QUIMICA INORGANICA

ESTEQUIOMETRIA, REACTIVO LIMITE Y PORCENTAJE DE RENDIMIENTO.

• INTRODUCCIÓN:

En el día de hoy encontraremos en este blog conceptos, ejercicios del tema llamado estequiometria y también sus subtemas que son reactivos y porcentaje de rendimiento, conoceremos sus estructuras y sus respectivas fórmulas para desarrollarlos.

La estequiometria es la parte de la química que se refiere a la determinación de las masas de combinación de las sustancias en una reacción química, hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como la parte de la química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas.

• OBJETIVOS:

1. Diferenciar cuando un reactivo es limite y cuando es porcentaje de rendimiento.
2. Identificar como ajustar la ecuación química.
3. Desarrollar la actividad y aprender del tema de una manera dinámica.
4. Conocer la razón por la cual la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible.
5. Profundizar sobre el tema para esta manera, dar respuestas a aquellas interrogaciones que nos presentan.

• MARCO TEÓRICO: 

Estequiometria

En química, la estequiometría (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química .

La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría .

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamín Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.

Calculo mol a mol

1. Cuando se quema una muestra de gasolina que contiene 38,5 moles de octano (C8H18) ¿Cuántos moles de gas carbónico se producen? 

Se producen 308 moles de Co2 cuando se queman 38,5 moles de C8h18.

Cálculos masa a masa

¿Cuántos moles de cloruro de sodio, se necesitan para producir 355 g de cloro?

 NaCI ⇒ Na + Cl 2

1. Se balancea la ecuación: NaCI ⇒ 2Na + Cl 2

2. Se calcula el peso molecular de cada compuesto o elemento:

2 NaCI = 2(23 + 35.5) = 2 (58.5) = 117 g

2 Na=2 x 23 = 46g 

C12 = 2 x 35.5 = 71 g

3. Se lee la información:

2 moles de NaCI (58.5 g), da⇒ 2 moles de Na (46 g) + 1 mol de C12(71 g)

4. Se escribe los datos que se piden, arriba de la ecuación y los datos anteriores se colocan abajo:

Xg                                355g

2NaCI  ⇒   2 Na    +    Cl 2^

117g           46 g             71g

Se establece una proporción ignorando al Na, ya que no entra en el problema:

Xg  —  355g 

117 g  —  71 g

Se despeja la x:

X=(355gX117g)/71g=41535g/71=585g

Resultado: Se necesitan 585 g de NaCI para formar 355 g de Cl 2

Como la respuesta se pide en moles, se dividen los 585 g de NaCI entre el peso molecular de una molécula de NaCI:

585/58.5 = 10 moles de NaCI.

 Reactivo Limitante

El reactivo límite o limitante es aquel reactivo que en una reacción química se consume en primera medida, determinando la cantidad de producto o de productos obtenidos. La reacción depende del reactivo limitante, ya que según la ley de las proporciones definidas, los demás reactivos no reaccionaron cuando uno se haya consumido.

     Ejemplo:

• Sea la reacción de síntesis de la urea: 2 NH₃ + CO₂ → (NH₂)₂CO + H₂O

Si tenemos 500 gramos de NH₃ y 1000 gramos de CO₂ calcular cuál es el reactivo limitante y la cantidad de urea producida.

Los pesos moleculares del NH₃ , CO₂ y  (NH₂)₂CO son 17,03, 44,01 y 60,06 gramos/mol.

Solución:

Calculamos en primer lugar cuántos moles hay de cada reactivo:

• moles NH₃ = 500 gramos / 17,03 gramos · mol^-1 = 29,36 moles
• moles CO₂ = 1000 gramos / 44,01 gramos · mol^-1 = 22,72 moles

Calculamos ahora cual es el reactivo limitante:

• b · moles de X = 1 · 29,36 = 29,36
• a · moles de Y = 2 · 22,72 = 45,44

Como b · moles X < a · moles Y → X es el reactivo limitante, es decir el NH₃

Por último calculamos la cantidad de urea producida teniendo en cuenta el reactivo limitante:

• moles de urea producidos = moles de NH₃ · (1/2) = 29,36 · (1/2) = 14,68 moles 
• Peso urea = moles · peso molecular = 14,68 · 60,06 = 881,68 gramos.
• 
  
• Rendimiento y Pureza de una Reacción

  
  
  La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es siempre menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo y de las reacciones secundarias que puedan tener lugar. Lograr una reacción 100% eficiente es prácticamente imposible.

  
  

  El porcentaje de eficiencia o de rendimiento de una reacción  es la relación entre la cantidad de producto obtenida experimentalmente (en situaciones reales) y la cantidad de producto calculada de manera teórica (en situaciones ideales), expresado como un porcentaje:

Donde:

1. Rendimiento teórico: Es la máxima cantidad de productos que podemos obtener de una reacción química. 3 Pureza y rendimiento 

2.  Rendimiento Rendimiento real: Es la cantidad cantidad de producto producto que se obtiene obtiene realmente realmente de una reacción química, que siempre es menor que el rendimiento teórico.

Pureza

Los reactivos que intervienen en las reacciones químicas, pueden contener impurezas, es decir, que parte de los reactivos son sustancias que no reaccionaron en la reacción que estamos estudiando. Para diferenciar la parte de reactivo que sí reaccionará (parte pura) de la que no (parte impura), se define el % de pureza: Ejemplo: Una sustancia con un 90 % de pureza, tiene en cada 100 g totales de sustancia, 90 g de sustancia pura y 10 g de impura.

Porcentaje de pureza (%): Es la cantidad de sustancia pura en 100 parte de la muestra.

                              g de la sustancia pura 

 % de pureza  =    ----------------------------------- * 100

                               g de la muestra    

En muchos casos, para llevar a cabo una reacción química, no se cuenta con los reactivos puros.  Los materiales de partida están acompañados de impurezas; esto es particularmente cierto en los procesos industriales.  Antes de hacer los cálculos estequiométricos en estas reacciones, es preciso calcular la cantidad de reactivo puro que existe, ya que las reacciones químicas suponen combinaciones entra sustancias completamente puras.

EJEMPLO

1).  ¿Cuántos gr de ácido fluorhídrico (HF) se pueden obtener a partir de 200 gr de fluoruro de calcio (CaF₂) de 90% de pureza?.  Si la reacción es:

CaF₂        +      H₂SO₄   -----------      Ca SO₄     +   2  HF

Solución

Paso No. 1:  Hay que calcular la cantidad de CaF₂ puro, en los 200gr de 90% de pureza, así:  El 90% se asume como 90 gr (90% = 90gr)

Mediante regla de tres o de factor de conversión:

Si  100 gr de CaF₂ Imp   -------------   Hay 90 gr puros

    Entonces

En 200 gr de CaF₂ Imp   -------------     X

X  =  200 gr CaF₂ Imp  x  90 gr CaF₂ puros  =   18000 gr puros  =  180 gr CaF₂ puros 

                  100 gr CaF₂ Imp                                  100

Paso No. 2:  Se deben convertir los gramos a moles, es decir a los 180gr CaF₂ puros 

a moles, así:

Se determina la masa molar del CaF₂:

Ca =40,08 gr x  1 = 40,08 gr           Recordemos que 1 mol de CaF₂ = 78,08 gr.

F  =18,998 gr x 2 = 37,997 gr

                            78,08 gr

180 gr CaF₂   x  1mol de CaF₂   =   180 mol de CaF₂   =     2,3 moles CaF₂ puros 

                    78,08 gr de CaF₂           78,08

Paso No. 3:  Se determina finalmente la cantidad de gramos de (HF) que se pueden obtener teniendo en cuenta la masa molecular de dicho compuesto, aplicando la razón molar con base en la ecuación química balanceada:

Masa molar del HF:    H =1,008 gr  x  1 = 1,008 gr

                                  F = 18,998 gr x 1 = 18,998 gr

                                                                20,006 gr HF

Recordemos que:  1 mol HF  = 20 gr                             

2,3 moles CaF₂  x 2 moles de HF  x  20 gr HF      =   92 gr de HF     R/

                          1 mol de CaF₂     1 mol de HF

ACTIVIDAD:

RESULTADOS:

• CONCLUSIONES:

1. Al terminar esta actividad me di cuenta que la química no esta difícil como yo creía, es cuestión de prestar atención y enfocarnos en lo que estamos haciendo para que el tema se nos facilite.
2. Gracias a este laboratorio pude comprender y aclarar mis dudas, por lo tanto, me ayudo a superar las falencias que tenia respecto al tema, ya que fue de manera dinámica y así se facilita para aprender y ponerle empeño.
3. Por medio de este laboratorio pude comprender que la química es un factor importante en nuestras vidas, ya que podemos aplicar estos conocimientos más adelante para un futuro.

• WEBGRAFÍAS:

https://es.wikipedia.org/wiki/Reactivo_limitante

https://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

http://www.monografias.com/trabajos87/la-estequiometria/la-estequiometria.shtml