REACCIONES QUIMICAS

En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de cambio.

La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la relación entre materia y energía, y por ello podemos clasificar todos los cambios que ocurren en la naturaleza en dos categorías:

Los cambios físicos, que no implican una alteración en la naturaleza atómico-molecular de la materia, como en el caso de la dilatación del mercurio en un termómetro.

Los cambios químicos que llevan implícita una transformación de la estructura atómico-molecular, como en el caso del fraguado del cemento o en la oxidación del hierro.

Los cambios químicos ocurren mediante la existencia de reacciones químicas, pudiéndose definir una reacción química como un proceso en el que unas sustancias se transforman en otras por la reordenación de sus átomos mediante la rotura de unos enlaces en los reactivos y la formación de otros nuevos en los productos.

Una reacción muy estudiada es la que tiene lugar entre el yodo y el hidrógeno gaseoso para producir yoduro de hidrógeno, también en estado gaseoso, pudiéndose expresar la reacción química de la siguiente forma:

H2 + I2 —> 2 Hl

Las dos especies que intervienen en esta reacción son compuestos de naturaleza covalente, y la reacción consiste en un proceso de ruptura de unos enlaces y el establecimiento de otros nuevos. Para averiguar los enlaces rotos y formados, escribiremos la reacción mediante:

H-H + I-I —>2H-I

Los enlaces que se rompen son los de hidrógeno-hidrógeno (H—H) y yodo-yodo (I—I), para originar 2 moléculas de yoduro de hidrógeno, cada una de las cuales con un enlace hidrógeno-yodo (H—I).

Tomado de

http://www.educared.net/concurso2001/410/reaccion.htm

ECUACIONES QUIMICAS

Los símbolos y fórmulas químicas sirven para describir las reacciones químicas, e identificar las sustancias que intervienen en ellas.

Una reacción química siempre supone la transformación de una o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones, y se forman otras sustancias. Las ecuaciones químicas representan reacciones que muestran: 1) las sustancias que reaccionan, llamadas reactivos, 2) las sustancias que se forman o productos y 3) las cantidades relativas de sustancias que intervienen. Ejemplo reacción de combustión del gas metano:

Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH4) o el gas natural arde con oxígeno (O2) formando dioxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería:

CH4 + O2 da CO2 + H2O

reactivos productos

Como los átomos se conservan en las reacciones químicas, a cada lado de la ecuación debe aparecer el mismo número de ellos. Por lo tanto, la reacción puede expresarse del siguiente modo:

1CH4 + 2O2 produce 1CO2 + 2H2O

Los químicos sustituyen ‘produce’ por una flecha y borran todos los ‘1’, para obtener la ecuación química ajustada:

CH4 + 2O2 ————> CO2 + 2H2O

El número de cada clase de átomos se conserva.

Las ecuaciones se ajustan respecto al número de cada clase de átomos,

En la anterior ecuación podemos decir que 1 molécula de CH4 reacciona con dos moléculas de O2 para producir 1 molécula de CO2 y dos moléculas de H2O.

Ttambién respecto a su peso o, más correctamente, a su masa.

Las masas atómicas son: C = 12,01u; H = 1,01u; O = 16,00u; u (antes uma), es el símbolo de unidades de masa atómica.

Así, tenemos que 16,05 unidades de masa atómica (u) de CH4reaccionan con 64,00 u de O2 para producir 44,01 u de CO2 y 36,04 u de H2O; o, lo que es lo mismo, un mol de metano reacciona con

dos moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. La masa total a cada lado de la ecuación se conserva:

De este modo, se conservan tanto la masa y los átomos.

16,05 + 64.00 = 80.05 = 44.01 + 36.04

Qué significa esta ecuación? En su formulación más simple, que el metano reacciona con el oxígeno y origina dióxido de carbono, (CO2), y agua (H2O). En términos más específicos, indica que una molécula de metano (CH4) reacciona con dos moléculas de oxígeno y produce una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua; es decir:

a nivel más simple CH4 + 2O2 ——> CO2 + 2 H2O

1 molécula + 2 moléculas ——> 1 molécula + 2moléculas

a nivel de moles CH4 + 2O2 ——> CO2 + 2 H2O

1 mol + 2 moles ——> 1 mol + 2 moles

a nivel de 6.02*1023moléculas

CH4 + 2O2 ——> CO2 + 2 H2O

6.02*1023+ 2( 6.02*1023)——> 6.02*1023 + 2( 6.02*1023)

a nivel de masa

(Ley de conservación de la materia)

CH4 + 2O2 ——> CO2 + 2 H2O

16g + 2(32g) ——> 44g + 2(18g)

80g 80g

El estado físico de cada sustancia en una ecuación química se indica frecuentemente entre paréntesis. Utilizamos los símbolos (g), (l), (s), y(ac) para gas, líquido, sólido y solución acuosa (en agua), respectivamente. Es frecuente escribir sobre la flecha las condiciones en que se efectúa una reacción. Por ejemplo, se puede indicar la temperatura o la presión a la cual se lleva a cabo la reacción. El símbolo Δse suele emplear (algunas veces sobre la flecha) para indicar la adición de calor. La ecuación balanceada anterior se puede escribir como: 

CH4(g) + 2O2(g) + Δ ———> CO2(g) + 2 H2O(l)

tomado dehttp://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761573235/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica.html

http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap4/estequi2/esteq2-index.htm

Dada la siguiente reacción,

decir cuales de las siguientes afirmaciones son correctas.

Datos adicionales:

pesos atómicos . C = 12, H = 1, = 16,

Su respuesta :

1 molécula de metano (CH4) reacciona con 2 moléculas de oxígeno gaseoso (O2)produciendo 1 molécula de dióxido de carbono (CO2)y 2 moléculas de agua (H2O)47 moles de CH4 reaccionan con 94 moles de oxígeno gaseoso6.02x10^23 moléculas de metano (CH4), producen 2(6.02x10^23) moléculas de agua

!CORRECTO!

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES

Las reacciones químicas se clasifican por la energía que requieren o liberan, o bien por el proceso a que se someten los reactivos

Por la energía que requieren o liberan, se clasifican en:

Reacciones Exotérmicas,   cuando una reacción química libera energía. El ejemplo más común es la combustión, en la cual la energía se manifiesta en forma de calor y luz.

Reacciones Endotérmicas, cuando la reacción química requiere energía del medio para efectuarse, recibe el nombre de reacción endotérmica. La fotosíntesis es un proceso de esta clase, porque requiere de la luz solar para realizarse.

Por el proceso a que se someten los reactivos, se clasifican en :

Reacciones de síntesis

Son las reacciones en la que unos reactivos se combinan para dar lugar a un nuevo producto. De forma genérica se pueden representar mediante:

A  +  B ----> C

donde el reactivo A se combina con el B para producir C.

Reacciones de descomposición

Este es un tipo de reacción química inverso al de síntesis, en donde una sustancia reaccionante se descompone en dos o más productos. Genericamente estas reacciones se pueden representar mediante:

A -----> B  +   C

donde la sustancia A da origen a los productos B y C.

Reacciones de sustitución o desplazamiento

En este tipo de reacciones un elemento o grupo de elementos que forman parte de un compuesto son desplazados por otro compuesto, y se pueden representar por:

AB + C —> AC + B

que indica que el compuesto de fórmula AB reacciona con C para formar el compuesto AC y dejar libre B.

Mediante este tipo de reacción, los elementos más reactivos toman el puesto de los que son menos.

Reacciones de doble sustitución

En estas reacciones se da un intercambio entre los elementos o grupos de elementos de las sustancias que intervienen en la reacción, y se pueden representar mediante:

AB + CD ----> AC + BD

Reacciones de oxido- reducción

Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones, son reacciones que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro.

Su respuesta :

Doble desplazamiento = 2NaOH + CuSO4 -----> Cu(OH)2 + Na2SO4

Síntesis = 2Mg + O2 -----> 2MgO

Descomposición = 2HgO -----> 2Hg + O2

Desplazamiento o sustitución = Zn + CuSO4 ------> ZnSO4 + Cu

Endotermica = Ba(OH)2 + 2NH4NO3 +calor ------> Ba(NO3)2 + 2NH4OHExotermica = CaO + H2O -------> Ca(OH)2 + calor

!CORRECTO!

ESTEQUIOMETRIA

Se llama estequiometría al estudio de las cantidades de sustancias consumidas producidas en una reacción química.

La estequiometría permite calcular:

a) Las cantidades de reactantes necesarias para producir una cantidad deseada de producto.

b) La cantidad de productos a partir de masas dadas de reactantes.

c) El rendimiento de una reacción química.

La base para los cálculos estequiométricos son las leyes ponderales:

LEYES PONDERALES

Ley de la conservación de la masa de Lavoisier.

En los procesos de transformación de la materia la masa siempre permanece constante. En una reacción química esta ley se aplica diciendo que la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos.

Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier , quien lo formulo en 1774.

"En una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma)."

Ley de Proust o de las proporciones constantes.

En 1808, tras ocho años de las investigaciones, j.l. Proust llego a la conclusión de que

para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masas constante.

Una aplicación de la ley de proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto,

esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua siempre en una relación de 2:1 ó de 11.11% y 88.88 %.

Ley de Dalton o de  las proporciones múltiples.

Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, y la masa de uno de ellos permanece constante, las masas del otro elemento están en relación de números enteros pequeños.

Ejemplo, el hierro y el oxígeno de combinan y forman los óxidos: FeO y Fe2O3. Si tomamos en ambos óxidos 56g de hierro, la relación de las masas de oxígeno es 2 :3 (realice los cálculos).

Ley de Ritcher o de los pesos equivalentes.

Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que:

los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí.

Es decir, si x gramos de la sustancia A reaccionan con y gramos de la sustancia B y también z gramos de otra sustancia C reaccionan con ygramos de B, entonces sí A y C reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal y/z. Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo, o masa equivalente.

BALANCEO DE ECUACIONES

Para que se cumpla la Ley de Lavoisier o Ley de la conservación de la masa, es necesario balancear las ecuaciones para lo cual existen varios métodos:

1. Método por Ensayo y Error

2. Métodos de Oxido - Reducción, que són:

a. Por cambio en el número de oxidación

b. Por el ión electrón. En este método es indispensable tener presente el carácter del medio donde ocurre la reacción, ya se ácido, básico o neutro.

en las siguientes páginas se explican algunos de ellos.

BALANCEO. Método de Ensayo y Error

Este método consiste en probar deferentes coeficientes estequiométricos para cada reactante y producto de la reacción para igualar el número de átomos a cada lado de la ecuación.

Ejemplo:

Balancear la siguiente ecuación:

HCl(ac) + MnO2(s)------> Cl2(g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)

ácido clorhídrico + óxido de manganeso------> Cloro + Cloruro de Mangneso + agua

Los elementos se deben balancear, utilizando solo coeficientes, en el siguiente orden: 1. metales. 2. no metales. 3. hidrógeno. 4. oxígeno.

1. Balancear metales: (en este caso Mn).

Existe un átomo de manganeso a cada lado de la ecuación, por lo tanto ya esta balanceado.

HCl(ac) + MnO2(s)------> Cl2(g) + MnCl2(ac) + H2O(l)

2. Balancear no metales: (en este caso Cl)

Hay 4 átomos de cloro en el lado de los productos, por eso se coloca un coeficiente igual a 4 al ácido clorhídrico, que contiene el átomo de cloro, en el lado de los reactantes.

4HCl(ac) + MnO2(s)------> Cl2(g) + MnCl2(ac) + H2O(l)

3 y 4. Balancear hidrógeno y oxígeno:

Existen 4 átomos de hidrógeno el lado de los reactantes, y dos del lado de los productos, por eso se coloca un coeficiente igual a 2 en la molécula de agua para igualarlos.

4HCl(ac) + MnO2(s)------> Cl2(g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)

Como se observa los átomos de oxígeno quedan balanceados. En caso contrario se debe buscar el coeficiente respectivo.

La ecuación balanceada es la siguiente:

4HCl (ac) + MnO2(s)------> Cl2 (g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)

BALANCEO. Método de Oxido Reducción

Antes de exponer los métodos de óxido-reducción, definiremos los siguientes conceptos:

Número de oxidación o estado de oxidación Pasos para determinar el número de oxidación

Oxidación

Reducción

NUMERO DE OXIDACION, REGLAS Y PASOS PARA SU ASIGNACION

Número de oxidación, o  estado de oxidación de un elemento es la carga que resultaría si los enlaces entre los átomos fueran iónicos.

Los números de oxidación son la guía para balancear reacciones de oxidación-reducción en las cuales hay transferencia de electrones.

Reglas para asignar un número de oxidación.

1. Todos los elementos en su estado libre (no combinados con otros) tienen un número de oxidación de cero (p. ej, Zn, Na, Mg, H2, O2, Cl2, N2).

2. En los gases biatómicos H2, O2, Cl2, N2, etc. el número de oxidación del compuesto es cero.

3. El número de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es -1 (p. ej., NaH, CaH2).

4. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos, en los que es -1, y en OF2, en el que es +2.

5. El número de oxidación de cualquier ión atómico (catión, anión) es igual a su carga; por ejemplo:

Ión sodio Na+ número de oxidación 1+

Ión cloruro Cl- Número de oxidación 1-

6. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna el átomo más electronegativo.

7. La suma de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto debe ser igual a cero y en un ión debe ser igual a la carga del mismo.

8. Los metales alcalinos (grupo IA) tienen número de oxidación +1 y los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen número de oxidación +2.

Pasos para encontrar el Número de Oxidación

Para encontrar el número de oxidación de un elemento dentro de un compuesto se pueden seguir los siguientes pasos:

· Paso 1. Se escribe el número de oxidación conocido de cada átomo en la fórmula (tener en cuenta las reglas anteriores).

· Paso 2. Se multiplica cada número de oxidación por el número de átomos de ese elemento en el compuesto o ión.

· Paso 3. Se escribe una expresión matemática que indique que la suma de todos los números de oxidación en el compuesto es igual a cero o la carga del ión.

· Paso 4. Se calcula el estado de oxidación desconocido.

Ejemplo:

Determine el número de oxidación del nitrógeno en el ión Nitrato (NO3)-  (recuerde que el ión nitrato tienen carga  1 negativo )

Solución

NO3-

Paso 1: -2 (estado de oxidación del oxígeno)

Paso 2: (-2)3

Paso 3: N + (-6) = -1 (igual a la carga del ión, ver regla 7 para asignar un número de oxidación)

Paso 4: N = -1+ 6 = 5 (número de oxidación del ión nitrógeno)

Determinar el número de oxidación del Cl en los siguientes compuestos

Su respuesta :

HCL = -1HClO4 = 7Cl2O5 = 5Cl2O3 = 3Cl2O = 1

!CORRECTO!

OXIDACION, REDUCCION

Oxidación es la pérdida de electrones. En un átomo neutro el número de cargas positivas (protones) es igual al número de cargas negativas (electrones), y es por esto que cuando ocurre la oxidación se incrementan las cargas positivas, aumentando el estado o número de oxidación. El elemento o el compuesto donde se encuentra el átomo que se oxida, es el agente reductor.

Ejemplo:

Zn0 ---->Zn2++ 2e-

En el ejemplo anterior el zinc se óxido, es por consiguiente el agente reductor porque reducirá a otro u otros elementos o compuestos.

Reducción es la ganancia de electrones. Cuando ocurre la reducción se incrementan las cargas negativas, disminuyendo (Reduciendo) el estado o número de oxidación. El elemento o el compuesto donde se encuentra el átomo que se reduce, es el agente oxidante.

Ejemplo:

N5+ + 2e- ------>  N3+

En el ejemplo anterior el nitrógeno se redujo, es por consiguiente el agente oxidante porque oxidará a otro u otros elementos o compuestos.

A partir del análisis de la  siguiente reacción :

N2 + 3H2 ---------> 2NH3

cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera?

Su respuesta :

El Nitrógeno ganó electrones

!CORRECTO! ( MANDAR CORREO AL PROFESOR SOBRE ESTA PREGUNTA)

AGENTE OXIDANTE, AGENTE REDUCTOR.

Cuando ocurre una reacción química de oxidación-reducción ocurren dos semireacciones concomitantes (al mismo tiempo) una oxidación y una reducción.

La sustancia que se oxida, hace que otra se reduzca, por lo que es el agente reductor. Por el contrario la sustancia que se reduce, hace que otra se oxide por lo que es el agente el oxidante. Por esta razón, es necesario determinar qué átomos en las ecuaciones químicas dadas cambian su estado de oxidación: 

2Al0 + 6 H1+Cl ------>  2Al1+Cl 3 + 3 H 20

En esta reacción el aluminio, Al, cambia de estado de oxidación 0 a 1+ (se oxida) es el agente reductor y HCl (más exactamente, el ión H+) cambia su estado de oxidación de 1+ a 0, (se reduce),  es el agente oxidante.

A partir de la siguiente ecuación química emparejar los enunciados a continuación.

8 HI + H2SO4 -------> 4I2 + H2S + 4H2O

Acido yodhídrico + ácido sulfúrico ----> Yodo + sulfuro de hidrógeno + agua

Su respuesta :

AGENTE REDUCTOR = HIAGENTE OXIDANTE = H2SO4

Elemento reducido = Azufre de ácido sulfúrico (S6+)Elemento oxidado = Yodo del ácido Yohídrico (I1-)

Azufre de ácido sulfúrico (S6+) = Ganó electronesYodo del ácido Yohídrico (I1-) = Perdió electrones

!CORRECTO!

Después de balancear por cualquier método de oxido reducción , la siguiente ecuación:

"a"KNO2 + "b"KClO3 ------> "c"KCl + "d"KNO3

emparejar los siguiente conceptos.

Su respuesta :

El valor de "a" es = 3El valor de "c" = 1Estado de oxidación del Cl en KClO3 es = 5Agente oxidante = KClO3

Compuesto oxidado = KNO2

Cantidad total de electrones intercambiados = 6

!CORRECTO!

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS. Relación Estequiométrica Molar REM

Los cálculos se refieren a las relaciones cuantitativas que se establecen a partir de la información que brinda una ecuación química balanceada, estas relaciones vinculan el numero de moles de reactivos y productos a través de los coeficientes de la ecuación (relación estequiométrica molar REM)

Ejemplo

1. Calcular la masa de sal (sulfato de hierro) que se obtiene cuando 100 g de ácido sulfúrico (H2SO4) reaccionan totalmente con suficiente cantidad de hidróxido ferrico (Fe(OH)3), teniendo en cuenta la siguiente reacción:

H2SO4 + Fe(OH)3 ----> Fe2(SO4)3 + H2O 

ácido sulfúrico + hidróxido férrico ----> sulfato de hierro + agua

Pasos para resolver el problema

Paso 1. Leer el enunciado tantas veces como sea necesario para comprender lo que se describe en él.

Paso2. Escribir los datos dados y los datos solicitados

Dato solicitado: masa de sal

Datos dados: 100g de ácido sulfúrico (H2SO4 )

Paso 3. balancear la ecuación para que se cumpla la ley de la conservación de la masa (ley de Lavoisier)

3H2SO4 + 2 Fe(OH)3 ---- > Fe2(SO4)3 + 6H2O

Paso 4. escribir debajo de cada sustancia de la ecuación las relaciones molares correspondientes.

3H2SO4 + 2 Fe(OH)3 ----> Fe2(SO4)3 + 6H2

3 moles + 2 moles ----> 1 mol + 6 moles

Paso 5. ubicar donde corresponda el dato dado y el dato solicitado

3H2SO4 + 2 Fe(OH)3 ----> Fe2(SO4)3 + 6H2O

3 moles 2 moles 1 mol 6 moles

100g X g (masa)

Paso 6. Realizar cálculos utilizando factores de conversión y REM siguiendo el siguiente esquema:

= Cantidad dada x factor de conversión x REM* x factor de conversión =Resultados

*REM: Relación estequiométrica molar de la ecuación balanceada.

Masa de Fe2(SO4)3 = 100g H2SO4 x 1mol H2SO4x 1 mol de Fe2(SO4)3 x 400g Fe2(SO4)3 =

98 gH2SO43moles de H2SO4 1mol Fe2(SO4)3

sustancia dada factor de convREMfactor de conv

Masa de Fe2(SO4)3 = 136,4 gramos

La cantidad de moles de hidróxido de aluminio que se pueden obtener de seis moles de hidróxido de sodio en la siguiente reacción

AlCl3 + 3NaOH --------->   Al(OH)3 + 3NaCl

es:

Su respuesta :

2 moles

!CORRECTO

Al neutralizar totalmente un Kilogramo de hidróxido férrico Fe(OH)3 con ácido nítrico HNO3 se forma la sal de nitrato férrico Fe(NO3)3 de acuerdo

con la siguiente reacción balanceada:

Fe(OH) 3 + 3HNO3 -----> Fe(NO3)3 + 3 H2O

cuántas moles de sal se producen?

Datos adicionales:

pesos atómicos: Fe = 56; O = 16; N = 14; H = 1.

1 Kilogramo = 1000gramos

Su respuesta :

9.35

!CORRECTO!

REACTIVO LIMITE

En una reacción química las relaciones estequiométricas molares siempre son constantes, pero cuando ocurre una reacción química, los reactantes quizás no se encuentren en una relación estequiométrica exacta, sino que puede haber un exceso de uno o más de ellos. El reactante que no esté en exceso se consumirá en su totalidad y la reacción terminará en esos momentos. Es por eso que a este reactante se le

conoce como reactivo límite o limitante. Los cálculos estequiométricos se realizarán a partir de este reactivo, como se observa en la gráfica.

La sal de cocina (Cloruro de sodio) NaCl se puede preparar por la reacción del sodio metálico con cloro gaseoso. La ecuación es la siguiente:

2Na(s) + Cl2 (g) -----> 2NaCl(s)

Si hacemos reaccionar 7 moles de Na con 3.25 moles de Cl2 ¿cuál es el reactivo límite?, ¿Cuántas moles de NaCl se producen?

Solución: Para resolver este problema la cantidad dada se multiplica por una relación estequiométrica molar (REM) que involucre al otro reactante (1 mol de Cl2 .reacciona con 2 moles de Na)

7 mol de Na x 1 mol de Cl2= 3,5 mol de Cl2

                      2 mol Na

Este cálculo indica que 3.5 mol de Cl2 reaccionan con 7 mol de Na, pero solamente hay 3.25 mol de Cl2, lo que indica que el sodio se encuentra en exceso y el cloro es el reactivo que se acaba primero (o limitante).

El problema anterior se puede resolver también partiendo de las moles de Cl2 .

A partir de las moles del cloro se calculan las moles de NaCl producidas.

3.25 mol de Cl2x 2 mol Na= 6.50 mol de Na

                         1 mol de Cl2

Es decir 3.25 mol de Cl2 reaccionan exactamente con 6.50 mol de Na. Es evidente que el sodio está en exceso en una cantidad de 0.5 mol (7 – 6.50 mol).

¿Cuál es el reactivo límite y cuántas moles de dióxido de carbono (CO2) obtenida en la reacción de 4 moles de etano (C2H6)con 15,6 moles de oxígeno?

2C2H6(g) + 7O2(g)-----> 4CO2(g) + 6H2O(e)

Su respuesta :

C2H6 y 8 moles

!CORRECTO!

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS. PUREZA DE REACTIVOS Y RENDIMIENTO

A menudo las sustancias que participan en una reacción química no se encuentran en estado puro. En estos casos, los cálculos estequiométricos deben realizarse teniendo en cuenta, solamente la cantidad de la

sustancia que se encuentra en estado puro.

Por ejemplo, si tenemos 80g de bicarbonato de sodio al 75% de pureza, la cantidad utilizada en los cálculos estequiométricos será de 60g.

m(NaHCO3) = 80g x (75/100)= 60g

Ejemplo:

El alcohol etílico se puede obtener a partir de la fermentación de la glucosa según la reacción:

C6H12O6--------> 2C2H5OH + 2CO2

¿Cuántos gramos de alcohol se producen a partir de 250g de glucosa al 90% de pureza?

Solución:

RENDIMIENTO DE UNA REACCION

En los ejemplos anteriores, las cantidades calculadas a partir de las ecuaciones químicas representan un rendimiento máximo del 100%. Esto quiere decir, que las masas calculadas son las que se obtendrían si los reactantes se convirtieran totalmente en los productos. Sin embargo, muchas reacciones no ocurren con un rendimiento del 100% del producto. Esto se debe a que en las reacciones químicas, además de la principal, se desarrollan reacciones secundarias, hay pérdidas de calor, pérdida de vapores, a veces se pierde productos en la manipulación de las sustancias, o las reacciones son reversibles. Es por esto, que en los cálculos estequiométricos se utilizan los conceptos rendimiento teórico y rendimiento real.

Rendimiento teórico de una reacción química es la cantidad de producto calculada a partir de cantidades determinadas de los reactantes de acuerdo a la ecuación química balanceada. En otras palabras el rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtiene si reacciona y se consume totalmente el reactivo límite.

Rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene en la práctica.

El Rendimiento porcentual es la relación entre el rendimiento real y el teórico multiplicado por 100.

Ejemplo:

El azufre se puede preparar en el proceso indicado en la siguiente reacción:

2H2S + SO2------->3S + 2H2O

¿Cuál es el rendimiento de la reacción si se producen 8.2g de azufre a partir de 6.8g de H2S con exceso de SO2?

El alcohol etílico (C2H5OH), se puede elaborar por la fermentación de la glucosa, representada en la siguiente ecuación química:

C6H12O6 ----> 2C2H5OH + 2CO2

Glucosa alcohol etílico

Si se obtiene un rendimiento del 80% de alcohol etílico,

¿Cuántas moles de alcohol etílico se puede producir a partir de 4moles de glucosa de 50% de pureza?

Su respuesta :

3,2

!CORRECTO!