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QUÍMICA INORGÁNICA
ESTEQUIOMETRÍA Y REACTIVO LIMITANTE
MARCO TEÓRICO
ESTEQUIOMETRÍA
En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:
«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».
REACTIVO LIMITANTE
REACTIVO LIMITANTE
El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determinada, da a conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración específica o limitante.
Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre el reactivo y producto, se obtiene de la ecuación balanceada.
Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.
La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción.
El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo.
Rendimiento real
Se conoce como rendimiento real a la cantidad de sustancia que se obtiene de una reacción.
Rendimiento teórico
El rendimiento teórico es la cantidad de producto que se produce según lo indicado por los reactivos.
Rendimiento porcentual
El rendimiento porcentual es la división del rendimiento real entre el teórico multiplicada por 100.
Porcentaje de pureza
Es el porcentaje de compuesto puro en una muestra impura. En una ecuación previamente balanceada los coeficientes indican cuántos átomos de cada elemento hay tanto en reactivos como en productos, de aquí se obtiene la relación molar. Con uso de lo anterior se emplea la estequiometría para que a partir de los moles de una sustancia conocida se obtengan los de una desconocida.
Usualmente se piensa que se utilizan cantidades exactas en las reacciones químicas, pero no es así, en ocasiones necesitamos agregar un exceso de algunos reactivos para que reaccionen.
Rendimiento teórico
Es la cantidad de producto que resulta si todo el reactivo limitante se consume. El rendimiento teórico siempre será mayor o igual al rendimiento real, debido a que: puede ser que no todos los productos reaccionen, que no se llegue al producto deseado y porque no se puede recuperar la muestra al 100%.
La cantidad que relaciona el rendimiento real con el teórico se denomina rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento y se calcula de la siguiente manera:
Metodología experimental
PARTE 1
 
1. 	Pesamos en la balanza una cantidad equivalente a 1.5 gramos de caliza (CO3Ca) puro.
2. 	En una probeta, medimos un volumen de HCl (35 % en peso y densidad 1.19 gr/ml) de 15 ml.
3. 	Mezclamos el carbonato con el HCl, teniendo lugar una reacción muy rápida, desapareciendo todo el carbonato de calcio, quedando el HCl en exceso, y obteniéndose como productos de reacción los siguientes:
 
CaCO3 + 2HCl --à CaCl2 + CO2 + H2O
Ejemplo práctico: 
Con los datos anteriores, si queremos calcular el volumen de CO2 desprendido experimentalmente, previamente debemos observar el nivel del agua en la probeta invertida; a continuación, una vez realizada la reacción química, observaremos que el nivel del agua ascendió en la probeta. El incremento de volumen del agua corresponderá al volumen de CO2 desprendido.
- CON LOS DATOS OBTENIDOS CALCULAR EL VOLUMEN DE CO2 DESPRENDIDO Y COMPARAR CON EL VOLUMEN TEÓRICO.
Teóricamente, el volumen de CO2 lo obtendremos en base a los siguientes cálculos:
Como las condiciones de presión y temperatura del laboratorio son aproximadamente de 1,1 atmósferas y 283 ºK, calcularemos el volumen del gas utilizando la ecuación de los gases ideales.
Cuando estas leyes (Ley de Boyle, Ley de Avogadro, Ley de los cambios triples y la Ley de Charles) se combinan en una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación general de los gases ideales:
P V = n R T
 Donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante universal de los gases ideales, que tiene el mismo valor para todas las sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las unidades en las que se trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. 
Entonces:
PV = nRT
 	V = nRT / P = 0.03 x 0.082 x 283 /1,1 = 0.63 litros = 630 ml
 
Los resultados experimental y teórico presentan una variación debido fundamentalmente a las aproximaciones que hemos tomado en cuanto a los valores de las variables.
- DETERMINE CUÁL ES EL REACTIVO LIMITANTE.
100 gr CaCO3 72.8 gr HCl 
1.5 gr CaCO3 X=1.0992 gr 
m= (0.15 ml) (1.19gr/ml)
m= 17.85 gr HCl
100 gr CaCO3 72.8 gr HCl 
X= 24.51 gr CaCO3 17.85 gr HCl 
Rendimiento teórico:
100 gr CO3Ca 44 gr CO2 
1.5 gr CO3Ca X=0.66 gr CO2
V= = 0.554621848 ml
V= .000554621 Lts
OBSERVACIONES: 
· Este experimento pudimos notar que se realizó de una manera satisfactoria, pero el único problema que encontramos fue que la campana estaba apagada cuando hicimos reaccionar el HCl con CO3Ca, esto provocó que el CO2 que se produjo de la reacción no se disipara rápido. Lo cual resultaba peligroso para los alumnos que laboramos cerca de la campana de extracción. 
· Debido a que la reacción se llevó a cabo de manera exitosa, pudimos observar que el gas desprendido por la reacción efectivamente subió hacia la probeta invertida y así el agua dentro de ella se desplazó. Observando el volumen inicial de la probeta y el volumen final con el que finalizó se puede calcular el gasto teórico y real de la reacción. 
· El método utilizado es muy fácil de armar y de observar. Se utiliza este método por medio de una manguera que transporta el gas desprendido de la reacción hacia la probeta invertida que está sellada por el agua del vaso de precipitado, lo que permite que el gas se quede dentro de la probeta y no se escape, al momento de ingresar el gas se desplazará el agua y dejará ver cuanto volumen ocupa éste, lo que da la posibilidad de conocer el volumen real de la reacción y compararla con el volumen teórico calculado estequiométricamente. Cualquier otro método sería difícil de observar y de mantener el gas sellado, por lo que este método utilizado es muy eficaz y sencillo de realizar. 
PARTE 2
Procedimiento
Montaje
a) Se llenó el recipiente de plástico con agua hasta las tres cuartas partes de su capacidad, aproximadamente.
b) Se llenó la probeta con agua hasta el ras y se invirtió para sumergirla en el recipiente.
c) Se insertó el extremo de la manguera de hule a la probeta invertida. 
d) Se pulverizó en el mortero 1,5 g de acetato de sodio, 0.75g de NaOH y 0.75g de óxido de calcio e se introdujeron los reactivos a un tubo de ensayo.
Si el reactivo de acetato de sodio utilizadoen el laboratorio se encontraba trihidratado, por lo que se tuvo que hacer una corrección en el pesaje, siendo 2.48g en lugar de 1.5g.
e) Se tapó el tubo de ensayo con el tapón de hule con manguera.
f) Se calentaron los reactivos con el mechero hasta que fundieron y empezaron a efervescer.
g) Determinar el volumen que se recolectó en la probeta y compararlo con el valor teórico.
CH3-COONa + (NaOH + CaO) --------calor-------->CH4+ Na2CO3
 
 RESULTADOS
La reacción obtenida del experimento fue la siguiente:
 CH3-COONa + (NaOH + CaO) --------calor-------->CH4+ Na2CO3
Para conocer el reactivo limitante, es necesario saber la proporción de moléculas de reactivos y productos, en este caso sería 1:1 y por lo tanto se deben realizar las operaciones para conocer la cantidad de producto obtenidos. Para ello se llevan a cabo los siguientes cálculos:
Donde n: número de moles, m: masa y PM: peso molecular.
 = .0091429 moles de C2H3NaO2
 = 0.009375 moles de NaOH 
Después de calcular los moles de cada reactivo, se debe obtener los gramos de producto según su proporción:
 = 0.9681 g Na2CO3
= 0.1466 g de CH4
= 0.9928 g de Na2CO3
=0.15375g de CH4
Por lo que podemos deducir que el reactivo limitante es el acetato de sodio y el reactivo en exceso es el hidróxido de sodio.
OBSERVACIONES: 
· Debido a que el material que nos fue proporcionado no fue bueno y de mala calidad se nos fue imposible realizar satisfactoriamente el experimento, por lo que deducimos que el problema fue la manguera que era más gruesa y corta por lo que impedía que el gas metano subiera por la manguera. 
· En el caso particular de nuestro equipo, la reacción se dió de manera exitosa y vigorosa, sin embargo, debido a la falta de material que contará con las condiciones óptimas, el gas producido por la reacción se vió en la situación de no poder subir a la probeta invertida para poder hacer el cálculo del gasto volumétrico teórico y real.
CONCLUSIÓN
 En toda reacción química se cumple la ley de la conservación de la materia ya que tanto en los reactivos como en los productos existe la misma cantidad de masa. Existirá también un reactivo limitante que será el reactivo que se agote primero al llevarse a cabo la reacción.
Con los experimentos llevados a cabo se puede comprender que no siempre se usan las cantidades exactas de reactivo obtener algún producto; a veces es necesario hacer que uno esté en exceso para obtener la mayor cantidad posible de éste. Con esto, la estequiometría es una herramienta fundamental, pues nos ayuda a calcular valores de la reacción conociendo tan sólo el número de moles y el peso molecular de reactivos y productos. La estequiometría nos ayuda a predecir cantidades y evitar el desperdicio de uno de los componentes de la reacción.
Con esta práctica también se comprobó que no siempre se puede obtener un 100% de producto y siempre suele haber pérdidas de materia de alguna forma. Es muy importante tratar de ser precisos para obtener resultados confiables, pues esto es uno de los pilares de la ciencia. 
 
 
 
 
QUÍMICA INORGÁNICA
 
 
ESTEQUIOMETRÍA Y REACTIVO LIMITANTE
 
 
 
 
MARCO TEÓRICO
 
ESTEQUIOMETRÍA
 
En
 
química
, la estequiometría (del 
griego
 
στοιχειον
, 
stoicheion
, 'el
emento' y 
μετρον
, 
mιtrσn
, 'medida') es el cαlculo de las relaciones cuantitativas entre los 
reactivos
 
y 
productos en el transcurso de una 
reacción química
.
1
 
Estas relaciones se pueden 
deducir
 
a partir de la 
teoría atómica
, aunque históricamente se enunciaron sin hacer 
referencia a la composición de la materia, según distintas 
leyes y principios
.
 
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue 
Jeremias Benjamin 
Richter
 
(1762
-
1807), en 1792, quien describió la e
stequiometría de la siguiente 
manera:
 
«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de 
masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».
 
REACTIVO LIMITANTE
 
REACTIVO LIMITANTE
 
El reactivo
 
limitante es el reactivo que en una 
reacción química
 
determinada, da a 
conocer o 
limita
, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración 
específica o limitante.
 
Cuando una ecuación está balanceada, la 
estequiometría
 
se emplea pa
ra saber los 
moles
 
de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un 
reactivo. La relación de moles entre el reactivo y producto, se obtiene de la ec
uación 
balanceada.
 
 
 
 
 
QUÍMICA INORGÁNICA 
 
ESTEQUIOMETRÍA Y REACTIVO LIMITANTE 
 
 
 
MARCO TEÓRICO 
ESTEQUIOMETRÍA 
En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, 
métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y 
productos en el transcurso de una reacción química.
1
 Estas relaciones se pueden 
deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer 
referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios. 
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin 
Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente 
manera: 
«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de 
masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)». 
REACTIVO LIMITANTE 
REACTIVO LIMITANTE 
El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determinada, da a 
conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración 
específica o limitante. 
Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometría se emplea para saber los 
moles de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un 
reactivo. La relación de moles entre el reactivo y producto, se obtiene de la ecuación 
balanceada.