Unidad 4_reacciones químicas

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 1
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 4
Tema: Reacciones químicas y 
estequiometría
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Reacciones químicas: 
Estequiometría 
Significado del término “estequiometría” 
“estequio” => parte
 “metría” => medida
La estequiometría de reacciones químicas es el 
estudio de los aspectos cuantitativos de las 
reacciones.
En otras palabras, si se sabe cuáles son las 
especies que intervienen en una reacción, la 
estequiometría de la reacción responde cuánto 
de esas especies participan de la reacción. 
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Es sabido que una ecuación química 
(reacción química balanceada) contiene 
gran cantidad de información cuantitativa 
(moles o masa) relacionada con las 
especies químicas (átomos, moléculas, 
unidades fórmula, iones) que participan 
en la reacción. 
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 4
El estudio de la estequiometría de las 
reacciones nos permitirá responder a 
situaciones o preguntas como las que se dan en 
los ejemplos que siguen:
Un químico que sintetiza un nuevo material 
plástico:
 ¿Cuánto producto se puede obtener a partir de 
la cantidad de materia prima de que se dispone?
Un ingeniero químico que estudia el empuje de 
un motor en un cohete espacial:
¿Qué cantidad de gases de escape producirá la 
mezcla combustible que utilice?
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Un químico ambiental:
¿Qué cantidad de contaminantes van a salir al 
ambiente cuando se queme cierta muestra de 
carbón?
Un investigador en área de salud:
Desea dosificar una droga experimental 
midiendo las cantidades metabólicas de sus 
productos.
etc.
Es posible predecir cualquiera de estas 
cantidades de sustancias examinando en forma 
cuantitativa la(s) reacción(es) química(s) donde 
ellas participan. 
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En el estudio de la estequiometría es 
fundamental utilizar correctamente:
fórmulas químicas 
concepto de mol
masa molar, masa fórmula
relación masa  mol  n° 
partículas
 
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Necesitamos trabajar con ECUACIÓN QUÍMICA.
Ejemplo:
C3H8(g) + 5 O 2(g) = 3 CO 2(g) + 4 H2O(g)
Revisar siempre que esté balanceada en materia 
(átomos) y en carga.
Los números que preceden a cada especie se 
denominan COEFICIENTES 
ESTEQUIOMÉTRICOS.
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 Mientras no se especifique otra cosa, la reacción 
se 
 supondrá COMPLETA ( => que ocurre 100%)
 
Interpretación cuantitativa de la ecuación 
anterior:
1 mol de C 3H8(g) reac. completamente con 5 moles 
de O 2(g) 
para producir:
3 moles de CO2(g) y 4 moles de H2O(g) 
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Problema 1.
 Considere la reacción de combustión de 
propano: 
 C3H8(g) + 5 O 2(g) = 3 CO 2(g) + 4 
H2O(g)
Si se forman 10 moles de H 2O
a) ¿Cuántos moles de propano se consumen?
b) ¿Cuántos moles de O 2 se consumen?
c) ¿Cuántos moles de CO 2 se producen? 
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Problema 2.
 Considere la reacción anterior y responda: 
a) ¿Qué masa de agua se produce si se 
consumen 500 g de propano?
b) ¿Cuántas moléculas de O 2 
reaccionaron?
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Problema 3.
 Durante su vida, en promedio, un norteamericano usa 
794 kg de cobre en monedas, plomería y cables. 
 El cobre se obtiene de minerales sulfurados tales 
como sulfuro de cobre(I), mediante procesos de varias 
etapas. Después de una etapa inicial de molienda, el 
mineral se tuesta (se calienta fuertemente con oxígeno) 
para formar un óxido de cobre(I) en polvo y dióxido de 
azufre gaseoso.
a) ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para tostar 
10 moles 
 de sulfuro de cobre (I)?
b) ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se forman al 
tostar 10 
 moles de sulfuro de cobre (I)?
c)¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 2,86 
kg de 
 óxido de cobre(I)? 
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Esquema del proceso descrito en Problema 
3.
Mineral
 
 
 sulfuro de cobre(I)
 Reactor de tostación 
 Cu 2O
mineral
 Cu2O(s) + SO 2(g)
Mineral(s) + O 2(g) 
 Cu 2S 
Molienda
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Reacción Problema 3
 Cu2S(s) + O 2(g) = Cu 2O(s) + SO 2(g)
Ecuación (balanceada):
 Cu2S(s) + 3/2 O 2(g) = Cu 2O(s) + 
SO2(g)
 
o
2 Cu 2S(s) + 3 O 2(g) = 2 Cu 2O(s) + 2 
SO2(g)
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M(g/mol): 
 159,16 32 143,09 64,07
2 Cu 2S(s) + 3 O 2(g) = 2 Cu 2O(s) + 2 
SO2(g)
a) 
x = 15 moles de O 2
b) 
x = 640,7 g SO 2
2
2
2
2
O molesx 
SCu moles 10
O moles 3
SCu moles 2 =
2
2
2
2
SO gx 
SCu moles 10
SO g 64,072
SCu moles 2 =
×
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M(g/mol): 
 159,16 32 143,09 64,07
 2 Cu 2S(s) + 3 O 2(g) = 2 Cu 2O(s) + 2 
SO2(g)
c) ¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para 
formar 2,86 kg de óxido de cobre(I)? 
 
 X = 0,959 kg de O 2
 
OCu kg 2,86
O kgx 
OCu kg 0,143092
O kg 0,032 3
OCu moles 2
O moles 3
2
2
2
2
2
2 =
×
×⇒
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Problema 4.
Para obtener cobre a partir del mineral 
mencionado en el problema 3, el óxido de 
cobre(I) obtenido se hace reaccionar con 
carbono. Esta reacción produce cobre y 
monóxido de carbono. Escriba la ecuación de 
la reacción y calcule los kg de cobre que se 
obtienen por cada tonelada de SO 2 que se 
produce en la etapa de tostación. 
 
 
 CO(g)
 
 Cu2O + C Cu
 
Reacción: Cu 2O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + 
CO(g) 
Cu
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1 ton SO 2 = 10 6 g SO 2 => 10 6 g / 64,07 
g/mol
 => 15.608 
moles de SO 2
La reacción de tostación produce SO 2 y 
Cu2O en relación 1:1 en moles; por lo 
tanto cuando se produce 1 ton de SO 2 se 
han producido también 15.608 moles de 
Cu2O.
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M(g/mol)
 143,09 12,01 63,546 28,01
 Cu2O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + 
CO(g)
 
 Cada mol de Cu 2O produce 2 moles de Cu 
=>
 los moles de Cu = 2 x 15608 = 31.216
 masa de Cu = 31.216 moles x 63,546 g/mol
 = 1,983652 x 10 6 g 
 = 1,984 ton
Respuesta: Por cada tonelada de SO 2 se 
produce 1,984 toneladas de cobre.
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En los problemas recién trabajados se 
han hecho cálculos estequiométricos 
basados en uno de los reactantes y 
suponiendo que de los otros reactantes 
había siempre cantidad suficiente para 
que el reactante elegido reaccionara 
completamente.
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El caso más general de cálculo estequiométrico 
se presenta cuado las cantidades disponibles de 
todos los reactantes están dadas.
Se pueden dar dos situaciones según que las 
cantidades dadas de los reactantes 
 1) estén en la proporción estequiométrica
 2) no estén en la proporción estequiométrica
(Proporción estequimétrica es la que establece 
la reacción a través de los coeficientes 
estequimétricos).
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Situación 1)
Si las cantidades que se disponen para 
cada uno de los reactantes están en la 
proporción estequiométrica , los 
cálculos se pueden hacer en base a 
cualquiera de los reactantes. Esto 
debido a que los otros reactantes van 
a estar justo en la cantidad que exige 
la estequiometría de la reacción.
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Ejemplo.
Considere la reacción: 2 A + 3 B = C +2 
D
¿Cuántos moles de C se forman si se hacen 
reaccionar 0,50 moles de A con 0,75 moles de 
B?
Cantidades disponibles: 0,50 moles de A 
 
 
 0,75 moles de B
Proporción estequiométrica: 
Proporción disponible dada: 
0,67
3
2
B moles
 Amoles ==
0,67
0,75
0,50
B moles
 Amoles ==
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Cálculo de los moles de C producidos:
1) usando la cantidad dada de A =>
 moles de C producidos = ½ moles de A 
reaccionados
 moles de C producidos = ½ x 0,50 = 0,25 
moles
2) usando la cantidad dada de B =>
moles de C producidos = 1/3 x moles de B 
reaccionados
 moles de C producidos = 1/3 x 0,75 = 0,25 
moles
 Se verifica que la respuesta es independiente
 del reactante usado para el cálculo.
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Situación 2)
 Si las cantidades que se disponen para 
cada uno de los reactantes NO ESTÁN 
en la proporción estequiométrica , 
significa que uno de los reactantes se 
agotará mientras aún quede cantidad 
de los otros. En estos casos los 
cálculos deben hacerse en base al 
reactante que se agota. Este reactante 
se denomina REACTIVO 
LIMITANTE, puesto que él pone 
límite a la ocurrencia de la reacción.
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Ejemplo.
Dada la reacción A + 2 B = 2C, si se 
dispone de 1 mol de A y 1 mol de B, 
¿cuántos moles de C se forman?
Estequiometría => moles A : moles B = 
1:2 = 0,5
Cantidades dadas => moles A : moles B = 
1:1= 1
Luego se concluye que las cantidades 
dadas de los reactantes no están en 
proporción estequiométrica , y en 
consecuencia hay R. L. 
 
( reactivo limitante)
 ¿Cuál es el R. L. en este ejemplo?
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Encontrando el R. L. para el ejemplo 
anterior:
 A + 2 B = 2C
Moles disponibles 1 1
La reacción establece que 1 mol de A 
necesita 2 moles de B para consumirse 
completamente. Pero como sólo hay 1 
mol de B, el reactante A no 
reaccionará todo ya que B se agotará 
antes. El reactante A está en exceso y 
por lo tanto el reactivo B es el 
limitante.
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Otro razonamiento es :
Para que 1 mol de B reaccione 
completa-mente necesita sólo 0,5 mol 
de A. Hay más moles de A que los 
necesarios, por lo tanto reaccionará 1 
mol de B y sólo 0,5 mol de A. Se 
agota B => B es el R. L. 
El reactante A está en exceso.
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Otros ejemplos (didácticos). 
Ejemplo 1.
Para construir una mesa se necesitan 4 patas y una 
cubierta.
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 
 
“ecuación”: 4 P + C M 
 
 
¿Cuántas mesas se pueden construir si se 
dispone de 12 patas y de cuatro cubiertas? 
 
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 4 P + C = M
Dados: 12 4 ¿cuántas mesas?
 dado 12 4
Coef. est eq. 4 1
 “ 3 4
 R. L.
La razón entre: cantidad dada y coef. esteq . equivale a 
agrupar cada especie en el número de ellas que interviene 
en la reacción.
Las patas en grupos de 4 y las cubiertas en grupos de 1. 
Así la razón más pequeña que resulte corresponde a la 
especie limitante.
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 
 
 
 
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Siendo las patas el R. L. El número de mesas 
que se obtienen son 3:
 4 patas 1 mesa
 12 patas x mesas
 x = 3 mesas
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Ejemplo 3.
El que se muestra en la figura 3.9, pág.113, 
Silberberg, 2a. Ed.
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Problema 5.
Considere la reacción de oxidación 
del sulfuro de cobre(I) descrita 
anteriormente y calcule los moles de 
Cu2O que se producen si se dispone 
de:
a) 0,8 mol de Cu 2S y 1,2 mol de O 2
b) 15 moles de Cu 2S y 15 moles de O 2
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Reacción:
 2Cu2S(s) + 3O 2(g) = 2Cu 2O (s) 
+2SO2(g)
a)
Moles disp 0,8 1,2
Moles disp 0,8 1,2
Coef. Esteq. 2 3
Razón “ 0,4 0,4
No hay R. L., los moles de Cu 2O producidos son 
0,8 
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Reacción:
 2Cu2S(s) + 3O 2(g) = 2Cu 2O (s) 
+2SO2(g)
b)
Moles disp 15 15
Moles disp 15 15
Coef. Esteq. 2 3
Razón “ 7,5 5
El O2 es el R. L. Los moles de Cu 2O 
producidos son 2/3 de los moles de O 2 = 2/3 
x 15 = 10 moles 
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Problema 6
Una mezcla de hidrazina (N2H4 ) y tetróxido de 
dinitrógeno, ambos en estado líquido, fue usada 
como combustible en los primeros tiempos de la 
cohetería. 
Al entrar en contacto los componentes de la 
mezcla, ésta enciende formando nitrógeno y vapor 
de agua. 
¿Cuántos gramos de nitrógeno se forman cuando 
se mezclan exactamente 100 g de hidrazina con 
200 g de tetróxido de dinitrógeno?
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M(g/mol)
 32,05 92,01 28,01 18,02
 2 N2H4(l) + N2O4(l) = 3 N 2(g) + 4 
H2O(g)
Disp en g 100 200
Disp en moles 100 200 
 32,05 92,01
Disp en moles 3,12 2,17
Moles 3,12 2,17 Este 
cálculo sólo
Coef esteq 2 1 para 
determinar
Razón “ 1,56 2,17 el R. 
L.
 
 R. L.
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En base al R. L. se calculan las cantidades de 
productos formados y/o de los otros reactantes 
consumidas.
¿Cuántos g de N2 se forman?
 moles de R. 
L.
x = 4,68 moles de N2
Masa N2 = moles N 2 x M de N2= 4,68mol x 
28,01g/mol
 = 131,09 g
x
HN moles 12,3
N moles 3
HN moles 2 42
2
42 =
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Problema 7
 Use la información dada en el 
siguiente esquema de reacción y 
determine los valores (todos en moles) 
de las incógnitas x, y, z , t , u, v, w, en el 
caso que B sea R. L.
 A + 3 B = 2 C 
+ 2 D
moles iniciales) x y 0 
 0,1
moles consumidos) 0,3 z t 
 u
moles finales) 0,1 v 
 w
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 A + 3 B = 2 C + 
2 D
moles iniciales) x y 0 
0,1
moles consumidos) 0,3 z - + t 
 u
moles finales) 0,1 v 
 w
Balance para A: 
 Moles iniciales – moles consumidos = moles 
finales
 x - 0,3moles = 0,1moles => x = 0,4 
moles de A
Si moles de A consum. = 0,3 => 
 moles de B consum. = z = 0,9 
moles
Balance para B: => moles finales de B = 0 (es 
R. L.)
por lo tanto: moles iniciales de B = y = 0,9 
moles
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 A + 3 B = 2 C + 
2 D
moles iniciales) x = 0,4 y = 0,9 0 
 0,1
moles cons. | prod.) 0,3 z=0,9 - + t 
 u
moles finales) 0,1 v 
w
 Moles de C producidos = moles de D 
producidos , luego:
 => t = u = 2 ( moles de A consum.) = 0,6 
moles 
 => t = 0,6 moles C
 u = 0,6 moles D 
 Moles finales de C= 0 + t = v = 0,6 moles
 Moles finales de D = 0,1 + u = w = 0,7 moles
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Problema 8
Para determinar el % en masa de hierro en una 
muestra de mineral se usa la siguiente reacción 
 redox en medio ácido:
Fe(s) + MnO 4-(ac) = Fe 2+(ac) + Mn 2+
(ac) 
Con este propósito se disuelve, en medio 
ácido, una muestra de 0,2952 g del mineral y 
se la titula con solución acuosa que contiene 
0,016 moles de KMnO4 por litro de solución. 
En la titulación se consume (se gastan) 19,7 
mL de la solución de permanganato de potasio .
¿Cuál es el contenido de hierro del mineral 
expresado en % en masa?
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¿Qué significa titular una muestra? 
Significa ponerle título. Y el título se refiere a 
indicar su composición o su concentración.
En el problema enunciado, la titulación de la 
muestra del mineral de hierro tiene por objetivo 
llegar a conocer la composición de ella (el 
contenido de hierro que tiene).
¿Cómo se procede para hacer una titulación?
En la gran mayoría de los casos una muestra se 
titula haciéndola reaccionar con una solución de 
un reactante de concentración conocida, que se 
va agregando en forma controlada a la muestra. 
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Materiales para realizar una titulación.
pinza
Soporte 
universal
bureta
matraz
Erlenmeye
r
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El reactante que se agrega reacciona con la 
especie (en la muestra) cuya concentración o 
composición se desea determinar de acuerdo a 
una reacción conocida. 
La muestra (disuelta) se contiene en matraz 
Erlenmeyer.
La solución del reactante se agrega 
(lentamente) desde una bureta. 
La solución que se agrega se denomina 
titulante.
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El volumen total de reactante que se agregue 
debe contener la cantidad estequiométrica 
exacta que exige la reacción para que TODA la 
especie de la muestra reaccione .
Para saber cuando se ha agregado la cantidad 
cantidad estequiométrica requerida se utilizan: 
- sustacias indicadoras
 - métodos instrumentales
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Equipo de titulación
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Titulando …
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… volviendo al Problema 8 …
En el problema enunciado, la muestra se titula 
con solución de KMnO 4. La solución de 
KMnO4 es en este caso el titulante y ella 
aporta en ion MnO 4- que va a reaccionar con el 
Fe contenido en la muestra, de acuerdo a la 
reacción:
5 Fe + 2 MnO 4- + 16 H+ = 5 Fe 2+ + 2 Mn 2+ + 
8 H2O
En la titulación de Fe con MnO 4- se debe 
cumplir que:
 
2
5
MnO de moles
Fe moles
-
4
=
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Los moles de MnO 4- usados en la titulación 
son los contenidos en 19,7 mL de la solución 
0,016 M de KMnO 4.
=> moles MnO 4- = 0,016 mol/L x 0,0197 
L
 moles MnO 4- = 3,152x10 -4
Reemplazando en 
Moles de Fe = 5/2 x 3,152x10 -4 = 7,88x10 -4 
moles
2
5
MnO de moles
Fe moles
-
4
=
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Luego los moles de Fe contenidos en la 
muestra titulada son 7,88x10 -4 moles y 
corresponden a:
 g de Fe = moles Fe x Mfe
 g de Fe = 7,88x10 -4 moles x 55,847 
g/mol
 g Fe = 0,0440 g
 
Finalmente:
 % masa de Fe en el mineral = 14,9 
% 
100
mineral g 0,2952
Fe g 0,0440
Fe de masa % ×=
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Rendimiento de la reacciones.
Cuando un químico hace una reacción en 
el laboratorio, pocas veces usa 
cantidades exactamente estequiométricas 
de los reactantes. Por lo general trabaja 
con exceso de un reactante , esperando 
en esta forma convertir completamente 
en productos el otro reactante (R. L.). 
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Por ejemplo en la reacción entre benceno y 
ácido nítrico:
C6H6(l) + HNO3(l) = C 6H5NO2(l) + H2O(l)
Suponiendo que se desea formar 1 mol de 
nitrobenceno, C 6H5NO2 , partiendo de 1 mol de 
benceno, en principio podría emplearse 1 mol 
de HNO3 . En la práctica, si se desea convertir 
lo más posible del benceno en nitrobenceno, lo 
más aconsejable es usar exceso de HNO 3. 
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Se esperaría de esta forma que, siendo el 
benceno el RL, él hubiese reaccionado todo, 1 
mol, y por lo tanto, de acuerdo a la ecuación, 
se hubiera formado 1 mol de nitrobenceno.
Se define rendimiento teórico a la cantidad 
máxima de alguno de los productos que puede 
obtenerse en una reacción. Este rendimiento 
se calcula suponiendo que el RL reacciona 
completamente.
En el ejemplo dado, el rendimiento teórico de 
nitrobenceno sería 1 mol.
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Sin embargo, los experimentos muestran que la 
cantidad de nitrobenceno formado es inferior a 1 
mol.
Por ejemplo, puede ser 0,8 mol; 0,92 mol; 0,47 
mol; etc.
Hay muchas razones para esto, por ejemplo:
 - la reacción puede no llegar a completarse 
quedando
 cantidades importantes de reactantes sin 
consumirse
 (equilibrio químico),
 - posibilidad que ocurran reacciones 
secundarias, …
Y, aunque en la realidad se obtuviera una cantidad 
muy cercana al rendimiento teórico, al separar el 
producto de interés del resto del sistema, siempre 
se pierde algo. 
UdeC/FCQ/P.R
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En la práctica, el rendimiento real de algún 
producto de una reacción es inferior al 
teórico.
Los resultados experimentales indican que las 
reacciones químicas no ocurren 100%. 
En otras palabras, aún usando exceso de los 
otros reactantes, el R. L. no se consume 
completamente.
 Se define % de rendimiento de una 
reacción:
 
100×=
teórico orendimient
real orendimient
 orendimient %
UdeC/FCQ/P.R
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Problema 9
A temperatura ambiente el óxido férrico se 
puede convertir en hierro al reaccionar con 
aluminio. Si se mezclan para reaccionar 1 kg 
de aluminio y 1 kg de óxido férrico, calcule:
a) El rendimiento teórico de Fe(s)
b) El % de rendimiento de la reacción si se 
obtienen 
 500 g de hierro. 
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Reacción:
M (g/mol) 159,69 26,98 55,85
 Fe 2O3(s) + 2 Al(s) = 2 Fe(s) + 
Al2O3(s)
g) 1000 g 1000 g
Moles) 6,26 37,06
Razón) 6,26 18,53
 RL
Moles de Fe(s) teóricos producidos = 2 x moles 
de RL
 = 
12,52 moles Fe(s)
Masa de Fe(s) teórica producida = 12,52 x 
55,85 
 = 699,24 
g Fe
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Respuestas:
a) Rendimiento teórico de Fe(s) = 699,24 g
b) % rendimiento de reacción:
 
100
teórico orendimient
real orendimient
 orendimient % ×=
71,5%100
Fe(s) g 699,24
Fe(s) g 500
 orendimient % =×=
UdeC/FCQ/P.R
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El rendimiento de reacción = 71,5 % 
significa que la reacción sólo se 
completa en 71,5 %.
También se expresa diciendo que la 
conversión de la reacción es 71,5 %
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Problema 10
El proceso industrial para la obtención de 
carbonato de sodio, que se denomina Proceso 
Solvay, se desarrolla de manera que la 
reacción total es:
CaCO3(s) + 2 NaCl(ac) = Na 2CO3(s) + 
CaCl 2(ac)
Calcule la masa de Na 2CO3 que se obtiene si 
se hace reaccionar 1 tonelada de cada 
reactante si la reacción tiene 58% de 
rendimiento.
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Problema 11 
Se pide a un estudiante preparar 0,250 mol de un 
compuesto puro D mediante la secuencia de 
reacciones:
1) 2A = B + C
2) 3B = 2 D
en las cuales A, B y C son otros compuestos.
Los rendimientos de las reacciones 1) y 2) son 76% 
y 63%, respectivamente. 
También se le pide al estudiante que purifique el 
producto deseado (D), recristalizándolo desde una 
solución acuosa. En este proceso de 
recristalización se pierde 19% del producto.
¿Con cuántos moles de A debecomenzar?
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