Estequiometría de reacciones

Presentación del tema: "Estequiometría de reacciones"— Transcripción de la presentación:

1 Estequiometría de reacciones

2 Balanceo de reacciones
Una reacción química se representa indicando los reactivos o reactantes y los productos. Los reactantes van primero seguidos por una flecha () y luego se colocan los productos de la reacción Una vez los reactivos y productos están establecidos, el balanceo es un proceso de tanteo donde se pretende conservar el número de átomos de cada elemento. Esto se logra añadiendo coeficientes a las especies que participan (llamados coeficientes estequiométricos porque establecen las proporciones en que reaccionan los reactantes y se producen los productos) La reacción queda balanceada cuando a cada lado de la flecha hay exactamente el mismo número de átomos de cada elemento de los que participan en la reacción Se sugiere que al comenzar el balanceo se ajusten aquellos compuestos que tengan más elementos primero y luego se va de lado a lado ajustando en cada lado los elementos que ya han quedado fijos al otro lado

3 Ejemplo Balanceemos la reacción C6H12 + O2  C6H10O4 + H2O
La especie más compleja es C6H10O4. Comencemos ajustando a uno su coeficiente estequiométrico El paso anterior determina que al lado derecho (lado de productos) hay 6 átomos de carbono por lo que debe haber igual número del lado izquierdo y ello establece que el coeficiente estequiométrico del C6H12 tiene que ser uno también. Con el paso anterior quedan en 12 los átomos de H al lado izquierdo como ya tenemos 10 en C6H10O4 ,necesitamos dos más así que el coeficiente estequiométrico del agua debe ser uno también. Con el paso anterior quedan en 5 los átomos de oxígeno a la derecha y tendríamos que tener 5 en el lado izquierdo, Esto se logra con un coeficiente estequiométrico de 2.5 frente al O2. Aunque se admiten coeficientes fraccionales en el balanceo, por lo general tratamos de mantener los coeficientes estequiométricos como los enteros más pequeños posibles. Asíque multiplicamos todo por 2 y fimnalmente queda: 2 C6H O2  2 C6H10O H2O Podemos verificar que a cada lado hay 12 C, 24 H y 10 O

4 Cálculos estequiométricos
La reacción balanceada nos establece la proporción en que reaccionan los reactivos y se producen los productos. Esto es a base de átomos o moléculas o a base de moles Los coeficientes estequiométricos se convierten en equivalencias para relacionar moles de reactivos a moles de productos o viceversa o incluso para relacionar moles de reactivos entre sí o productos entre sí Noten que siempre podemos pasar de moles de una especie a gramos o viceversa usando la masa molar

5 Ejemplo 1 Determine los moles de C6H10O4 que se pueden producir a partir de 122 g de C6H12 si reaccionan según: 2 C6H O2  2 C6H10O H2O La lógica del proceso es convertir los g dados a moles, usando la masa molar, y luego pasar de moles de una especie a moles de la otra con la equivalencia estequiométrica (que es siempre por número de partículas o moles y no por gramos) Moles C6H10O4 = = 122g C6H12[1 mol C6H12/84.16 g C6H12][2 mol C6H10O4 /2 mol C6H12] = 1.45 mol C6H10O4 El primer corchete es la equivalencia de mol a gramos para el reactivo y el segundo es la relación estequiométrica que se obtiene de la reacción balanceada

6 Ejemplo 2 Para la reacción del ejercicio anterior determine los gramos de oxígeno que se requieren para la reacción de los 122 g del reactivo Aquí se hace algo muy similar pero con otra especie y puesto que nos piden los gramos tenemos que usar la masa molar del oxígeno para llegar de moles a gramos g de oxígeno= = 122 g C6H12[1 mol C6H12/84.16 g C6H12][5 mol O2/2 mol C6H12][32.00 g O2/1 molO2] = 116 g O2

7 Reactivo limitante En el ejemplo anterior hemos supuesto que hay suficiente oxígeno para reaccionar con el reactivo. Ello implica que el reactivo que limita la reacción es el C6H12 . En ocasiones los ejercicios nos dan las cantidades de ambos reactivos sin indicar cuál es el limitante. En estos casos lo primero es determinar el reactivo limitante. Hay varias formas de hacer esto. Aquí ilustraremos una. Tomamos uno de los reactivos (cualquiera) y determinamos cuánto del otro sería necesario. Tal como se hizo en el ejemplo 2. El valor obtenido se compara con el dado para ese reactivo. Si hay más de lo requerido, este reactivo sobra y el limitante es el otro. Si hay exactamente lo requerido tenmos una mezcla estequiométrica y ninguno sobra, se consume todo. Si hay menos de lo requerido, este reactivo se acaba primero y es el limitante. Cualquier cálculo para la reacción debe hacerse con el reactivo limitante.

8 Ejemplo 3 Calcule cuántos gramos de C6H10O4 se pueden producir al mezclar 122g de C6H12 con 110 g de oxígeno en la reacción del ejemplo 1 Fíjate que en el ejemplo 2 ya vimos que para 122 g de C6H12 se requieren 116 g de oxígeno. Sin embargo aquí tenemos solamente 110 g por lo que no hay suficiente y el oxígeno es el reactivo limitante La determinación de los gramos de C6H10O4 se hace a partir de los 110 g de O2. Recordemos la reacción: 2 C6H O2  2 C6H10O H2O g C6H10O4 = = 110g O2[1 mol O2/32.00 g O2][2 mol C6H10O4 /5 mol O2][146.1 g C6H10O4/1 mol C6H10O4] = 201 g C6H10O4

9 Por ciento de rendimiento
Hasta aquí hemos supuesto que las reacciones ocurren completamente y solamente según se han escrito. Ninguna de estas dos cosas es cierta. Siempre hay un sobrante de reactivo y se producen productos secundarios. Lo que hemos estado calculando hasta ahora es lo que se conoce como el rendimiento teórico de una reacción. El rendimiento real es siempre menor. El por ciento de rendimiento es la razón del rendimiento real al teórico X 100 % rend = [rendimiento real/rendimiento teórico]x100 Para usar esta ecuación se requiere un dato experimental: el rendimiento real o el por ciento de rendimiento. Con uno dado se puede calcular el otro.

10 Ejemplo 4 Calcule el por ciento de rendimiento si en la reacción del ejemplo 1, al mezclar 100 g de oxígeno con 122 g de C6H12 se logran producir 128 g de C6H10O4 Ya vimos que aquí el reactivo limitante es el oxígeno y que con esa cantidad de oxígeno se podrían producir, teóricamente, 201 g de C6H10O4 El por ciento de rendimiento sería, entonces: % rendimiento = [128 g/201 g]X100 = 63.7 %