estequiometria 2

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4.3	 Reactivo Limitante y Reactivo(s) en Exceso
En las reacciones con más de un reactante, por lo general se coloca un reactante en menor proporción que el otro. Por ejemplo en la reacción de combustión, el combustible se quema en un gran exceso de oxígeno para que su combustión sea completa. Es normal, entonces que cuando el reactivo en menor proporción se agote, quede aún una parte del otro sin reaccionar. En ese momento la reacción se detiene. En el ejemplo el reactivo que se agota es el combustible, ese es el reactivo limitante, mientras que el oxígeno es el reactivo en exceso.
El reactivo que se encuentra en menor proporción respecto a la estequiometria de la reacción se conoce como reactivo limitante y al que sobra como reactivo en exceso.
	
H4. Reconoce el reactivo limitante y reactivo en exceso.
Ejercicio resuelto 6: 
Para la síntesis del agua a partir de hidrogeno gaseoso y oxigeno gaseoso. Se puso a reaccionar 200 g de hidrógeno (H2) con 100g de oxígeno (O2). Se pide determinar el reactivo limitante (RL), reactivo en exceso (RE) y la masa de agua que se produce (en gramos). 
Solución: 
(Estrategia Coloca reacción química balanceada y escribe las relaciones cuantitativas. Asume que uno de los reactivos se consume totalmente, luego calcula cuánto del otro reactivo necesitas. Compara la cantidad que requieres (calculada) con la cantidad que dispones (enunciado). Determina con cuidado el RL y RE. Es importante el Reactivo limitante para hallar la cantidad de producto.
	Plantee la ecuación química balanceada
	2 H2 (g) + 1 O2(g) 2 H2O(l)
	Determine las relaciones estequiométricas en moles y en masa
	· Indicamos la relación en moles y en masa (g)
	2 H2 (g)
	+
	1 O2(g)
	
	2 H2O(l)
	2 mol
	
	1 mol
	
	2 mol
	4g
	
	32g
	
	36g
	Determine cuál de los reactivos es el limitante (R.L.) y cuál es el que está en exceso.
	Estrategia para determinar el reactivo limitante
· “Asumimos” que uno de los reactivos se consume totalmente, luego calculamos cuánto del otro reactivo necesitamos para que este reaccione totalmente. Por ejemplo:
· Tomamos los 200 g de hidrógeno (H2) del dato
· Determinamos cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione totalmente los 200 g de hidrógeno
 x g de O2 = 200 g de H2 x 32g de O2 = 1600 g de O2
 4 g de H2
 La cantidad de O2 que se requiere es 1600 g 
· Comparamos la cantidad de O2 que se requiere con la cantidad con que se cuenta (de acuerdo con el enunciado del problema):
 Se requiere se tiene 
 1600 g 100 g => faltará O2 para que se complete
 la reacción. Por lo tanto:
· Reactivo Limitante (RL): O2 el O2 es el RL porque se agotó
Reactivo en exceso (RE): H2 el H2 es el RE porque sobró
	¿Cuántos gramos de agua se producen?
	Con la cantidad de R.L. se hacen los cálculos de los productos (el R.L. es dato para todos los cálculos).
Xg de H2O = 100g de O2 x 36g de H2O = 112,5 g de H2O
 32g de O2
	¡Ahora tú sólo! 
De acuerdo con la reacción presentada a continuación, al hacer reaccionar cobre con ácido sulfúrico se produce un gas, una sal y agua.
2 H2SO4 (ac) + Cu(s) → SO2(g) + CuSO4(ac) + 2 H2O(l)
Si se hacen reaccionar 0,5 moles de cobre y 2 moles de H2SO4, responde las siguientes preguntas indicando el procedimiento. 
Datos: Masas molares (g/mol): H2SO4 = 98; Cu = 63,5; SO2 = 64; CuSO4 = 159,5; H2O = 18
a) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso?
b) ¿Qué cantidad de reactivo en exceso no reaccionó? Indica tu respuesta en gramos.
c) Calcula el número de moles de SO2 que se desprenden.
d) Determina e indica la masa, en g, de CuSO4 que se forma.
 
	
	4.4	 Rendimiento porcentual de una reacción
Muchas reacciones no se efectúan en forma completa, es decir los reactivos no se convierten completamente en productos. El término rendimiento indica la cantidad de producto que se obtiene experimentalmente en una reacción química. Se calcula de la siguiente manera:
 
 Rendimiento Porcentual = Rendimiento Real x 100
 Rendimiento teórico 
 
· Rendimiento real: es la cantidad que se obtiene realmente.
· Rendimiento Teórico: es cantidad que teóricamente debería obtenerse. 
	
H5. Calcula rendimiento de la reacción
Ejercicio resuelto 6: 
El cobre es un metal muy usado en la industria por sus diferentes propiedades, entre ellos su buena conductividad eléctrica. Una forma de obtención de cobre es a partir del sulfuro de cobre (I):
Cu2S(s) + O2 (g) → 2Cu (s) + SO2 (g)
Si utilizamos 5000 kg de Cu2S con suficiente oxígeno y se obtuvo 3,6 t de cobre (Cu) ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
Solución: 
(Estrategia Para resolver el ejercicio asegúrese de balancear la ecuación, luego escriba la relación cuantitativa correcta. La relación estequiométrica también se puede dar en kilomoles. Indicamos la relación en kmol y en (kg). Halle la cantidad de productos. Identifique el rendimiento real y el teórico. Finalmente halle rendimiento porcentual con la formula) . 
 Cu2S(s) + O2 (g) 2Cu (s) + SO2 (g)¿A cuánto equivalente una kmol? ¿ por qué se escribe en kg?
 1 kmol 1 kmol 2 kmol 1 kmol 
 159 Kg 32 kg 127 kg 64 kg 
 5000 kg Cu2S x 127kg Cu x 1 t = 3,99 t Cu
 159kg Cu2S 1000 kg
Rendimiento porcentual = 3,60 t Cu x 100 = 90,2 %
 3,99 t Cu
	¡Ahora tú sólo! 
El dicloruro de diazufre (S2Cℓ2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que las moléculas del caucho se separen cuando este se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una atmósfera con cloro: S8 (s) + 4 Cℓ2(g) → 4 S2Cℓ2(l)
Cuando se calientan 4,06 g de S8 con suficiente cantidad de cloro se obtiene 7,40 g de S2Cl2, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
1 mol 4 mol 4 mol
256g 283.6 g 540g
 
4.06g S8 x 540 g S2Cℓ2 = 8.56 g S2Cℓ2
 256g S8
RP: 7,40 g de S2Cl2 x 100 = 86.45 %
 8.56 g
	
ENTENDIENDO REACTIVO LIMITANTE, EXCESO y PRODUCTOS 
EJERCICIO: en la reacción de metano (CH4) con el oxígeno (O2) se obtiene los productos de dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), se ponen a reaccionar 3 moles de metano con 7 moles de oxígeno. Se debe determinar el RL, RE y los productos.
1 CH4 + 2 O2 1 CO2 + 2 H2O
1 mol CH4 2 mol O2 1 mol CO2 2 mol H2O
Hallando RL y RE
El oxígeno (O2) es el reactivo en exceso, porque se requiere 6 moles de oxígeno para reaccionar y se tiene 7 moles de O2 al inicio, entonces se utilizan 6 moles O2 para la reacción quedando al final 1 mol de O2 sin reaccionar. 
El reactivo limitante es el metano (CH4) las 3 moles se consumen completamente en la reacción.
Hallando los Productos
Al final de la reacción se obtiene 3 moles de CO2 y 6 moles H2O
Conclusión: 
Al reaccionar 3 moles de metano con 7 moles de oxígeno, finalmente se puede concluir que se consume todo el metano, queda 1 mol de O2 sin reaccionar y se producen 3 moles de CO2 y 6 moles H2O 
USANDO EL APLICATIVO En el aplicativo https://media.pearsoncmg.com/bc/bc_0media_chem/chem_sim/html5/stoich/Stoich.php. Se elige la reacción química de metano (CH4) y oxigeno (O2) cuyos productos son dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), debe balancearse y verificarse que salgan los check (√)
En este ejemplo se elegirá la opción de moles, se colocan las cantidades iniciales 3 moles de metano con 7 moles de oxígeno. 
Luego, se colocan la cantidad de reactivosconsumidos, es decir el metano consume totalmente las 3 moles CH4 (-3.00) y el oxígeno consume sólo 6 moles O2 (-6.00). Como los reactantes se van consumiendo se coloca el signo negativo porque van desapareciendo. Inmediatamente los reactantes se van consumiendo los productos se van formando por eso estos van con signos positivos. Se producen 3 moles CO2 (+3.00) y 6 moles H2O (+6.00). En el aplicativo se observa
Al final, la reacción el metano se consumió totalmente, no queda nada de metano (0,00); queda 1 mol de oxígeno sin reaccionar (el exceso) y se han formado 3 moles de CO2 y 6 moles H2O.
NOTA: Para tu trabajo de wiki lee atentamente las indicaciones descritas en ella.
 EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE
H1:	Representa una reacción química mediante ecuaciones químicas correctamente balanceadas.
1. Al reaccionar una solución acuosa de nitrato de plomo (II) con una solución acuosa de yoduro de potasio, se observa la aparición de un sólido amarillo de yoduro de plomo (II) junto con una solución acuosa de nitrato de potasio. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa este cambio químico? 
· Pb(NO3)2 (l) + 2 KI (l)  PbI2 (s)  + 2 KNO3 (l) 
· Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac)  PbI2(ac) + 2 KNO3 (s) 
· Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac)  PbI2(ac) + 2 KNO3 (ac) 
· Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac)  PbI2(s)  + 2 KNO3 (ac)
· Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac)  PbI2(s) + 2 KNO3 (s)
2. Representa los siguientes cambios mediante ecuaciones químicas balanceadas. No olvides colocar los estados de agregación a cada sustancia.
· El nitrato de plata, un sólido de color blanco se descompone a altas temperaturas y forma plata metálica, oxígeno gaseoso y dióxido de nitrógeno gaseoso:
	
· El sodio metálico reacciona violentamente con el agua generando una solución de hidróxido de sodio y gas hidrógeno.
	
· Una solución de ácido nítrico se neutraliza con otra solución de hidróxido de magnesio formando agua y una solución acuosa de nitrato de magnesio. 
	
H2: Identifica el tipo de reacción química (adición, descomposición, desplazamiento simple, desplazamiento doble, combustión, oxido reducción) 
3. Completa y balancea las reacciones si se sabe que estos son los productos: 
LiNO3(ac) +SnCℓ2 (s) //NH3 (g) // NaCℓ (s)+ O2 (g) // CO2(g) + H2O(g) // CaCO3 (ac) +H2(g)// KCℓ(ac) + H2O(l)
	Tipo de Reacción
	
	Ecuación
	
	Descripción
	1
	Descomposición
	a
	C5H8(g) +7O2(g) 
	I
	Se produce un intercambio de elementos entre dos reactantes para formar productos nuevos.
	2
	Síntesis
	b
	Sn(NO3)2(ac)+ LiCℓ (ac) → 
	II
	Un reactante en presencia de O2 arde produciendo CO2 y agua
	3
	Desplazamiento simple
	c
	HCℓ (ac) + KOH ac) → 
	III
	Un reactante se descompone formando dos o más productos. Puede ocurrir por calentamiento.
	4
	Doble desplazamiento
	d
	2 NaCℓO3(s) 
	IV
	Un ácido reacciona con un hidróxido para formar una sal y agua
	5
	Combustión
	e
	Ca(s) + H2CO3(ac) → 
	V
	Dos o más sustancias se combinan para formar una nueva sustancia
	6
	Neutralización
	F
	H2(g) + N2(g) 
	VI
	Un elemento sustituye a otro elemento que forma parte de un compuesto
Respuesta
	1
	
	
	
	2
	
	
	
	3
	
	
	
	4
	
	
	 
	5
	
	
	
	6
	
	
4. Sobre las clases de reacciones químicas, indica verdadero (V) o falso (F). De ser falso indica el tipo de reacción correcta:
( ) Adición 		 : 
( ) Simple desplazamiento : 
( ) Descomposición 	 : 
( ) Combustión 	 : 
5. Al poner en contacto una solución de nitrato de plata con una solución de cloruro de potasio se produce una reacción de doble desplazamiento. Escriba la ecuación química balanceada de la reacción descrita.
	 	
H3: Interpreta la información contenida en una ecuación química balanceada y establece relaciones estequiométricas entre reactivos y productos.
6. Para la siguiente reacción química de descomposición
KCℓO3(s) KCℓ (s) + O2 (g)
 Responda las siguientes preguntas.
Datos: Masas molares (g/mol): K = 39; O = 16; Cℓ = 35,5
a) ¿Cuántas moles de KCℓO3 se debe usar para producir 30 moles de oxígeno? 
	
b) ¿Cuántos gramos de KCℓ se producen a partir de 320 g de KClO3? 
	
c) ¿Cuántos gramos de KCℓse obtuvo si se formó 60 moles de O2? 
	
d) Si se usó 20 moles de KCℓO3 ¿cuántos gramos de oxígeno se producirá?
	
7. El gas trióxido de azufre se descompone en gas dióxido de azufre y oxígeno al ser sometido a calentamiento.
a) Plantee la ecuación de descomposición del trióxido de azufre.
	
Para la reacción de descomposición del trióxido de azufre se le pide que responda las siguientes preguntas: 
b) ¿Cuántas moles de trióxido de azufre se necesita para producir 5 moles de oxígeno?
	
c) ¿Cuántas toneladas O2 se obtendrán si se usó 750 kg trióxido de azufre?
	
d) ¿Cuántas moles de dióxido de azufre se obtuvo si se produjeron 300 g de O2?
	
H4: 	Reconoce el reactivo limitante y el reactivo en exceso
8. La base sobre la que se construye un circuito integrado es una oblea hecha de silicio (Si). Este elemento químico es obtenido a partir de la siguiente reacción: 
 SiCℓ4(g) + H2(g) Si(s) + HCℓ (g)
Para la reacción de 650 g de SiCl4 y 16 g de H2.
Dato: Masa molar g/mol: SiCℓ4= 170; H2= 2¸ Si= 28; HCℓ= 36,5
a) Identifique el reactivo limitante y el reactivo en exceso.
	
b) ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?
	
c) ¿Qué cantidad (en gramos) de los productos se obtienen?
	
9. El polvo de ferrita cuyo componente principal es el óxido férrico (Fe2O3) se usa en la fabricación de cables electrónicos para minimizar las interferencias electromagnéticas. A 400°C, al reaccionar con el hidrógeno se produce otro óxido, Fe3O4, que se suele usar como micronutriente en fertilizantes, agregado en el hormigón de alta densidad, tóner en electro-fotografía, y como pigmento en pinturas. La reacción para obtención de este último óxido es:400 °C
Fe2O3(s) + H2(g) Fe3O4(s) + H2O(g)
Si se puso a reaccionar 1,2 kg de Fe2O3 y 0,1 kg de H2 se pide que determine: 
Dato: Masa molar g/mol: Fe2O3= 160; H2= 2; Fe3O4 = 232; H2O= 18
a) ¿Qué masa, en kg, de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?
	
b) ¿Qué masa, en kg, de Fe3O4 y de H2O se obtienen al final del proceso?
	
H5: Calcula el rendimiento porcentual de una reacción
10. El SiO2 es utilizado como materia prima para obtener silicio de grado electrónico (para el uso en chips y circuitos integrados). En este proceso el SiO2 reacciona con carbono (C) a una temperatura de 2000 °C según la siguiente reacción: 
SiO2(s) + C(s) Si(s) + CO2(g)
Determina el rendimiento porcentual de la reacción si se obtuvo 300 kg de Silicio a partir de 1,1 t de SiO2
	
11. Un método utilizado para reducir emisiones de cloruro de hidrógeno es la oxidación directa del HCl con el oxígeno usando un catalizador y a elevada temperatura: 
HCl(g) + O2(g) → Cl2(g) + H2O(g)
Si se obtienen 80 kg de Cl2, calcula la masa de HCl (en kg) que se utilizaron en el proceso sabiendo que reaccionó con suficiente O2. Considera que el rendimiento porcentual de la reacción fue 70 %.
	
CASO 6
	Espacio para pegar el caso proporcionado en clase
	
 EJERCICIOS PARA REFORZAR 
1. Representa los eventos químicos que se muestran a continuación en forma de ecuaciones químicas balanceadas. Debes recordar colocar los estados de agregación de cada sustancia.
a) El dióxido de azufre gaseoso reacciona con el agua, produciendo una solución de ácido sulfuroso.
b) Una solución de ácido nítrico se neutraliza con otra solución de hidróxido de aluminio, formando una sal disuelta más agua. La coloración rosada de la fenolftaleína indica el fin de la reacción.
c) Al agregar cinc metálico a unasolución acuosa de sulfato de cobre (II), se obtiene cobre metálico y sulfato de cinc.
2. Balancea las siguientes ecuaciones y escribe los coeficientes estequiométricos para cada sustancia química. Asimismo, indica el tipo de reacción.
a) C(s) + Fe2O3(s) → Fe(s) + CO(g)
b) H2SO4(ac) + NaOH(ac) → H2O(l) + Na2SO4(ac)
c) Aℓ2(CO3)3(s) → Al2O3(s) + CO2(g)
3. Si se mezcla una solución acuosa de cromato de potasio (K2CrO4) con una solución acuosa de cloruro de plomo (II) (PbCℓ2) se produce una reacción de desplazamiento doble. Los productos de esta reacción química serán: 
	a) PbCℓ2 y K2CrO4
	b) Pb y KCℓ
	c) PbCrO4 y H2O
	d) PbCrO4 y KCℓ
4. El propano, C3H8, reacciona con el oxígeno mediante una reacción de combustión. Respecto a este evento, responde las siguientes preguntas:
a) Calcula la masa de propano y oxígeno necesaria para obtener 110 g de dióxido de carbono. Expresa tu respuesta en gramos.
b) Si se desea combustionar 2,58 moles de C3H8, ¿cuántos gramos de oxígeno se requieren?
Rpta. b) 36,67 g C3H8 y 133,33 g O2; c) 412,8 g O2
5. Al hacer reaccionar cobre con ácido sulfúrico concentrado se produce la siguiente reacción:
2 H2SO4(ac) + Cu(s) → SO2(g) + CuSO4(ac) + 2H2O(l)
Si se hacen reaccionar 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, responde las siguientes preguntas indicando el procedimiento.
a) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso? ¿Qué cantidad de reactivo en exceso no reaccionó? Indica tu respuesta en gramos.
b) Calcula y señala el número de moles de SO2 que se desprenden. Determina e indica la masa, en g, de CuSO4 que se forma.
Datos: Masas molares (g/mol): H2SO4 = 98; Cu = 63,5; SO2 = 64; CuSO4 = 159,5; H2O = 18
Rpta. a) R.exceso: ácido sulfúrico; 107,4 g H2SO4 ; b) 0,47 mol SO2 ; 75,35g CuSO4
6. El sólido blanco MgO reacciona con el H2O líquida para formar una solución acuosa de Mg(OH)2 mediante una reacción de adición: MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2 (ac)
a) Si se hace reaccionar 10 g de MgO con 0,3 mol de H2O, ¿cuántos gramos de Mg(OH)2 se producirán?
b) Por accidente, se añadieron 0,2 moles adicionales de MgO al recipiente donde ocurrió la reacción. ¿Se seguirán produciendo la misma cantidad de Mg(OH)2?
c) Para la premisa dada en (b), ¿cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?
Datos:Masas molares (g/mol): H2O = 18; MgO = 40; Mg(OH)2 = 58
Rpta. a) 14,5 g Mg(OH)2 ; c) 6 g 
	¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación, te sugerimos bibliografía complementaria 
Bibliografía
· BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F.: Pearson Educación. (540 BROW 2014)
· CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F.: McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F)
· WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F.: McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015
MA465 QUÍMICA
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