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Tabla de contenido:
1. Introducción
2. Objetivos
3. Procedimiento
4. Marco Teórico
4.1 Estequiometria
4.2 Reactivo Limite
4.3 Porcentaje de Rendimiento
Introducción:
En el siguiente trabajo se desea dar a conocer una nueva temática conocida como
ESTEQUIOMETRIA, para lograr este cometido se tendrá en cuenta una
información acerca del tema dado y posteriormente una serie ejercicios que ayuden
a comprender y a complementar el conocimiento.
Objetivos:
1. Lograr adquirir mas conocimiento con relación a esta temática.
2. Comprender, analizar y resolver satisfactoriamente los ejercicios de
Estequiometria,
( Reactivo limite, y porcentaje de rendimiento).
3. Lograr interpretar de manera correcta los ejercicios y datos dados en estos.
4. Identificar que tipo de ejercicio se esta tratando, si reactivo limite o porcentaje
de rendimiento.
Procedimiento
Posteriormente de ingresar al navegador google, la persona deberá dirigirse a la
barra principal para lograr digitar EJERCICIOS DE
ESTEQUIOMETRIA, luego optara por tomar la
opción Química Básica. Estequiometria, allí deberá dar clic para ingresar a la
pagina donde se encuentran los ejercicios. Por ultimo, en las opciones que aparecen
en esta pagina debe dar clic en el enunciado que dice REACTIVO LIMITE Y
RENDIMIENTO, aquí se encuentran diez ejercicios a resolver con cuatro
opciones en la que solo una sera la correcta. Para finalizar, se debe dar clic en
enviar, y luego aparecerán las respuestas correctas.
Marco Teórico
Estequiometria
Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o también conocidos
como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas
relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la
ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los
elementos químicos que están implicados.
Principio
En una reacción química se observa una modificación
de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los
productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de
los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se
rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que
llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:
 la conservación del número de átomos de cada elemento químico
 la conservación de la carga total.
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y
productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están
determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Reactivo limite:
El reactivo limitante es la sustancia que se consume completamente en una
reacción y es el que determina o limita la cantidad de producto que se forma.
Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo
se le llama reactivo limitante.
Aquel reactivo 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.
Ejercicios de Reactivo Limite:
1. Ejemplo:
Considere la siguiente reacción:
CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O (l)
Suponga que se mezclan 2 g de CH4 con 10 g de O2. Quien es el reactivo
limitante?? Cuanto se puede obtener de agua y dióxido de carbono?
1. Primero tenemos que convertir los gramos de reactivos en moles:
1 mol de CH4 pesa 16 gramos (12 del C + 4 del H) por lo que 2 gramos serán (por
regla de tres) 0,125 moles
1 mol de O2 pesa 32 gramos por lo que 10 gramos serán (por regla de tres) 0,3125
moles
2. Luego definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:
1 mol de metano reacciona con dos moles de oxigeno
3. Calculamos el número de moles de reactivos que se consumirían si cada reactivo
se consumiese en su totalidad:
0,125 moles de metano reaccionarían con 0,125x2 moles de oxigeno = 0,25 moles
de oxigeno
0,3125 moles de oxigeno reaccionaría con 0,3125/2 moles de metano = 0,15625
moles de metano
Entonces:
4. El reactivo limitante es el metano y podremos obtener como máximo 0.125
moles de dióxido de carbono (relación 1 mol de metano 1 mol de dióxido) y 0.25
moles de agua (relación 1mol de metano dos de agua). Además, sobraran 0,0625
moles de oxigeno (0,3125 moles iniciales menos 0,25 moles que reaccionaron).
2. ¿Cuántos gramos de pueden preparase a partir de 85,5 g de y 17,3 g
de ?
SOLUCIÓN
La reacción ajustada es:
Convertimos en moles las masas de cada uno de los reactivos:
El reactivo limitante será el que antes se agote. Necesitamos el triple de moles de
hidrógeno que de nitrógeno. Para que reaccione todo el nitrógeno serían necesarios
(3,05·3 = 9,15) moles de hidrógeno. Como disponemos sólo de 8,6 moles de
hidrógeno, será el reactivo limitante. Ahora basta con aplicar la estequiometría de
la reacción:
Calculamos la masa de amoniaco:
Porcentaje de Rendimiento:
La cantidad de producto que se obtiene en una ecuación química generalmente es
menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones
estequiométricas.
El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas
(algunos de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor
es insuficiente, productos que forman nuevamente los reactivos).
El porcentaje de rendimiento o eficiencia se establece remplazando o despejando
los datos de la siguiente fórmula:
% Rendimiento = (producción real/ producción teórica) x 100%
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).
2 H2S + SO2 ---------> 3S + 2H2O
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)
Sb4 + 6 Cl2 --------> 4 SbCl3
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).
2g Cl2 * (1 mol de Cl2/70,9g. de Cl2) * (4 mol de SbCl3/6 mol de Cl2) * (228,18g de
SbCl3/1 mol de SbCl3) =
4,29g de SbCl3
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(3,65/4,29) x 100 = 85,08%
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.
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:
Pantallazo 1:
Pantallazo 2:
Pantallazo 3
Pantallazo 4:
Desarrollo de la actividad:
Pantallazo 5:
Pantallazo 6:
Conclusion:
Esta temática tiene poco grado de dificultad y si es entendida desde el principio se
lograran obtener satisfactorios resultados.
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Quimica

  • 1. Tabla de contenido: 1. Introducción 2. Objetivos 3. Procedimiento 4. Marco Teórico 4.1 Estequiometria 4.2 Reactivo Limite 4.3 Porcentaje de Rendimiento Introducción: En el siguiente trabajo se desea dar a conocer una nueva temática conocida como ESTEQUIOMETRIA, para lograr este cometido se tendrá en cuenta una información acerca del tema dado y posteriormente una serie ejercicios que ayuden a comprender y a complementar el conocimiento. Objetivos: 1. Lograr adquirir mas conocimiento con relación a esta temática. 2. Comprender, analizar y resolver satisfactoriamente los ejercicios de Estequiometria, ( Reactivo limite, y porcentaje de rendimiento). 3. Lograr interpretar de manera correcta los ejercicios y datos dados en estos. 4. Identificar que tipo de ejercicio se esta tratando, si reactivo limite o porcentaje de rendimiento. Procedimiento Posteriormente de ingresar al navegador google, la persona deberá dirigirse a la barra principal para lograr digitar EJERCICIOS DE
  • 2. ESTEQUIOMETRIA, luego optara por tomar la opción Química Básica. Estequiometria, allí deberá dar clic para ingresar a la pagina donde se encuentran los ejercicios. Por ultimo, en las opciones que aparecen en esta pagina debe dar clic en el enunciado que dice REACTIVO LIMITE Y RENDIMIENTO, aquí se encuentran diez ejercicios a resolver con cuatro opciones en la que solo una sera la correcta. Para finalizar, se debe dar clic en enviar, y luego aparecerán las respuestas correctas. Marco Teórico Estequiometria Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados. Principio En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.
  • 3. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:  la conservación del número de átomos de cada elemento químico  la conservación de la carga total. Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción. Reactivo limite: El reactivo limitante es la sustancia que se consume completamente en una reacción y es el que determina o limita la cantidad de producto que se forma. Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo 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.
  • 4. Ejercicios de Reactivo Limite: 1. Ejemplo: Considere la siguiente reacción: CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O (l) Suponga que se mezclan 2 g de CH4 con 10 g de O2. Quien es el reactivo limitante?? Cuanto se puede obtener de agua y dióxido de carbono? 1. Primero tenemos que convertir los gramos de reactivos en moles: 1 mol de CH4 pesa 16 gramos (12 del C + 4 del H) por lo que 2 gramos serán (por regla de tres) 0,125 moles 1 mol de O2 pesa 32 gramos por lo que 10 gramos serán (por regla de tres) 0,3125 moles 2. Luego definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos: 1 mol de metano reacciona con dos moles de oxigeno 3. Calculamos el número de moles de reactivos que se consumirían si cada reactivo se consumiese en su totalidad: 0,125 moles de metano reaccionarían con 0,125x2 moles de oxigeno = 0,25 moles de oxigeno 0,3125 moles de oxigeno reaccionaría con 0,3125/2 moles de metano = 0,15625 moles de metano Entonces: 4. El reactivo limitante es el metano y podremos obtener como máximo 0.125 moles de dióxido de carbono (relación 1 mol de metano 1 mol de dióxido) y 0.25 moles de agua (relación 1mol de metano dos de agua). Además, sobraran 0,0625 moles de oxigeno (0,3125 moles iniciales menos 0,25 moles que reaccionaron).
  • 5. 2. ¿Cuántos gramos de pueden preparase a partir de 85,5 g de y 17,3 g de ? SOLUCIÓN La reacción ajustada es: Convertimos en moles las masas de cada uno de los reactivos: El reactivo limitante será el que antes se agote. Necesitamos el triple de moles de hidrógeno que de nitrógeno. Para que reaccione todo el nitrógeno serían necesarios (3,05·3 = 9,15) moles de hidrógeno. Como disponemos sólo de 8,6 moles de hidrógeno, será el reactivo limitante. Ahora basta con aplicar la estequiometría de la reacción: Calculamos la masa de amoniaco: Porcentaje de Rendimiento:
  • 6. La cantidad de producto que se obtiene en una ecuación química generalmente es menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas. El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas (algunos de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor es insuficiente, productos que forman nuevamente los reactivos). El porcentaje de rendimiento o eficiencia se establece remplazando o despejando los datos de la siguiente fórmula: % Rendimiento = (producción real/ producción teórica) x 100% 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). 2 H2S + SO2 ---------> 3S + 2H2O 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) Sb4 + 6 Cl2 --------> 4 SbCl3 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
  • 7. 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). 2g Cl2 * (1 mol de Cl2/70,9g. de Cl2) * (4 mol de SbCl3/6 mol de Cl2) * (228,18g de SbCl3/1 mol de SbCl3) = 4,29g de SbCl3 4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100. (3,65/4,29) x 100 = 85,08% 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
  • 8. 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. 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
  • 9. 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: Pantallazo 1:
  • 11. Pantallazo 4: Desarrollo de la actividad: Pantallazo 5:
  • 12. Pantallazo 6: Conclusion: Esta temática tiene poco grado de dificultad y si es entendida desde el principio se lograran obtener satisfactorios resultados.