moles de kCππ3 Guía de Problemas 1)- Un mol de moléculas de N2 reacciona con 3 moles de moléculas de H2 dando dos moles de moléculas de NH3: a) ¿Cuántos moles de H2 son necesarios para reaccionar con 56 gramos de N2? b) ¿Cuántos moles de N2 y cuantos moles de átomos de N2 hay en la masa de 56 g? Rta.: a- 6 moles, b- 2 moles de moléculas, 4 moles de átomos 2)- El CaCO3 puede obtenerse haciendo reaccionar CaCO3 con NaCl de acuerdo a la siguiente ecuación: CaCO3 + NaCl ------- NaCO3 + CaCl2 ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para que reaccionen con 1 Kg de CaCO3; cuántos gramos y cuantos moles de CO3Na2 se obtienen? Rta: 1170 g., 1060 g.,10 moles 3)-De acuerdo a la reacción: NH4Cl (s) ------- NH3 + HCl (g) a) ¿Cuántos gramos de NH4Cl se necesitan para preparar 200 L. de NH3 en CNTP? b) ¿Cuántos gramos de HCl se obtienen? Rta.: a- 477,7 g., b- 325,9 g 4)- Se desea obtener 11,2 L. de CO2 en CNTP. Para ello se hace reaccionar Na2CO3 con HCl según la reacción: HCl + Na2CO3 -------- CO2 + H2O + NaCl a) ¿Cuántos moles y cuántos gramos de Na2CO3 y HCl reaccionan? b) ¿Cuántos moles y cuántas moléculas de NaCl se obtienen? Rta.: a- 1 mol, 35,5 g de HCl; 0,5 mol, 53 g CO3= b- 1 mol, 6,02 x 10 23 moléculas Página 12 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Estequiometria II Reactivo limitante y en exceso En una reacción química no necesariamente se consume la totalidad de los reactivos. Generalmente alguno de ellos se encuentra en exceso, el otro reactivo, que es el que se consume totalmente se conoce como reactivo limitante. Para que una reacción se lleve a cabo debe haber sustancias llamadas βreactivosβ capaces de reaccionar para formar los productos, pero basta que uno solo de los reactivos se agote para que la reacción llegue a su fin. En los procesos industriales generalmente se usa en exceso el reactivo más barato y fácil de conseguir, y se selecciona como limitante el más caro o difícil de conseguir. Ejemplo: El proceso Haber para producción de amoniaco se representa mediante la siguiente ecuación balanceada: π2 + 3π»2 β 2 ππ»3 a) A partir de 120 g de N2 y 120 g H2. ¿Cuántos g de NH3 (amoniaco) se obtienen? b) ¿Cuál el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso? c) Calcule la cantidad en g de reactivo en exceso que quedan al final de la reacción PASO 1 Revisar si la ecuación está balanceada En este caso la ecuación se muestra ya balanceada. PASO 2 Podemos calcular los moles de producto señalado (sustancia deseada) que se forman con cada reactivo (sustancia de partida). Obsérvese que en esta ecuación nos dan como datos, gr de ambos reactivos, por lo que surge la pregunta ¿con cuál de ellos debo trabajar?. Entonces de la ecuación se observa que: un mol de N2 + 3 moles de H2, producen 2 moles de amoniaco, Página 13 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Es decir que, como tenemos los datos en gramos, podemos plantear el siguiente razonamiento: Si 28 ππ ππ π2 πππππ ππ‘ππ ππ β 6 ππ ππ π»2 120 ππ ππ π2 πππππ ππ‘ππππ ππ β π ππ ππ π»2 X = 120 ππ π2 β 6 ππ π»2 28 ππ ππ π2 = 25,71 ππ π»2, Es decir que para que se me consuman los 120 gr de N2, sólo necesito de 25,71 gr de H2, pero tengo 120 gr de H2, es decir el N2 es mi reactivo en exceso. Si planteamos ahora el problema partiendo del otro dato que tengo (H2), Podemos decir que: 6 gr de π»2 πππππ ππ‘ππ ππ β 28 ππ ππ π2 120 gr π»2 πππππ ππ‘ππππ ππ β π πππ ππ π2 = 120 ππ ππ π»2 β28 ππ ππ π2 = 6 ππ πππ»2 560 gr N2 Es decir que para que se me consuma todo el H2, necesitare 560 gr de N2, pero yo solo tengo 120 gr, entonces este es mi reactivo limitante. Reactivo limitante: N2 Reactivo en exceso: H2 Ahora debo realizar todos los cálculos con el Reactivo Limitante a)- ¿Cuántos g de NH3 (amoniaco) se obtienen? De la ecuación si 28 gr de π2 β 34 ππ ππ ππ»3 120 gr de π2 β π₯ = 510 ππ ππ ππ»3 Calcule la cantidad de g de reactivo en exceso que queda al final de la reacción Si tengo 120 gr de H2 y sólo necesito ππ, ππ, entonces mi exceso será 120 gr β 25,71 = 94,29 gr Resolver El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación: 2 H2SO4 + Cuβ SO2 + CuSO4 + 2 H2O Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular: Página 14 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?. b) Número de moles de SO2 que se desprenden. c) Masa de CuSO4 que se forma. Problemas con Rendimiento Sabemos que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante por lo tanto a 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 β¦ rendimiento teórico Este hecho se debe a que: οΌ - es posible que no todos los productos reaccionen οΌ -es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado οΌ -la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible La cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción (lo que realmente se produce) con el rendimiento teórico(o calculado), se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así: % de rendimiento= π πππππππππ‘π ππ ππ ππππππóπ π πππππππππ‘π π‘πóππππ π₯ 100 Página 15 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Ejemplo 1 Se hacen reaccionar, 6,8 gr de H2S con un exceso de SO2, según se muestra en la reacción, produciéndose 8,2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento? De la reacción. SO2 + 2 H2S β 3 S + 2 H2O Datos: 6,8 gr H2S (sustancia de partida) y 8.2 gr de S(sustancia deseada) De la ecuación podemos decir que 2 moles de H2S, producen 3 moles de S. De la estequiometria podemos determinar la cantidad exacta de S, que se produciría a partir de 6,8 gr de H2S Es decir si: 2 x 34 gr H2Sβ 3 π₯ 32 ππ ππ π Entonces 6,8 gr de H2S β π ππ ππ π = 9,6 gr S Si dividimos la cantidad real obtenida de S, por la máxima teórica y multiplicamos por 100, obtendremos el rendimiento de la operación. 9,6 gr S obtenida al β 100% Pero se obtuvieron realmente 8,2 gr Sβ π = 85,4 % Ejemplo 2 Se hacen reaccionar 3,54 x 107 gr de TiCl4 con suficiente cantidad de Mg, calcule el rendimiento del proceso, si se obtuvieron 7,9 x 106 gr de Ti. Escribimos ecuación: TiCl4 + 2 Mg β Ti + 2 MgCl2 Datos : 3,54 x 107 gr de TiCl4 (sustancia de partida, PM = 189,7 gr) y se obtuvieron 7,9 x 106 gr de Ti( sustancia obtenida PM= 47,9 gr). Página 16 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología 189,7 gr TiCl4β 47,9 ππ ππ De la estequiometria.. si 3,54 x 107 gr de TiCl4β = Entonces el dato 8,9 x 106 Problemas con pureza de reactivos Las sustancias y reactivos químicos producidos en la industria química, pueden contener cierta cantidad de impurezas, tales como metales pesados, inertes y otros. Cuando realizamos cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta el porcentaje de pureza de estos reactivos. Se denomina pureza al porcentaje de reactivo puro en la masa total de este, por ejemplo, en 60 gr de Cu con pureza de 80%, significa que 48 gr de cobre son realmente puros, siendo el resto impurezas. Este valor surge del siguiente razonamiento 80% de pureza significa que de cada 100 gr de Cu que yo tengo, β 80 g son puros El dato, los 60 gr Cuβ X (pureza) = 48 g Ejemplo ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre 98 % de pureza? 1- Escribimos ecuación de formación del trióxido de azufre es la siguiente 2.S + 3.O2 β 2.SO3 La ecuación esta balanceada y nos dice que 2 mol de S + 3 O2 producen 2 moles SO3 Datos: 250 gr S al 98% de pureza 98% de pureza significa que de cada Entonces de cada 100 gr de S β 98 π π ππ ππ’πππ 250 gr de S β π₯ = 245 π π ππ ππ’πππ Ahora debo entonces realizar mis cálculos con estos 245 gr, de reactivo puro Página 17 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología De la estequiometria Tenemos que 2.32,064 g Sβ 160 ππ ππ ππ3 612,5 ππ ππ ππ3 realmente puro. 245 gr de S β Entonces Ejemplo 2 Se hacen reaccionar 150 gr de MnO2 con una pureza de 87%, con suficiente cantidad de HCl. Calcular moles y masa que se producen de Cl2 y Mn. 1- Escribimos la ecuación MnO2 + 4 HCl β 2 πΆπ 2 + Mn + 2 H2O Datos: 150 gr MnO2 al 87 % de pureza Es decir de cada Del dato De la estequiometria: El dato Si Entonces 100 gr MnO2 β 87 π π ππ ππ’πππ 150 gr de MnO2β 130,5 ππ, π ππ ππππππππ‘π puros 88 gr MnO2β 55 gr de Mn 130,5 MnO2β 81,56 ππ ππ 88 gr MnO2 β 71 ππ ππ πΆπ 2 130,5 gr MnO2 β 105,2 ππ ππ πΆπ 2 ¿Cuánto se produciría de Mn, si el rendimiento fuera del 80 %. De la estequiometria: El dato 88 gr MnO2β 55 gr de Mn 130,5 MnO2β 81,56 ππ ππ 81,56 gr corresponden a un rendimiento del β 100 % 64,48 gr de Mn β Para R = 80% Página 18 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Cátedra de Química Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Guía de Problemas 1. El Antimonio se obtiene calentando stibnita (Sb2S3) pulverizada con chatarra de hierro; el antimonio fundido se extrae del fondo del recipiente de reacción. ππ2 π3 + 3 πΉπ β 2 ππ + 3 πΉππ Suponga que se calienta 0.600 kg de stibnita con 0,25 kg de limaduras de hierro para producir 0,2 kg de Sb metálico. Determine: a. El reactivo limitante b. La cantidad de reactivo en exceso c. El rendimiento de la reacción 2. La fabricación electrolítica del cloro gaseoso a partir de una disolución de cloruro de sodio tiene lugar según la siguiente ecuación: 2 πππΆπ + 2 π»2 π β 2 ππππ» + π»2 + πΆπ2 Suponga que 50 kg de NaCl reacciona con 10 kg de H2O. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es el reactivo en exceso? c) Que cantidad de H2 se obtendrá si la reacción tiene un 60 % de rendimiento? 3. Uno de los métodos de obtención de cloro es por reacción entre el ácido clorhídrico y el dióxido de manganeso. Si se desea obtener 100 dm3 de cloro en CNTP y el rendimiento de la reacción es del 90%. a) ¿Qué masa de dióxido de manganeso al 80% de pureza se necesita? b) ¿Qué masa de cloruro manganoso se obtendrá? 4. Partiendo de la ecuación: HNO3 + Cu ---------- Cu (NO3)2 + NO2 + H2O y haciendo reaccionar 2,5 moles de ácido con 128g de cobre al 91%, calcular: a) El reactivo en exceso y la masa que queda sin reaccionar. b) Volumen de dióxido desprendido en CNTP. c) Moles de moléculas formadas. 5. Se tratan a 5g de granalla de zinc al 78% con ácido clorhídrico. Calcule el rendimiento de la reacción si se obtuvieran 8,91g de sal. Página 19 de 20 Universidad Nacional de Santiago del Estero Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Cátedra de Química 6. El carbonato de calcio sólido reacciona con ácido clorhídrico y da como productos cloruro de calcio en solución acuosa, agua líquida y dióxido de carbono al estado gaseoso. Se ponen en condiciones de reaccionar 200 g de carbonato de calcio y 2,8 moles de ácido clorhídrico, indique: a) si se consumirán completamente ambos reactivos. b) cuántos moles reaccionan de cada reactivo. c) que cantidad de dióxido de carbono se obtiene, en moles y en gramos, considerando el rendimiento del proceso del 100%. 7. La pirita es un mineral que se encuentra en la naturaleza y que contiene principalmente sulfuro ferroso. La tostación de dicho mineral se produce según la reacción: 2 πΉππ (π ) + 7β2 π2 (π) β πΉπ2 π3 (π ) + 2 ππ2 (π) Se pone a reaccionar una tonelada de pirita con un 92 % de pureza, considerando un rendimiento del 75 % calcule: a) La cantidad de óxido férrico que se obtiene. b) El volumen de oxígeno en CNPT que se necesitan para tratar dicha cantidad de pirita. Página 20 de 20
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