Reactivo
limitante, rendimiento
Introducción
En
este blog hablaremos de cada una de las formulas y su proceso, incluyendo su
definición de cada una de ellas. Para no perder más tiempo hare un breve
resumen de ello El reactivo que se consume primero en una reacción, recibe el
nombre de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se
puede formar depende de la cantidad de este reactivo que hay inicialmente.
Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto.
Los
reactivos en exceso son los reactivos que se encuentran presentes en mayor
cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo
limitante.
OBJETIVOS
1.
Aprender
las formulas
2.
Identificar
los reactivos
3.
Aprender
sus definiciones
4.
Repasar
lo visto en clase
Marco teórico
Porcentaje de rendimiento
Se cree equivocadamente que las reacciones
progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el
reactivo limitante.
La cantidad real obtenida del producto,
dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama
rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si
todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el
nombre de rendimiento teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se
le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que
siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción ≦
rendimiento teórico
Razones de este hecho:
• es posible que no todos los productos
reaccionen
• es posible que haya reacciones laterales que
no lleven al producto deseado
• la recuperación del 100% de la muestra es
prácticamente imposible
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la
reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de
rendimiento y se define así:
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).
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 5.05 g. ¿Cuál es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121.8, Cl = 35.45)
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).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida
por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(4,29/5,05) x 100 = 84,9%
Algunos conceptos
Reactivo limitante
Es aquel reactivo concreto de entre los que
participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de
producto que puede formarse en la reacción.
Proporción de reacción
Cantidades relativas de reactivos y productos
que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles,
milimoles o masas.
Rendimiento real
Cantidad de producto puro que se obtiene en
realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.
Rendimiento teórico
Cantidad máxima de un producto específico que
se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo
que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una
sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento.
Rendimiento porcentual
Rendimiento real multiplicado por 100 y
dividido por el rendimiento teórico.
Porcentaje de pureza
El porcentaje de un compuesto o elemento específico
en una muestra impura.
Modificaciones alotrópicas (alótropos)
Formas diferentes del mismo elemento en el
mismo estado físico.
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS:
Las ecuaciones químicas expresan las relaciones
cuantitativas existentes entre las sustancias que intervienen en la reacción, y
permiten calcular la cantidad de cualquiera de ellas en moles, masa o volumen a
través de la ecuación de estado en las condiciones que correspondan.
En primer lugar definiremos algunos conceptos
necesarios para la resolución de problemas y luego veremos un ejemplo de
calculo.
* Pureza: generalmente los reactivos sólidos
suelen presentar otras sustancias extrañas (impurezas) que no intervienen en la
reacción química. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en
la masa total. Por ejemplo: 60.00 g de cobre con pureza del 80% significa que
48 g de cobre (80% de 60.00g) corresponden a cobre puro, siendo el resto
impurezas inertes.
* Reactivo limitante: se denomina así al
reactivo que limita la reacción química por encontrarse estequiométricamente en
menor proporción entre dos o más reactivos. A partir de éste deben calcularse
todos los productos formados.
* Reactivo en exceso: es el reactivo que se
encuentra estequiométricamente en mayor cantidad a la necesaria (determinada
por el limitante) y por ende, presenta una masa en exceso. Dicha masa resulta
de restar la cantidad de reactivo agregado y la cantidad necesaria.
* Rendimiento de la reacción: generalmente, las
reacciones quimicas no presentan una eficiencia del 100 % debido a condiciones
inadecuadas de presion y temperatura o a perdidas de productos por arrastre en
aquellas reacciones que involucran gases. El rendimiento se expresa como
porcentaje con respecto a uno o todos los productos y se calcula haciendo el
cociente entre la masa obtenida y la masa que debería obtenerse, multiplicado
por 100:
R= ( masa obtenida / masa teórica ) x 100
Veamos un ejemplo de aplicación:
Problema: se hacen reaccionar 50.00g de Cu (90%
de pureza) con 400.00ml de una solución 6 M de ácido nítrico a 50ºC y 3
atmósferas, con un rendimiento del 95 % respecto de Cu(NO3)2. Calcular:
a] Reactivo limitante y reactivo en exceso
b] Masa de reactivo en exceso.
c] Masa de nitrato(V) de cobre (II) obtenida.
d] Volumen de dióxido de nitrógeno obtenido.
e] Moles y moléculas de agua obtenidos.
1º]- Debe plantearse la ecuación química e
igualarla según lo indicado anteriormente.
Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2
H2O
2º]- Se coloca debajo de la ecuación, las
relaciones estequiométricas de masa y moles obtenidas a partir de los pesos
atómicos y moleculares tomando en cuenta los coeficientes de igualación.
También se colocan las masas o moles dados por el problema:
Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2
H2O
Relac.esteq.
63.54g 252.00g 187.54g 92.00g 36.00g
1 mol 4 moles 1 mol 2 moles 2 moles
Datos e 50.00g 400 ml 95% masa? Vol.? moles?
Incógnitas (90%) sc. 6M molec.?
Resolución:
a] Reactivo limitante y reactivo en exceso:
masa de Cu agregada: 100% ----------> 50.00
g
90% -----------> x = 45.00 g de Cu puro
moles deHNO3 agregados: 1000 ml ----------->
6 moles
400.00ml ---------> x = 2.4 moles de HNO3
masa de Cu que reacciona: Si 4 moles HNO3
---------> 63.54 g Cu
2.4 " " --------> x = 38.12 g Cu
(necesarios)
Se necesitan 38.12 g de Cu para reaccionar con
los 400.00 ml de ácido, pero agregamos 45.00 g de Cu, por lo tanto el cobre
esta en exceso y, en consecuencia, el HNO3 es el reactivo limitante.
b] Masa de reactivo en exceso:
masa de Cu exceso = 45.00 g Cu - 38.12 g Cu =
6.88 g Cu exceso.
c] Masa de Cu(NO3)2 obtenida:
Si 4 moles HNO3 ---------> 187.54 g Cu(NO3)2
2.4 " " ---------> x= 112.52 g
Cu(NO3)2(sin considerar rendim.)
Considerando el rendimiento del 95% se obtiene
el 95% del valor calculado anteriormente, es decir:
100% ----------> 112.52 g Cu(NO3)2
95% -----------> x = 106.89 g Cu(NO3)2
d] Volumen de NO2 obtenido:
Si 4 moles de HNO3 -----------> 2 moles de
NO2
2.4 " " " ----------> x = 1.2
moles de NO2
De la ecuación General de Estado de Gases
Ideales: (debemos trabajar con esta ecuación ya que el NO2 es un gas)
P
. V = n . R . T => V = n . R . T / P =>
V = (1.2 mol x 0.082 l atm / mol K x 323.15 K )
/ 3 atm = 10.60 litros.
e] Moles y moléculas de H2O:
Si 4 moles de HNO3 -------------> 2 moles de
H2O
2.4 " " " -------------> x =
1.2 moles de H2O
Si 1 mol H2O -------------> 6.02 x 10 23
moléculas (NA )
1.2 " " ------------> X= 7.22 x
1023 moléculas de H2O
Observación: en la resolución del problema, para
calcular los productos se trabaja siempre con el reactivo limitante.
http://www.donboscobaires.com.ar/acad/sec/quimica/04/4q-modulo3calculos-estequiometricos.doc
Reactivo limitante (o límite ). Cuando ocurre
una reacción, los reactivos probablemente no se encuentran en la relación
estequiométrica exacta ( la cual es siempre constante ) sino que puede haber
exceso de uno o más de ellos. En tal caso, habrá un reactivo que se consumirá
en su totalidad y será el que va a limitar la reacción. Dicho reactivo, llamado
reactivo limitante (o límite ), será el punto de referencia para todos los
cálculos relacionados con la ecuación. Así por ejemplo, si se ponen en contacto
11 g de C3H8 con 48 g de O2 , se pueden hacer las siguientes consideraciones:
Según la ecuación (4), debe intervenir de O2 en
la reacción, 5 veces el número de moles de C3H8 disponibles. Luego:
Moles de O2 que reaccionan = 5( 0.25) = 1.25
Se nota entonces que hay un exceso de O2. Por
tanto, en este ejemplo el C3H8 es el reactivo límite.
Rendimiento porcentual de una reacción.
Siguiendo el ejemplo anterior, pueden calcularse las moles producidas de cada
producto.
1. Si la reacción es 100% completa. El cálculo
debe tener como referencia el reactivo límitante.
Moles de CO2 producidas:
Moles de H2O producidas:
Los cálculos anteriores son teóricos. sin
embargo, en la realidad una reacción produce menos cantidad de productos que lo
teóricamente esperado. Es necesario entonces hablar de un porcentaje de
rendimiento de la reacción, que obviamente será menor al 100%, si en nuestro
ejemplo se produjeran realmente 0.60 moles de CO2, entonces el rendimiento
porcentual sería:
Método de variación continua. (Método de Job).
Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación
estequiométrica exacta en la que se combinan los reactivos de una reacción. La
base del método consiste en realizar reacciones sucesivas con ambos reactivos,
empleando cantidades diferentes de cada uno de ellos, manteniendo constante el
volumen total. Puede entonces medirse una propiedad del sistema que esté
relacionada con la masa que interviene de reactivo en cada caso, por ejemplo,
el peso del precipitado formado. Si la reacción se efectúa en una serie de
tubos del mismo diámetro, puede medirse la altura del precipitado formado.
Si la reacción no produce precipitado, puede
medirse otra propiedad, por ejemplo, el calor liberado, etc.
Actividad – pantallazos
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