UNIVERSIDAD PRIVADA SAN JUAN BAUTISTA

FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUDESCUELA PROFESIONAL DE MEDICINA HUMANA

CONCEPTO DE MOL, CÁLCULOS DE MASA, PESO EQUIVALENTE, REACTIVO

LIMITANTE.

ING. HILDA COILA DE LA CRUZ

CONCEPTO DE MOL

CANTIDAD DE SUSTANCIA•La CANTIDAD de SUSTANCIA aparece gracias a la consolidación de la teoría atómica molecular, ya que su introducción en una reacción química hace que se centre más la atención en la relación entre el # de partículas que intervienen en la misma, que en los pesos de combinación.•Su introducción hace posible contar en el nivel microscópico las entidades elementales a partir de las masas o los volúmenes de combinación de las sustancias que reaccionan.

+ -Cantidad de sustancia

•En sustancias iguales se puede medir sin problemas en unidades de masa o de volumen•El problema surge cuando queremos comparar cantidades en sustancias diferentes.•Aquí el concepto de “cantidad de sustancia” tendría que basarse en la cuenta de las partículas imperceptibles que conforman la materia

No= 6.02214199 x 1023 entidades elementales/molCONSTANTE DE AVOGADRO

Entidades elementales: átomos, iones, moléculas, fórmulas, e-. •1 mol de átomos de carbono•1 mol de iones Na+

•1mol de núcleos de He•1 mol de moléculas de O2

•1 mol de e-

•1 mol de fórmulas NaCl

¿Cuántos átomos de sodio hay en la siguiente cantidad de sustancia: 0.3 moles de átomos de sodio?El No nos permite transformar cantidad de sustancia, n, a número de partículas , N.

N átomos de Na = 0.3 mol Na6.02 x 1023 átomos de Na

1 mol Na

N = 1.81 x 1023 átomos de Na

EJERCICIOSe tiene una muestra de benceno con 1.27 x 1022 moléculas. Calcula la cantidad de sustancia en dicha muestra, expresada como moles de moléculas de benceno.

Como se mide la cantidad de sustancia?

Se mide indirectamente, a través de una propiedad que sea proporcional al # de entidades elementales, como puede ser la masa, el peso o inclusive el volumen.

• Los pesos atómicos relativos NO tienen unidades, ya que se refieren a un cociente entre 2 pesos, o sea, a 1 peso atómico comparado con el de 1 átomo patrón.

• Siglo XIX Peso atómico de A= Peso del átomo A

Peso de átomo de hidrógeno• Definición actual

Peso del átomo de A = Peso atómico de A 1/12 del peso del átomo de carbono 12

•Se puede sustituir la palabra “peso” por “masa” ya que una comparación entre 2 pesos es idéntica a una comparación entre 2 masas en el mismo lugar de la tierra

Peso atómico de A = Masa del átomo de A 1/12 de la masa del átomo de carbono-12

•El resultado no se altera si consideramos 2, 3, o más átomos de A y 2, 3, o más átomos patrón. En particular si consideramos 1 mol de dichos átomos:

Peso atómico de A = Masa de 1 mol de átomos de A 1/12 de la masa de un mol de átomos de carbono12

•Al numerador de esta expresión se le denomina “masa molar” del elemento MA y las unidades g/mol.•Reconocemos que la masa de 1 mol de átomos de C12 es exactamente 12g. Así llegamos a la importante expresión:

Peso atómico de A = MA = MA

1/12 (12g/mol) 1g/mol

•Si repetimos este proceso iniciando con el peso molecular del compuesto A, llegaríamos a una ecuación idéntica:

Peso molecular de A = MA

1g/mol

La masa molar de A, sea A un elemento o un compuesto, es igual al peso atómico o molecular de A, que es un número adimensional, multiplicado por la unidad 1g/mol.

MA = peso atómico o molecular de A (1g/mol)•El peso atómico relativo es un cociente sin unidades, en el que se compara la masa (o el peso) de 1 átomo dado con la doceava parte de la masa o peso de 1 átomo de carbono 12.•Masa Molar es la masa de 1 mol de entidades elementales. Sus unidades son g/mol.•Ambas cantidades, aunque muestran el mismo valor numérico, tienen diferentes unidades.•Los datos de los pesos atómicos calculados de esta manera se encuentran en cada casilla de la tabla periódica.

MASA MOLAR DE UNA FÓRMULALa masa molar se obtiene al sumar las masas molares de los átomos que constituyen la molécula o fórmula, sin olvidar que los subíndices de los símbolos elementales hablan del número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula.

1 mol de agua, H2O, contiene 1 mol de átomos de oxígeno y 2 moles de átomos de hidrógeno. Así la masa molar se calcula al sumar la masa de 1 mol de oxígenos (16g) y 2 moles de hidrógenos (2g).

MH2O = [(1)16 + (2)1]g de agua = 18 g/mol 1 mol de moléculas de agua

CANTIDAD DE SUSTANCIA EN CIERTA MASASe tienen 3.02 g de carbono-12 ¿cuál es la cantidad de sustancia en esta muestra?La incógnita es la cantidad de sustancia de carbono-12, sus unidades son moles.

nc mol C12 = 3.02g C12 1 mol C12 =0.252 mol C12 12 g C12

NÚMERO DE MOLECULAS EN CIERTA MASAIndica las moléculas de agua que hay en una muestra con 10g de agua.Las unidades de la incógnita son moléculas de agua y las del dato son gramos de agua.

10g H2O 1 mol H2O 6.02 x 1023 moléculas de H2O = 3.35 x 1023 moléculas de H2O 18 g H2O 1 mol H2O

1. Calcula el número de fórmulas de NaCl en 3.54 moles de NaCl2. Calcula la cantidad de sustancia de S8 en una muestra con 2.43 x1024 moléculas

de S8.3. Calcula la masa de una muestra de benceno, C6H6 que contiene 3.8 x 1023

moléculas de C6H6.4. Calcula la cantidad de sustancia de NO en el aire de una habitación que contiene

3.3 x 10-5g NO.5. La masa molar del Cu es de 63.45 g/mol ¿cuál es la masa de 1 átomo de Cu?

EJERCICIOS

6. Calcula la masa en gramos que hay ena) 5.02 moles de orob) 0.050 moles de uranioc) 14.5 moles de neónd) 3.5 x 10-3 moles de polonio

7. Calcula la cantidad de sustancia presente en cada una de las siguientes masas:a)12g de Nab) 0.03g de platinoc) 0.875g de Asd) 0.986g de xenón

8. Cuantos átomos hay en 1 g de Cu?

9. En que muestra hay más átomos de plata? La masa molar de la plata es de 107.9g/mole) 6.7g de plataf) 0.16 moles de platag) 6.53 x 1022 átomos de plata

10 Calcula las masas molares de las fórmulas moleculares de los siguientes compuestos:h) amoniaco, NH3

i) Benceno, C6H6

j) Metano, CH4

k) Glucosa,C6H12O6

CÁLCULOS DE MASA

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

•Es importante saber cuánto se produce en 1 rxn química o qué cantidad de reactivos se necesitan para obtener la cantidad deseada de productos.•En la industria es necesario conocer cuánto se necesita y cuánto se produce de determinados compuestos.•Interpretar a la reacción química de manera cuantitativa con cantidades.

La estequiometria es el estudio cuantitativo de los reactivos y los productos en una reacción química.•La cantidad de reactivos y productos que participan en una reacción química se pueden expresar en unidades de masa, volumen o cantidad de sustancia. •Es mas conveniente utilizar la cantidad de sustancia.

•Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear la ecuación, nos permiten conocer la cantidad de productos a partir de cierta cantidad de reactivos, o viceversa.•Para poder trabajar con la ecuación química, definimos las razones estequiométricas.

1 razón estequiométrica es un parámetro constante y universal para cada par de participantes en la reacción y se obtiene con el cociente entre 2 coeficientes estequiométricos

•Para obtenerlos hay que tener las ecuaciones químicas balanceadas.

2CO (g) + O2 (g) 2CO2 (g)La razón estequiométrica entre el monóxido de carbono (CO) y el oxígeno (O2) es

2 moles de CO 1mol de O2

Esta razón indica las moles de monóxido de carbono que se requieren para reaccionar con 1 mol de oxígeno.

•Para la misma rxn se pueden construir las razones estequiométricas siguientes. Esto indica que se obtienen 2 moles de CO2 por 2 moles de CO, o por 1 mol de O2.

2 moles de CO 1 mol de O2

2 moles de CO2 2 moles de CO2

Lo mas importante para cualquier cálculo estequiométrico es escribir la ecuación química correctamente balanceada

Para realizar cálculos estequiométricos se pueden seguir los siguientes pasos:

1. Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos y balancea la rxn química:2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

2. Cuando sea necesario calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén dados en el problema. Supongamos que tenemos 4.5g de H2. calculamos la cantidad de sustancia de H2 con el empleo de su masa molar:

nH2 = 4.5g de H2 1 mol de H2 = 2.232 moles de H2

2.016g de H2

3. Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las sustancias que deseas conocer. Para conocer cuánto oxígeno necesitamos y cuánta agua se produce en la rxn:

nO2 = 2.232 moles de H2 1 mol de O2 = 1.116 moles de O2

2 moles de H2

nH2O = 2.232 moles de H2 2 moles de H2O = 2.232 moles de H2O2 moles de H2

4. Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias puedes calcular la masa de las mismas. La masa molar del O2 es 31.998 g/mol y la del H2O es 18.015 g/mol, con lo cual tenemos lo siguiente:

mO2 = 1.116 moles de O2 31.998 g de O2 = 35.709g de O2 1 mol de O2

mH2O = 2.232 moles de H2O 18.015g de H2O = 40.209g de H2O 1 mol de H2O

Ahora sabemos que 4.5g de H2 necesitan 35.709g de O2 para reaccionar y producir 40.209g de H2O

Moles deproductos

Moles dereactivos

Masa dereactivos

Masa deproductos

Moles deproductos

Moles dereactivos

Masa dereactivos

Moles deproductos

Moles dereactivos

TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

EJEMPLO: CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g)

CaO (s) + SO2 (g) CaSO3 (s)Se producen 160,000 toneladas de desperdicio sólido (CaSO3).¿cuánto SO2 se elimina y cuánto CaCO3 se necesita en este caso?160,000 x 1000 = 1.6 x108 Kg

En gramos,mCaSO3= 1.6 x108 Kg de CaSO3 1000g = 1.6 x1011 g de CaSO3

1kgPara trabajar con la ecuación química, transformamos estos gramos en cantidad de sustancia de CaSO3, haciendo uso de su masa molar.nCaSO3 = 1.6 x 1011g de CaSO3 1 mol de CaSO3 = 1.33x109moles de CaSO3

120.137g de CaSO3

Con esta cantidad de sustancia CaSO3, se obtiene la cantidad de sustancia de SO2 y CaOnSO2= 1.33x109 moles de CaSO3 1 mol de SO2 = 1.33x109 moles de SO2

1 mol de CaSO3

nCaO= 1.33x109 moles de CaSO3 1 mol de CaO = 1.33x109 moles de CaO1 mol de CaSO3

Como los coeficientes estequiométricos son iguales, la cantidad de sustancia de todos ellos es la misma. El CaO proviene de la 1ra rxn.

También aquí los coeficientes estequiométricos son iguales, lo que significa que la cantidad de CaO proviene de la misma cantidad de sustancia de carbonato de calcio (CaCO3). Los resultados hasta ahora son:

• Se producen 1.33x109 moles de CaSO3

• Con esto se eliminan 1.33x109 moles de SO2

• Para ello se necesitan 1.33x109 moles de CaO que provienen de 1.33x109 moles de CaCO3

Estas cantidades de sustancia se pueden transformar en masas, con lo que tendremos:

CaCo3(s) CaO (s) + CO2(g)

•Se producen 1.6x1011 g de CaSO3

•Con esto se eliminan 8.52x1010 g de SO2•Para ello se necesitan 7.45x1010g de CaO que provienen de 1.33x1011g de CaCO3

CaO (s) SO2 (g) CaSO3 (s)Masa que se requiere 7.45 x 1010 8.52x1011

Masa que se produce 1.6x1011

Cantidad de sustancia que se requiere

1.33x109 1.33x109

Cantidad de sustancia que se produce

1.33x109

TAREACálculos estequiométricos: 1. La ilmenita es un mineral de titanio. Su fórmula química es FeTiO3 . Calcula la cantidad de

titanio que se puede obtener de una mina, donde diariamente se extraen 6360Kg de ilmenita.2. ¿De que mineral se puede extraer más hierro a partir de una masa fija de mineral, de la

ilmenita (FeTiO3), de la cromita (Fe2Cr2O4) o de la magnetita (Fe3O4)? Justifica tu respuesta.3. ¿Cuánto mineral se necesita extraer de una mina, si se quieren obtener 2.5x106kg de plomo

a partir de la galena (PbS)?4. La reacción involucrada en el polvo para hornear (una mezcla de cremor tártaro y

bicarbonato de sodio) es la siguiente: KHC4H4O6 + NaHCO3 KNaC4H4O6 + H2O + CO2

Cremor bicarbonatoTártaro de sodio

Una receta indica que se añadan 2 cucharaditas (8g) de cremor tártaro. ¿Cuánto bicarbonato de sodio debe añadirse para que ambos materiales reaccionen completamente?

5. el vidrio de cal y soda se emplea para hacer recipientes. El vidrio se prepara fundiendo carbonato de sodio (Na2CO3), piedra caliza (CaCO3) y arena (SiO2). La composición del vidrio resultante es variable, pero una reacción generalmente aceptada es la siguiente:

Na2CO3 + CaCO3 + 6 SiO2 Na2O.CaO.6SiO2 + 2CO2

A partir de esta ecuación. ¿Cuántos kilogramos de arena se requerirán para producir el suficiente vidrio para obtener 5000 botellas, cada una con una masa de 400g?

6. Un empresario está interesado en comprar una mina para extraer cobre. En su búsqueda encuentra dos opciones. La primera es una mina de calcopirita (CuFeS2) cuyo precio es 3.5x106 pesos. La segunda es una mina de malaquita (Cu2CO3(OH)2) que tiene un costo de 4.7x106 pesos. Si tú fueras el empresario, ¿Cuál de las dos minas comprarías? Considera que la cantidad diaria de mineral que se puede extraer de ambas minas es equivalente

PESO EQUIVALENTE

EL EQUIVALENTE es una medida de cantidad de materia que puede aportar cargas, ya sea positivas o negativas en solución.Se evalúa en sustancias iónicas o capaces de producir iones en soluciones acuosas.La milésima parte de un equivalente es el mili equivalente, y se expresa como mEq.

Peso Equivalente: Se define como el peso de un equivalente.

Peq = g/eq

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PESO EQUIVALENTE (Peq)

Se define peso equivalente a la cantidad de una sustancia que reacciona, sustituye, desplaza o contiene una parte en masa de H2, 8 partes en masa de O2 o 35,5 partes en masa de Cl2. De aquí podemos notar que los pesos equivalentes de los elementos mencionados están establecidos como cantidades estándares de referencia de la siguiente forma:

Peq (H2) = 1;  Peq (O2) = 8;  Peq (Cl2)=35,5Ejemplo: Calcule el peso equivalente del calcio en base a la siguiente reacción química: Ca + O2 CaO , P.A(Ca=40)Solución:

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REGLAS PARA DETERMINAR EL PESO EQUIVALENTE

1. Para un elemento químico

Para determinar el peso equivalente de un elemento se debe conocer el peso atómico (PA) y su respectiva capacidad de combinación, es decir, su valencia (Val).

 

Ejemplo: Calcular el peso equivalente de cada elemento.

Peq (Ca) = Peq (Fe+2) =

Peq (Al) = Peq (Fe+3) =

Peq (O) = Peq (Cu+1) =

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2. Para un compuesto químico

Para determinar el peso equivalente de un compuesto se debe conocer el peso molecular ( ) y M

 

Donde: = parámetro numérico que depende de cada especie química que participa en una reacción especifica.

A. ÁCIDOS ( = N° de H ionizables)

Ejemplo: Calcular el peso equivalente de cada ácido. Peq (HCl) =

Peq (H2SO4) =

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Peq (H-COOH) =

Peq (H3PO4) =

B. HIDRÓXIDOS O BASES ( = N° de OH ionizables)

Ejemplo: Calcular el peso equivalente de cada base.

Peq (KOH) =

Peq (Ca(OH)2) =

C. ÓXIDOS ( = /carga total del oxígeno/

Ejemplo: Calcular el peso equivalente de cada óxido.

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Peq (Na2O) =

Peq (Al2O3) =

D. SALES ( = /carga total del catión o anión/

Ejemplo: Calcular el peso equivalente de cada sal.

Peq (Ca CO3) =

Peq [Al2 (SO4)3] =

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EQUIVALENTE GRAMO O EQUIVALENTE (Eq-g)

Se refiere al peso (gramos) de una sustancia que es numéricamente igual al peso equivalente de dicha sustancia.

1 Eq-g(sust) = Peq (sust) g

Ejemplo: 1 Eq-g (Al) =

1 Eq-g (H2SO4) =

1 Eq-g (NaOH) =

2 Eq-g (NaCl) =

3 Eq-g (H2O) =

LEY DE LOS EQUIVALENTES QUÍMICOS

En una reacción química se cumple que las sustancias puras reaccionan y se forman con igual número de equivalentes gramos

Sea la reacción:

aA + bB cC + dDSe cumple:

# Eq-g(A) = # Eq-g(B) = # Eq-g(C) = # Eq-g(D)

donde:  

Calcule el peso equivalente de los siguientes ácidos:

a) HNO3

b) H2SO4

c) H3PO4

TAREA

Calcule el peso equivalente de las siguientesbases:

a) KOH

b) Ni(OH)3

c) Sn(OH)4

Calcule el peso equivalente de las siguientessales:

a) ZnSO4

b) NaCl

c) Ca3(PO4)2

REACTIVO LIMITANTE

REACTIVO LIMITANTE•En la realidad, los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricos.•Usualmente 1 o varios de los reactivos están en mayor cantidad de la que se requiere, por lo que al finalizar la rxn quedará un remanente de esos reactivos.

•Los reactivos limitantes son los que se terminan durante la rxn química.•Cuando los reactivos limitantes se acaban, la rxn química no prosigue.•Los reactivos en exceso son los que están en mayor cantidad que la que se requiere para reaccionar con los reactivos limitantes.•De los reactivos en exceso, siempre quedará una cierta cantidad al terminar la reacción.

En los cálculos estequiométricos que involucran la presencia de reactivos limitantes, lo 1ro que hay que hacer es decidir cuales son estos reactivos. Una vez determinados, el resto del problema se resuelve como lo hemos hecho hasta ahora, todo con base en la cantidad inicial de reactivos limitantes

Para determinar el reactivo limitante

•Calcula la cantidad de sustancia de cada reactivoS(s) + 3F2 (g) SF6

la ecuación indica que 1 mol de S reacciona con 3 moles de F para producir 1 mol de SF6. si colocamos por ejemplo 30moles de S y 35 moles de F2, tenemos que determinar cual es el reactivo limitante.•Trabaja con las cantidades de sustancia de cada reactivo por separado y calculamos la cantidad de productos que se obtienen a partir de cada 1 de las cantidades iniciales de sustancia de los reactivos. Con S tenemos 30moles que producen

nSF6 = 30 moles de S 1 mol de SF6 = 30 moles de SF6

1 mol de SPara el F2 tenemos 35 moles, lo que nos da

nSF6 = 35 moles de F2 1 mol de SF6 = 11.66 moles de SF6

3 moles de F2

•El reactivo cuya cantidad inicial produzca menos cantidad de producto será el reactivo limitado, los demás serán reactivos en exceso.

REACTIVO LIMITANTE es el F2

Para hacer cálculos estequiométricos cuando hay reactivo limitante, puedes seguir los siguientes pasos:

1. Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos, y balancea la ecuación química.

2. Cuando sea necesario, calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén dados en el problema.

3. Identifica el reactivo limieante. Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante

4. Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de sustancia de las sustancias que deseas conocer.

5. Con la cantidad de sustancia y las masas molares puedes calcular la masa de las sustancias

6. Siempre analiza tu resultado y pregúntate si es razonable o no.

Se tiene la siguiente reacciónMnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Al inicio se ponen a reaccionar 4.5g de MnO2 con 4g de HCl. ¿cuánto MnCl2, Cl2 y H2O se obtiene? Calcula la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.1. Calculamos la cantidad de sustancia inicial de los reactivos.

2. Ahora trabajamos con c/reactivo por separado utilizando la cantidad de sustancia inicial para ver cuanto se puede obtener de producto.

nMnO2 =4.5g de MnO2 1 mol de MnO2 = 0.0518moles de MnO2

86.936g de MnO2

nHCl = 4g de HCl 1 mol de HCl = 0.1097 moles de HCl 36.461g de HCl

nMnCl2 = 0.0518 moles de MnO2 1 mol de MnCl2 = 0.0518moles de MnCl2

1 mol de MnO2

nMnCl2 = 0.1097 moles de HCl 1 mol de MnCl2 = 0.0274moles de MnCl2

4 moles de HCl

HCl es el reactivo limitante

3. Los cálculos siguientes los haremos con base en la cantidad inicial de reactivo limitante (HCl). Transformar la cantidad de sustancia en gramos

3.4481g de MnCl2 a partir de 4.5g de MnO2 y 4g de HCl se obtienen.

4. Con estos datos calculamos la cantidad de Cl2 y de H2O que se obtiene de la misma reacción.

Transformando en gramos

nMnCl2 = 0.0274 moles de MnCl2 125.844g de MnCl2 = 3.4481g de MnCl2

1 mol de MnCl2

nCl2 = 0.1097 moles de HCl 1 mol de Cl2 = 0.0274 moles de Cl2

4 moles de HCl

nH2O = 0.1097 moles de HCl 2 moles de H2O = 0.0548 moles de H2O 4 moles de HCl

mCl2 = 0.0274 moles de Cl2 70.906g de Cl2 = 1.9428g de Cl2

1 mol de Cl2

nH2O = 0.10548 moles de H2O 18.015g de H2O = 0.9872g de H2O 1 mol de H2O

5. Calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Inicialmente teníamos 0.0518 moles de MnO2 y solo reaccionaron 0.0274 moles de MnO2

0.0518 – 0.0274 = 0.0244

mMnO2 = 0.0244 moles de MnO2 86.932 g de MnO2 = 2.1212g de MnO2

1 mol de MnO2

MnO2 4HCl MnCl2 Cl2 2H2O

Cantidad de sustancia inicial 0.0518 0.1097

reaccionan 0.0274 0.1097

Cantidad de sustancia que queda después de la rxn

0.0244 0 0.0274 0.0274 0.0548

Masa inicial 4.5g 4g

Masa que reacciona 2.382g 4g

Masa que queda despues de la rxn 2.1212g 0 3.448g 1.943g 0.987g

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

La cantidad de sustancia inicial de reactivo limitante nos permite predecir la porción de productos que podemos obtener

El rendimiento teórico de la rxn representa la máxima cantidad de producto que podemos obtener

En la práctica muchas veces hay pérdidas en el camino y se obtiene un rendimiento experimental, el cual es la fracción de la cantidad esperada que se obtiene realmente de la rxn.

Rendimiento experimental 100% = % de rendimiento rendimiento teórico

El porcentaje de rendimiento describe la proporción del rendimiento experimental con respecto al rendimiento teórico.

En el ejemplo anterior calculamos la cantidad de MnCl2 que se obtiene a partir de 0.11moles de HCl, de acuerdo a la siguiente rxn

MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2OObtuvimos que se producen 3.4607g de MnCl2, a partir de 4.5g de MnO2 y 4g de HCl. Durante un proceso se obtienen 3.06g de MnCl2. Calcula el porcentaje de rendimiento de la rxn.

El rendimiento teórico es 3.4607g y el experimental 3.06g

3.06g 100% = 88.42% 3.4607g

Calcula la cantidad de MnCl2 que se obtiene si el porcentaje de rendimiento durante un proceso es 90%

Rendimiento experimental 100% = 90% 3.4607g

Rendimiento experimental = 90% 3.4607g = 3.1146g 100%

TAREAReactivo limitante 1. Explica porqué para determinar el reactivo limitante se tienen que comparar

cantidades de sustancia y no se pueden utilizar directamente unidades de masa.

2. de acuerdo con la siguiente reacción:Zn (s) + H2SO4 (ac) Zn2SO4 (ac) + H2 (g)

¿que sucede si se hacen reaccionar 7g de Zn con 40g de H2SO4? ¿Ambas sustancias reaccionan totalmente? De no ser así, ¿Cuál de las dos sustancias reacciona totalmente? ¿Cuántos gramos de la otra permanecen sin reaccionar?  Rendimiento 3. si al hacer reaccionar HCl con 6.54g de Zn puro se obtienen 0.080moles de H2.

¿Cuál es el rendimiento de la reacción? 2HCl + Zn ZnCl2 + H2

2. Suponga que 2g de C3H8 y 7g de O2 reaccionan para formar CO2 y H2O. ¿Cuántos gramos de CO2 se formarán?