REACTIVOLIMITANTE Y EN EXCESO

1) Haces reaccionar 21,3 g de nitrato de plata con 33,5 g de cloruro de aluminio para preparar cloruro de plata y nitrato de aluminio. ¿Cuál es el reactivo limitante?

Masas atómicas relativas: N = 14 ; O = 16 ; Al = 27 ; Cl = 35,5; Ag = 107,9

Escribe la ecuación química ajustada: 3AgNO3 + AlCl3 Al(NO3)3 + 3AgCl

Calcula la cantidad de AgNO3 y de AlCl3, previo cálculo de las masas molares: M(AgNO3) = 169,9 g/mol ; M(AlCl3) = 133,5 g/mol

n(AgNO3) = 21,3 g de AgNO3 1 mol de AgNO3∙ / 169,9 g de AgNO3 = 0,125 mol de AgNO3

n(AlCl3) = 33,5 g de AlCl3 1 mol de AlCl3∙ / 133,5 g de AlCl3 = 0,25 mol de AlCl3

La proporción estequiométrica indica que:

3 mol de AgNO3 / 1 mol de AlCl3 = 0,125 mol de AgNO3 / n(AlCl3)

n(AlCl3) = 0,041 mol de AlCl3Como 0,041 < 0,25 , el reactivo limitante es el AgNO3, que se consume totalmente, mientras que está en exceso el cloruro de aluminio.

¿Qué masa de reactivo excedente queda sin reaccionar?

La cantidad de reactivo excedente que queda sin reaccionar es: 0,25 - 0,04 = 0,21 mol de AlCl3

m(AlCl3) = 0,21 mol 133,5 g/mol = 28 g de AlCl3∙

¿Qué masa de cloruro de plata obtendrás?

Para calcular el cloruro de plata debes utilizar el reactivo limitante:

1) El butano (C4H10) se utiliza como combustible, tanto para cocinar como para tener calefacción y agua caliente. El C4H10 se combina con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua.

Si haces reaccionar 23 g de butano con 96 g de dioxígeno, ¿qué masa de CO2 se desprenderá?

Escribe la ecuación química ajustada: 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2OCalcula las masas molares de C4H10 y de O2:

M(C4H10) = 58 g/mol ; M(O2) = 32 g/molLas cantidades de sustancia iniciales son:

n(C4H10) = 23 g de C4H10 1 mol de C4H10∙ / 58 g de C4H10 = 0,4 mol de C4H10

n(O2) = 96 g de O2 1 mol de O2∙ / 32 g de O2 = 3 mol de O2

La proporción estequiométrica indica que:

2 mol de C4H10 / 13 mol de O2 = 0,4 mol de C4H10 / n(O2)

n(O2) = 2,6 mol de O2

2,6 < 3 , por lo que el reactivo limitante es el C4H10

Para calcular la masa de CO2 debes partir de la masa del reactivo limitante, el C4H10:

En general, cuando se produce una reacción química se obtienen menores cantidades de producto de las que cabria esperar teóricamente por la estequiometria de la reacción.Los motivos son diversos, como pueden ser:La reacción se produce en condiciones inadecuadas.Se pierde algo de la sustancia al manipularla.Existen reacciones alternativas o secundarias que dan lugar a productos no deseados.Además, hay muchos casos en los que la conversión de reactivos en productos no es total por razones energéticas, independientemente de que se den las circunstancias anteriores.

Se define el rendimiento de una reacción química como:

Ahora vas a tener en cuenta el rendimiento en una reacción concreta.

Un método usado para reducir emisiones de cloruro de hidrógeno, que fue utilizado para obtener cloro antes de los procesos electrolíticos, es la oxidación directa del HCl con el oxígeno, con el empleo de un catalizador y a alta temperatura.

La ecuación química ajustada del proceso es:

4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O

Partiendo de 27 g de HCl y con suficiente dioxígeno, ¿cuál es la masa de Cl2 que obtendrás si el rendimiento de la reacción es del 36 % ? Masas atómicas relativas: H = 1 ; O = 16 ; Cl = 35,5.

La secuencia de operaciones incluirá un factor que tenga en cuenta el rendimiento de la reacción:

PROBLEMA RESUELTO

El amoniaco se obtiene mediante el proceso de Haber-Bosch, por reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno. Calcula la masa de amoniaco que se obtiene a partir de una mezcla de 140 g de dinitrógeno y 26 g de dihidrógeno, sabiendo que el rendimiento de la reacción, en las condiciones que se produce, es del 25 %.

Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14

Escribe la ecuación química ajustada: N2 + 3 H2 → 2 NH3Calcula las masas molares de los reactivos y producto: M(N2) = 28 g/mol ; M(H2) = 2 g/mol ; M(NH3) = 17 g/mol

Las cantidades de sustancia iniciales son:

n(N2) = 140 g de N2 · 1 mol de N2 / 28 g de N2 = 5 mol de N2

n(H2) = 26 g de H2 · 1 mol de H2 / 2 g de H2 = 13 mol de H2

La proporción estequiométrica indica que: 1 mol de N2 / 3 mol de H2 = 5 mol de N2 / n(H2)

n(H2) = 15 mol de H2

15 > 13 y el reactivo limitante es el H2Para calcular la masa de NH3 debes partir de la masa del reactivo limitante, el H2.

Cuántos gramos de cobre se necesitan para obtener 100 gramos de sulfato de cobre si el rendimiento de la reacción es del 65 %?

Cu + 2 H2SO4 ----------------- CuSO4 + SO2 + 2 H2O

Por cada 63,5 g de cobre se obtienen 159,5 g de sulfato de cobre. Si se tiene en cuenta el rendimiento:

Cantidad obtenida = 159,5 g x 0,65 = 103.7 g (a partir de 63,5 g de cobre)

Si se plantea la proporción:

63,5 g cobre x 100 g de sulfato de cobre / 103,7 g de sulfato de cobre = 61,23 g de cobre

Soluciones según estado físico

Soluciones según propiedades químicas

Balancear la reacción química siguiente:

Zn + NaNO3 + NaOH → Na2ZnO2 + NH3 + H2O

Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones. Los elementos libres tienen carga cero.

Zn0 + Na1+ + (NO3)1- + Na1+ + (OH)1- → Na1+ + (ZnO2)2- + NH3 + H2O

Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.

Zn0 + Na1+ + (NO3)1- + Na1+ + (OH)1- → Na1+ + (ZnO2)2- + NH3 + H2O

Las especies que permanecen son las que toman parte en el proceso redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse que aparece el ion (OH)1-, lo que indica que el proceso ocurre en medio básico.

Zn0 + (NO3)1- + (OH)1- → (ZnO2)2- + NH3 + H2O

Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:

Zn0 → (ZnO2)2-

(NO3)1- → [NH3]0

Paso 4. Balance de masa:

Balancear átomos diferentes de oxígeno e hidrógeno. En ambas semirreacciones están balanceados.

Balancear los átomos de oxígeno con moléculas de agua. Se cuentan los átomos de oxígeno y se agregan, en igual número, moléculas de agua del otro lado de la reacción o reacciones:

2H2O + Zn0 → (ZnO2)2-

(NO3)1- → [NH3]0 + 3H2O

Los átomos de hidrógeno por facilidad, se ajustan con iones H+ como si fuera una reacción que se verifica en medio ácido:

2H2O + Zn0 → (ZnO2)2- + 4H+

9H+ + (NO3)1- → [NH3]0 + 3H2O

Para compensar los iones H+, se adicionan igual número de iones (OH)- en ambos lados de las semirreacciones y formar moléculas de agua, los iones (OH)- sobrantes, corresponden al medio básico de la reacción:

Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes.

Se agregan electrones (e-) para igualar las cargas iónicas:

Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De nuevo, el número de electrones perdios y ganados en el proceso redox debe ser el mismo.Por tanto, las semirreacciones se multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.

Al sumar y simplificar las semirreacciones:

Ecuación iónica completa:

Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH → 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH → 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

a) Bi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O

b) Cl2 + KOH → KClO3 + KCl + H2O