Unidad IV Estequiometría

7/18/2019 Unidad IV Estequiometría

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Universidad Andrés Bello

Facultad de Ciencias Exactas

Departamento de Ciencias Químicas

María de los ángeles Aravena Castro

Otoño 2015

Química

Unidad IV:

Estequiometría



Número de Avogadro y masa molar de un elemento

Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de

los elementos.

En cualquier situación real, se manejan muestras macroscópicas que contienen

una enorme cantidad de átomos. Por consiguiente, conviene tener una unidad

especial para referirse a una gran cantidad de átomos. Los químicos miden a

los átomos y a las moléculas en moles.

En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades

elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay

exactamente en 12 g del isótopo de carbono – 12.

Este número se denomina número de Avogadro (N A), en honor del científico

italiano Amedeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es

N A = 6,0221415·1023

1 mol de Sustancia = 6,02210 átomos o moléculas



Esta cantidad de carbono-12 es su masa molar (ℳ) y se define como la masa

(en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de

una sustancia.

1 mol de atomos de C − 12 = 12 g de C − 12 = 6,02210atomos de C − 12

La masa molar del carbono-12 (en gramos) es numéricamente igual a su masa

atómica expresada en uma.

Si conocemos la masa atómica de un elemento, también conocemos su masa

molar.

En los cálculos, las unidades de masa molar son g/mol o kg/mol.



Masa Molar

Se puede calcular la masa de las moléculas si conocemos las masas atómicas

de los átomos que las forman.

La masa molecular (algunas veces denominada peso molecular) es la suma de

las masas atómicas (en uma) en una molécula.

En general, necesitamos multiplicar la masa atómica de cada elemento por el

número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los

resultados.

Por ejemplo, la masa molecular del H2O es:

2(masa atómica del H) + masa atómica del O

o bien:

2(1,008 uma) + 16,00 uma = 18,02 uma



A partir de la masa molecular se determina la masa molar de una molécula o un

compuesto.

La masa molar de un compuesto (la masa de un mol de compuesto en gramos)

es numéricamente igual a su masa molecular (la masa de una molécula en

uma).

Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18.02 uma, por lo que su masamolar es 18,02 g.

Observe que 1 mol de agua pesa 18,02 g y contiene 6,022·1023 moléculas deH2O.



Calcule la masa molar de cada una de las siguientes sustancias:

a. Li2CO3

b. CS2

c. CHCl3d. C6H8O6

e. Mg3N2

Ejemplo

a. ℳ= 2ℳ + ℳ + 3ℳ = 73,89 g/mol

b. ℳ= ℳ + 2ℳ = 76,15 g/mol

c. ℳ

= ℳ + ℳ + 3ℳ = 119,4 g/mol

d. ℳ= 6ℳ + 8ℳ + 6ℳ = 176,1 g/mol

e. ℳ= 3ℳ + 2ℳ = 100,9 g/mol

Masas molares (g/mol):

H: 1,008

Li: 6,941

C: 12,01

N: 14,01

O: 16,00

Mg: 24,31

S: 32,07

Cl: 35,45



• El helio (He) es un gas valioso utilizado en la industria, en investigaciones en

las que se requiere baja temperatura, en los tanques para buceo profundo y

para inflar globos. ¿Cuántos moles de átomos de He hay en 6,46 g de He?

• El azufre (S) es un elemento no metálico que está presente en el carbón.

Cuando el carbón se quema, el azufre se convierte en dióxido de azufre y

finalmente en ácido sulfúrico que da origen al fenómeno de la lluvia ácida.

¿Cuántos átomos hay en 16,3 g de S (masa molar del azufre 32,07 g)?

Ejemplo

1 mol He = 4,003 g He

6,46 g He ·1 mol He

4,003 g He

= 1,61 mol He

Gramos de S → moles de S → átomos de S

16,3 g S ·1 mol S

32,07 g S·

6,022 · 10átomos S

1 mol S= 3,06 · 10 átomos de S



¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25,6 g de urea [(NH2)2CO]

que se utiliza como fertilizante, como alimento para animales y en la

elaboración de polímeros? La masa molar de la urea es 60,06 g

Ejemplo

gramos de urea → moles de urea → moles de H → átomos de H

25,6 g (NH)CO ·1 mol (NH)CO

60,06 g (NH)CO

·4 mol H

1 mol (NH)CO

·6,022 · 10átomos de H

1 mol H

= 1,03 · 10 átomos de H

1 mol (NH)CO = 60,06 g (NH)CO



Ejercicios de Práctica

1. Calcule la masa molar de un compuesto si 0,372 moles de él tienen una

masa de 152 g.

2. Calcule el número de átomos de C, H y O en 1,50 g del azúcar glucosa

(C6H12O6).

3. Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretadas por las

hembras de muchas especies de insectos con el fin de atraer a los machos

para aparearse. Una feromona tiene la fórmula molecular C19H38O.

Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto

hembra es de alrededor de 1,0·10 –12 g. ¿Cuántas moléculas hay en esta

cantidad?

4. La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el

número de átomos de N, C, O e H en 1,68·104 g de urea.



Composición porcentual de los compuestos

A partir de la fórmula es posible calcular el porcentaje con que contribuye cada

elemento a la masa total del compuesto.

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada

elemento presente en un compuesto.

Donde n es el número de moles del elemento contenidos en 1 mol del

compuesto.

La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elementocontenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y

multiplicando por 100%.

Composicion Porcentual =n · Masa molar del elemento

Masa molar del compuesto· 100%



El ácido fosfórico (H3PO4) es un líquido incoloro y viscoso que se utiliza en

detergentes, fertilizantes, dentífricos y en bebidas gaseosas para “resaltar” el

sabor. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este

compuesto.

Ejemplo

• Masa molar del H3PO4 es 97,99 g/mol

• Masa molares en g/mol:

H: 1,008

O: 16,00P: 30,97

• Masa molar del H3PO4: 3ℳH + ℳP + 4 ℳO

% H =3 1,008 H

97,99 HPO

· 100% = 3,086%

% P =30,97 P

97,99 HPO

· 100% = 31,61%

% O =4(16,00) O

97,99 HPO

· 100% = 65,31%



Si se conoce la composición porcentual en

masa de un compuesto se puede

determinar su fórmula empírica.

Procedimiento para calcular la fórmula empírica de un compuesto a partir de su

composición porcentual.

En general y debido a que se tienen

porcentajes y la suma de todos ellosconstituye 100%, conviene suponer que

se empezó con 100 g del compuesto

Fórmulas empíricas



Ejemplo

El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto (El escorb uto es un a avi tamino sis

pro du cid a por la deficienc ia de vitam ina C, que es requerida para la síntesis deco lágeno en lo s humanos). Está formado por 40,92% de carbono (C), 4,58% de

hidrógeno (H) y 54,50% de oxígeno (O) en masa. Determine su fórmula empírica.

Elemento Porcentaje Masa (g) Moles Proporción de moles(Resultado de dividir

moles)

Amplificar (x3)

C 40,92 40,92 3,407 1 3

H 4,58 4,58 4,540 1,33 4

O 54,50 54,50 3,406 1 3

Fórmula Empírica: C3H4O3

ú = ()

( )

Amplificar cuando se tiene:

__,3 por 3

__,5 por 2

__,7 por 3



Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente

composición porcentual en masa:

K: 24,75%; Mn: 34,77%; O: 40,51%.

Elemento Porcentaje Masa (g) Moles Proporción de moles Amplificar

K

Mn

O

Ejercicio de Práctica

ú = ()

( )


__,3 por 3

__,5 por 2 __,7 por 3



Determinación Experimental de Fórmulas Empíricas

Aparato para determinar la fórmulaempírica de hidrocarburos. Los

absorbentes son sustancias que

pueden retener agua y dióxido de

carbono, respectivamente.

CxHOz + O

CO + HO

• El análisis químico nos indica la masa obtenida de cada compuesto (CO2 y

H2O).

• Mediante relaciones simples se determinan las cantidades relativas de cada

elemento formando parte de la muestra analizada.

• Conocidas las cantidades (masas o mol) de cada elemento se determinan

las formulas empíricas y moleculares, respectivamente.



Escriba la fórmula empírica de un compuesto formado por C, H y O; si 11,5 g

del compuesto al quemarse producen 21,997 g de dióxido de carbono y 13,489

g de agua.

1. masa CO → mol CO → mol C → masa C

? mol C = 21,997 g CO ·1 mol CO

44,01 g CO

·1 mol C

1 mol CO

? g C = 0,49982 mol C ·12,01 g C

1 mol C= 6,002 g C

? mol C = 0,49982 mol C

2. masa HO → mol HO → mol H → masa H

? mol H = 13,489 g HO ·1 mol HO

18,02 g HO·

2 mol H

1 mol HO

? mol H = 1,4971 mol H

? g H = 1,4971 mol H ·1,008 g H

1 mol H = 1,509 g H

Expresar el resultado de

mol con 4 cifras

significativas por lo menos



Elemento Masa (g) Moles Proporción de moles Amplificar (xn)

C 6,002 0,49982

H 1,509 1,4971

O ??? ???

masa compuesto = m + m + m

m = masa compuesto − (m + m)

m = 11,5 g − (6,002 g + 1,509 g)

m = 3,971 g

? mol O = 3,971 g O ·1 mol O

16,00 g O

= 0,24819 mol O

Elemento Masa (g) Moles Proporción de moles Amplificar (x1!)

C 6,002 0,49982 2,01 2

H 1,509 1,4971 6,03 6

O 3,971 0,24819 1 1

CHO

Formula

Empírica



Para calcular la fórmula molecular siempre se debe conocer la masa molar real

del compuesto, además de su fórmula empírica.

Conociendo que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero

de la masa molar de su fórmula empírica, la FORMULA MOLECULAR se

determina usando esa masa molar.

Fórmulas Moleculares

Masa Molar real

Masa Molar Fórmula Empírica= N° Entero

Este número entero obtenido se multiplica por cada subíndice de la fórmula

empírica y se obtiene la fórmula molecular.

N(CxHOz) = CxHOz

Si CxHOz es la fórmula empírica y N el entero obtenido de la relación de masas

molares la fórmula molecular es CxHOz



Una muestra de compuesto de Nitrógeno y Oxígeno contiene 1,52 g de N y

3,47 g de O. Sabiendo que la masa molar del compuesto es 92 g/mol,Determine la fórmula Molecular.


Respuesta: N2O4

Elemento Masa (g) Moles Proporción de moles Amplificar (x?)

N

O

ú = ()

( )


__,3 por 3

__,5 por 2

__,7 por 3

ó í

= ° ()

N°(NxO) = N°xO°



Reacciones Químicas y Ecuaciones Químicas

• Reacción química, es un proceso en el que una sustancia (o sustancias)

cambia para formar una o más sustancias nuevas.

• Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar qué sucede

durante una reacción química.

La ecuación no está completa, ya que del lado izquierdo de la flecha hay eldoble de átomos de oxígeno (dos) que los que hay del lado derecho (uno).

Para estar de acuerdo con la ley de la conservación de la materia debe haber

el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha

“El hidrógeno molecular reacciona con

el oxígeno molecular para producir

agua.” H + O → HO



• Los Reactivos, son las sustancias iniciales en una reacción química.

• Los productos, son las sustancias formadas como resultado de una

reacción química.

• Una ecuación química es la descripción abreviada de una reacción química.

Por convención, en una ecuación química los reactivos se escriben a la

izquierda y los productos a la derecha de la flecha:

Reactivos → Productos

Para proporcionar información adicional, se indica el estado físico de los

reactivos y productos por medio de las letras g , l y s para los estados gaseoso,líquido y sólido, respectivamente. Cuando se quiere indicar el medio acuoso se

indica con (ac).

HgO() → Hg() + O()



La ley de la conservación de la masa se utilizará como base para balancear

las ecuaciones químicas.

Balanceo de Ecuaciones Químicas

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir

correctamente todas las formulas, se debe ajustar el número de átomos de

reactivos y productos, colocando un coeficiente (llamado coeficiente

estequiométrico) a la izquierda de los reactivos o de los productos.

Métodos para balancear ecuaciones químicas:

• Balanceo por tanteo:

Consiste en colocar coeficientes al azar en el lado izquierdo de cada

sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactivos como en

productos. Se sugiere balancear los átomos en el siguiente orden: metales, no

metales, hidrógeno y oxígeno



• Método algebraico:

Este método es un proceso matemático que consiste en asignar literales a

cada una de las sustancias, crear ecuaciones en función de los átomos y al

resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

1. Escribir una letra por cada coeficiente estequiométrico.

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en

reactivos y en productos, con respecto a la variable. El símbolo produce ()

equivale al signo igual (=)

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita

resolver una ecuación y obtener después el valor de las demás variables.

4. Asignar a cada una de las sustancias el valor encontrado para cada una de

las variables.



CHO + O → CO + HO

+ → +

C:6 A = C

H: 14 A = 2 D

O:4 A + 2 B = 2 C + D

Si A = 1 los valores de B, C y D se obtienen de las ecuaciones anteriores

C = 6

D = 7

B = 15/2

+

→ +

Ejemplo

Balancear la siguiente ecuación utilizando el método algebraico:

1. Asignar letras a los coeficientes estequiometricos:

2. Escribir una ecuación para cada sustancia:

3. Asignar un valor arbitrario a una de las variables:

4. Reemplazar coeficientes en la ecuación original:



• HCl + KMnO → KCl + MnCl + HO + C l

• FeO + CO → FeO + CO

• Fe + CO → FeC + C O

• MgB + HO → Mg(OH) + BH

• (CH)NNH + NO → CO + HO + N


Balancear las siguientes ecuaciones utilizando el método algebraico:



Cantidades de Reactivos y Productos

La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una

reacción química

Consideremos la siguiente reacción:

1A + 2B → 1AB

Los coeficientes estequiometricos muestran que 1 mol de A reacciona con 2mol de B para formar 1 mol de AB2.

En cálculos estequiométricos, se dice que 1 mol de A equivale a 2 mol de B, es

decir,

1 mol de A = 2 mol de B

Y a partir de esta relación se pueden escribir los factores de conversión, que

nos permite obtener resultados de un reactivo (o producto) a partir de la

cantidad de otro.

1 mol de A

2 mol de B y

2 mol de B

1 mol de A



Procedimiento para calcular las cantidades de reactivos o productos en una

reacción mediante el método del mol.

El método general para resolver problemas de estequiometría se resume a

continuación.

1. Escriba una ecuación balanceada de la reacción.

2. Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a

número de moles.

3. Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número

de moles del reactivo (o producto) formado.

4. Convierta los moles de reactivo (o producto) en gramos (u otras unidades)

de producto



Ejemplo

Los alimentos que ingerimos son degradados o desdoblados en el cuerpo para

proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones. La

ecuación general global para este complicado proceso está representada por la

degradación de la glucosa (C6H12O6) en dióxido de carbono (CO2) y agua

(H2O):

CHO + 6O → 6CO + 6HO

Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cuál será

la masa de CO2 producida?

ℳ= 44,01 g/mol

• La secuencia a seguir para la resolución del problema es:

Gramos de CHO → moles de CHO → moles de CO → gramos de CO

• Los datos necesarios son:

ℳ= 180,2 g/mol



? masa de CO = 856 g CHO

Masa molar C6H12O6

·1 mol CHO

180,2 g CHO

·1 mol CHO

180,2 g CHO

Masa molar C6H12O6

·1 mol CHO

180,2 g CHO

·6 mol CO

1 mol CHO

Coeficientes

Estequiometricos

·6 mol CO

1 mol CHO

Coeficientes

Estequiometricos

·44,01 g CO

1 mol CO

Masa Molar CO2

·44,01 g CO

1 mol CO

Gramos de CHO → moles de CHO → moles de CO → gramos de CO

= , ·

1CHO + 6O → 6CO + 6HO




Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para formar hidrógeno

gaseoso y el hidróxido correspondiente. Una reacción común es la que ocurre

entre el litio y el agua:Li() + HO() → LiOH() + H()

¿Cuántos gramos de Li se necesitan para producir 9,89 g de H2?


Gramos de H → moles de H → moles de Li → gramos de Li


ℳ = 1,008 g/mol ℳ = 6,941 g/mol

Respuesta: 68,1 g Li



El metanol (CH3OH) se quema en aire de acuerdo con la ecuación:

Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál será la

masa de H2O producida?


CHO H + O → CO + HO


Gramos de CHOH → moles de CHOH → moles de HO → gramos de HO


ℳ = 1,008 g/mol ℳ = 12,01 g/mol

Respuesta: ??? g H2O

ℳ = 16,00 g/mol



Reactivo Limitante

El fin de una reacción es producir la cantidad máxima de un compuesto útil a

partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un gran exceso deuno de los reactivos para asegurar que el reactivo más costoso se convierta

por completo en el producto deseado

En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al final de la reacción. El

reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo

limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la

cantidad original de este reactivo.

Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la

necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto.



Se tiene la siguiente reacción en relaciones estequiométricas 1:1.

1 mol de A = 1 mol de B:

1 A + 1 B → C

Analicemos cuál de los reactivos será el que limita la reacción en diferentes

situaciones:

1. Cantidades iguales de reactivos, a modo de ejemplo, 5 mol de A y 5 mol de

B. ¿Cuál es el reactivo que limita la reacción entre A y B?

2. Cantidades distintas de reactivos, a modo de ejemplo, 4 mol de A y 5 molde B. ¿Cuál es el reactivo que limita la reacción entre A y B?

R: ya que están en la misma cantidad y en la misma relación estequiométrica.

Ambos reactivos limitan la reacción

R: El reactivo que limita la reacción es A. Si A reacciona 1 a 1 con B, 4 mol

de A reaccionarán con 4 mol de B, y después de reaccionar se consumen 4

mol de A y 4 mol de B, quedando de excedente 1 mol de B.



Consideremos la siguiente reaccion donde las relaciones estequiométricas no

son 1:1.

2A + 3B → AB

Si al comienzo de una reaccion se tienen 3 mol de A y 4 mol de B ¿Cuál es elreactivo limitante?

• Por simple inspección no es posible determinar el reactivo como el caso

anterior, por lo que se debe realizar un cálculo para la determinación de

este. Para identificarlo seguimos los siguientes pasos:

1. Escogemos a uno de los reactivos, no importa cuál, en este caso será B.

2. Con la cantidad inicial de reactivo escogido determinamos cuanto del otro

reactivo (A) reacciona el.

? mol de A = 4 mol de B ·2 mol de A

3 mol de B= 2,67 mol de A

Cantidad

inicial de B

Relación

estequiométrica

Entre Reactivos



3. Comparamos el valor obtenido (2,67 mol de A) con el valor inicial de este (3

mol de A). Si el valor es menor, como en este caso, el reactivo limitante es

el escogido al inicio (Reactivo B)

Esto se explica ya que para utilizar todo el

reactivo B (4 mol) se necesitan 2,67 mol de A, y

hay 3 mol de A disponibles. Cuando B se

acaba, quedan en de exceso (3,00 – 2,67) =

0,33 mol de A.

Mol + →

Inicial 3 4

Utilizado 2,67 4

Diferencia 0,33 0

Mol + →

Inicial 3 4

Utilizado 3 4,5

Diferencia 0 -0,5

Si se hubiese escogido el reactivo A para la determinación del reactivo

limitante, ¿Cuál seria la diferencia?

? mol de B = 3 mol de A ·3 mol de B

2 mol de A= 4,5 mol de B

Para que se consuman los 3 mol de A,

se necesitan 4,5 mol B, y solo hay

disponibles 4. El reactivo limitante es

B



Ejemplo

La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de

carbono:

2NH()

+ CO()

→ (NH

)

CO

+ H

O()

En un proceso se hacen reaccionar 37,4 mol de NH3 con 25,9 mol de CO2.

¿Cuál de ellos es el reactivo limitante? ¿Cuánto queda de exceso?

Escogemos uno de los reactivos, en este caso NH3.

? mol de CO = 37,4 mol de NH ·1 mol de CO

2 mol NH

= 18,7 mol de CO

Mol 2NH() + CO() → (NH)CO + HO()

Inicial 37,4 25,9

Utilizados 37,4 18,7

Diferencia 0 7,2

El reactivo limitante es NH3, de exceso quedan 7,2 mol de CO2.




1. La reacción entre el aluminio y el óxido de hierro(III) puede producir

temperaturas cercanas a los 3000 °C, que se utiliza para soldar metales:

Al + FeO → AlO + Fe

En un proceso se hicieron reaccionar 124 g de Al con 601 g de Fe2O3. ¿Qué

cantidad de reactivo en exceso se recuperó al completarse la reacción?

2. La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de granpreocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono

puede reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones

de los aviones de propulsión, a elevadas altitudes. La reacción es:

O + NO → O + NO

Si 0,740 g de O3 reaccionan con 0,670 g de NO, ¿Cuál compuesto es el

reactivo limitante? Calcule el número de moles del reactivo en exceso que

se recupera al finalizar la reacción.



Identificado el reactivo limitante en una reaccion, lo utilizamos para realizar

todos los cálculos solicitados en el problema, dentro de ellos figuran:

• Cantidad máxima de un producto pedido.

• Cantidad de reactivo en exceso utilizado para la reaccion y excedente.

2A + 3B → AB

En la reaccion de 3 mol de A y 4 mol de B, ¿Cuál es la cantidad máxima de

A2B3 que se produce?, ¿Cuánto reactivo en exceso queda sin utilizar?

? mol de A = 4 mol de B ·2 mol de A

3 mol de B= 2,67 mol de A

• Primero identificamos al reactivo limitante.

⇒ Reactivo limitante es B

• A partir del reactivo limitante, determinamos la cantidad de A2B3 producida.

? mol de AB = 4 mol de B ·1 mol de AB

3 mol de B= 1,33 mol deAB

• A partir del reactivo limitante, determinamos la cantidad de A utilizada.

? mol de A = 4 mol de B ·

2 mol de A

3 mol de B = 2,67 mol de A

De exceso quedan (3 – 2,67)

= 0,33 mol

Ej l



Ejemplo

La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de

carbono:

2NH()

+ CO()

→ (NH

)

CO

+ H

O()

En un proceso se hacen reaccionar 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuál

de ellos es el reactivo limitante? ¿Cuánto queda de exceso?

Escogemos uno de los reactivos, en este caso CO2.

? g de NH = 1142 g de CO ·1 mol CO

44,01 g CO

·2 mol de NH

1 mol CO

·17,04 g NH

1 mol NH

= 884,3 g de NH

Masa (g) 2NH() + CO() → (NH)CO + HO()

Inicial 637,2 1142

Utilizados 884,3 1142

Diferencia -247,1 0

El reactivo limitante es NH3.



? g de CO = 637,2 g de NH · 1 mol NH

17,04 g NH

· 1 mol de CO

2 mol NH

· 44,01 g CO

1 mol CO

= 822,9 g de CO

A partir del reactivo limitante se determina cuanto reacciono del reactivo en

exceso.

Reaccionaron 822,9 g de CO2 con el reactivo limitante, por tanto sin reaccionar

quedan:

(1142 – 822,9) g CO2 = 319 g CO2



Considere la reacción:

Si reaccionan 0,86 moles de MnO2 y 48,2 g de HCl, ¿Cuál de los reactivos se

consumirá primero? ¿Cuántos gramos de Cl2 se producirán?

MnO + 4HCl → MnCl + Cl + 2HO




Rendimiento de Reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el

rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que seobtendrá si reacciona todo el reactivo limitante.

En la práctica, el rendimiento real, es decir, la cantidad de producto que se

obtiene en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.

Para determinar la eficiencia de una reacción específica, se utiliza el término

porcentaje de rendimiento, que describe la proporción del rendimiento real con

respecto al rendimiento teórico.

Se calcula como sigue:

% Rendimiento =Rendimiento Real

Rendimiento Teorico· 100%



Ejemplo

El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en

la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones yarmazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio(IV)

con magnesio fundido entre 950°C y 1 150°C:

TiCl() + 2Mg() → Ti() + 2MgCl()

En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3,54·107 g de TiCl4 con

1,13·107 g de Mg.

a. Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos.

b. Calcule el porcentaje de rendimiento si en realidad se obtienen 7,91·106 g

de Ti.



? g Mg = 3,54 · 10g TiCl ·1 mol TiCl

189,7 g TiCl

·2 mol Mg

1 mol TiCl

·24,31 g Mg

1 mol Mg= 9,07 · 10g Mg

Masa(g) TiCl() + 2Mg() → Ti() + 2MgCl()

Inicial 3,54·107 1,13·107

Utilizados 3,54·107 9,07·106

Diferencia 0 2,23·106

a.1. Identificamos al reactivo limitante.

a.2. Determinamos el rendimiento teórico de Ti, a partir del reactivo limitante.

? g Ti = 3,54 · 10g TiCl ·1 mol TiCl

189,7 g TiCl

·1 mol Ti

1 mol TiCl

·47,88 g Ti

1 mol Ti= 8,93 · 10g Ti

a. Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos.



b. Calcule el porcentaje de rendimiento si en realidad se obtienen 7,91·106 g

de Ti.

% Rendimiento = Rendimiento RealRendimiento Teorico

· 100%

% Rendimiento =7,91 · 10 8,93 · 10

· 100%

% Rendimiento = 88,58 %

Ej i i d P á ti



En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones de acero, se

puede obtener al hacer reaccionar óxido de vanadio(V) con calcio a

temperaturas elevadas:

En un proceso reaccionan 1,54·103 g de V2O5 con 1,96·103 g de Ca.

5 C a + VO → 5CaO + 2V


a. Calcule el rendimiento teórico de V.

b. Calcule el porcentaje de rendimiento si se obtienen 803 g de V.

Unidad IV Estequiometría

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