Práctica #11: Reactivo Limitante, Rendimiento Teórico y Rendimiento Real

Práctica #11: Reactivo Limitante, Rendimiento Teórico y Rendimiento Real


Grupo 6: Paulina Mendoza Rezza A01127555; Carlos Andrés Salgado Sviercovich A01323609; Gabriela del Carmen Alcántara Torres A01323418; Laura Andrea Soto Flores A01323591


Laboratorio de Química Experimental (Q1014.1), 14:30 A 17:30. Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey Campus Puebla

Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas


Dr. Isaac Monroy

Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano



1. Introducción:

Una reacción química es un proceso termodinámico mediante el cual uno o mas sustancias por efecto de un factor energético, se transforma: cambia su estructura molecular en otras sustancias llamadas productos. Estas sustancias pueden ser elementos o compuestos. En una reacción es importante el considerar que no todos los componentes se consumen o utilizan en su totalidad: existen reactivos limitantes así como reactivos en exceso dentro de una reacción.  Al trabajar en el laboratorio es de suma importancia el saber reconocer dichas sustancias para poder utilizar las cantidades correctas de componentes permitiéndonos así el reducir los niveles de desperdicio de reactivos al mínimo.

Cuanto más se acerque el valor obtenido experimental mente a la cantidad del producto que debíamos obtener teóricamente, decimos que existe un mayor rendimiento real. Siempre debemos buscar el obtener un mayor rendimiento real. 


2.Objetivos:

2.1 Escribir una ecuación química ajustada para descubrir una reacción química.

2.2 Usar el concepto de reactivo limitante en cálculos con ecuaciones químicas.

2.3 Comparar la cantidad de sustancia realmente formada (rendimiento real) con la

cantidad predicha (rendimiento teórico) y determinar el porcentaje de rendimiento.


3. Marco Teórico:

Reactivo Limitante

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos.

Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.


Ejemplo a: Para la reacción: 


2 H2 + O2 ------>  2 H2O


¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno? Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2; Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.


REACTIVO LIMITANTE, RENDIMIENTO TEÓRICO Y RENDIMIENTO REAL

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2.

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.

Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:

Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.


Ejemplo b: Considere la siguiente reacción: 


2 NH3 (g) + CO2 (g) --------->  (NH2)2 CO2 (ac) + H2O (l)


Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:

637,2 g de NH3 son 37,5 moles

1142 g de CO2 son 26 moles

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:

  • A partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO
  • A partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:

  • A partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO
  • A partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO

4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea.

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:

18,75 moles de (NH2)2CO son 1125 g.


Rendimiento

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.


Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad.


Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico


Razones de este hecho:

  • Es posible que no todos los productos reaccionen
  • Es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado 
  • La recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:


% de rendimiento = (Rendimiento de la Reacción / Rendimineto Teórico) * 100


Ejemplo: La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento? 

(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).


2 H2S + SO2 --------->  3S + 2H2O


En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S.

(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.

(8,2/9,6) x 100 = 85,4%


Rendimiento con Reactivos Limitantes

Ejemplo:

La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)


Sb4 + 6 Cl2 --------> 4 SbCl3


En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.

1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo: Peso Molecular del Sb4: 487,2

número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156

Peso Molecular del Cl2: 70,9

número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,0282

2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:

0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2.

3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl2 (el reactivo limitante).

2g Cl2 * (1 mol de Cl2/70,9g. de Cl2) * (4 mol de SbCl3/6 mol de Cl2) * (228,18g de SbCl3/1 mol de SbCl3) = 

4,29g de SbCl3

4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.

(3,65/4,29) x 100 = 85,08%


4. Materiales:

EXPERIMENTO 1:




EXPERIMENTO 1L:

EXPERIMENTO 1LL:


5. Procedimientos:

EXPERIMENTO 1:

a) Llene el recipiente de plástico con agua hasta las tres cuartas partes de su capacidad, aproximadamente.

b) Llene la probeta con agua hasta el ras o inviértala para sumergirla en el agua del recipiente de plástico. Utilice una pinza para apoyar la probeta y sujetarla al soporte universal.

c) Inserte el extremo de manguera de hule a la probeta invertida.

d) Pulverizar en el mortero 1,5g de acetato de sodio y 0.75g de NaOH y 0.75g de Oxido de Calcio e introducir los reactivos al matraz o tubo de ensayo.

e) Tape el tubo de ensayo con el tapón de hule con manguera

f) Caliente los reactivos suavemente hasta que funda y empiece a efervecer

g) Mida y anote el volumen de gas que se recolectó en la probeta.


EXPERIMENTO 1L:

1. Instale dos buretas de 25 ml. Las denominará A y B. Las disoluciones se deben preparar con una concentración 1N cada una.

2. Llene la bureta con disolución B de K2CrO4.

3. Prepare la disolución A de Pb(NO3)2.y agréguela con ayuda de una pipeta.

4. Enumere doce tubos de ensayo.

5. Agregue a cada vaso los volúmenes de reactivo A indicados en la tabla 1.

6. Caliente cada vaso en baño María hasta alcanzar casi el punto de ebullición.

7. Agregue a cada tubo los volúmenes de reactivo B indicados en la tabla 1.


Tabla 1

 Tubo 110 11 12 
 mol A 4.54.54.5 4.5 4.5 4.5 4.5 4.5 4.54.5  4.54.5 
 mol B 0.30.9 1.5 2.1 2.73.3 3.9 4.5 5.1 5.7 6.3 6.9 

8. Caliente los tubos y su contenido durante 20 minutos en baño María.

9. Enumere y pese doce piezas de papel filtro en la balanza analítica y registre la masa de cada papel seco.

10. Filtre en caliente el contenido de cada tubo sobre el papel filtro correspondiente. Evite pérdidas de precipitado.

11. Lave el precipitado con agua destilada caliente y ponga a secar los precipitados en la estufa a 50 oC.

12. Compruebe que los precipitados estén secos con varias pesadas en diferentes tiempos.

13. Por diferencia de masas calcule la masa de precipitado obtenido en cada tubo.

14. Registre la información obtenida en la tabla 2.

15. Trace la gráfica gramos de precipitado obtenidos (ordenadas) en función de los mililitros de reactivo B agregados (abscisas).


EXPERIMENTO 1LL:

Obtención del precipitado de carbonato de calcio:

En un vaso de precipitados de 100ml limpio y seco pese aproximadamente entre 1,0 a 1,5 gramos de carbonato de sodio (Na2CO3); adicione 10ml de agua destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución completa.

En otro vaso de precipitados de 100ml limpio y seco agregue la cantidad de cloruro de calcio dihidratado (CaCl2.2H2O) en la cantidad necesaria para que reaccione completamente con el carbonato de sodio que pesó anteriormente, (recuerde incluir las aguas de hidratación en el peso molecular usado); adicione 10ml de agua destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución completa. (Recuerde manejar con precaución los reactivos)

Adicione la solución de cloruro de calcio a la solución de carbonato de sodio lentamente utilizando una varilla de vidrio; enjuague el vaso con aproximadamente 3,0 a 5,0 ml de agua

destilada y condiciónales al vaso donde está la mezcla de reacción. Deje en reposo por aproximadamente 15 minutos.


FILTRACIÓN:

Pese una hoja de papel de filtro No 597 y dóblela cuidadosamente, colóquela en el embudo de vidrio humedeciendo con agua destilada para que el papel se fije a las paredes. El embudo se coloca sobre el aro metálico con nuez y su vástago se coloca hacia el interior de un erlenmeyer de 250ml.

Transvase cuidadosamente el sobrenadante del vaso de precipitados donde está la mezcla de reacción y finalmente el precipitado formado. Lave el sólido que queda retenido en el papel de filtro con abundante agua destilada hasta fin de cloruros, si algo del precipitado pasa el papel de filtro, volver a filtrar cuidadosamente.

La determinación de cloruros se realiza tomando en un tubo de ensayo algunas gotas de las aguas de lavado que han pasado por el filtro y se recogen al final del vástago del embudo, y se le adicionan dos gotas de la solución de nitrato de plata (AgNO3). Si en la solución hay iones cloruros se produce un precipitado blanco de cloruro de plata (AgCl).

SECADO:

Una vez terminado el lavado transfiera el papel filtro cuidadosamente al vidrio de reloj previamente pesado y colóquelo en la estufa a 105ºC hasta que esté completamente seco. El vidrio de reloj se saca y se deja enfriar en un desecador y se pesa. Colocar nuevamente en la estufa y volver a pesar hasta obtener un peso constante.(Tener cuidado en la manipulación del papel de filtro, ya que el sólido obtenido es muy liviano).

Diseñe la tabla de datos.

Exprese claramente como determinó el peso de cloruro de calcio dihidratado que utilizó en la reacción y cuanto carbonato de calcio debía obtener teóricamente.

Realice el cálculo correspondiente para saber cuanto carbonato de calcio se obtuvo experimentalmente y determine el porcentaje de rendimiento de la reacción.

Analice las observaciones y resultados obtenidos.

Revise de nuevo los objetivos de la práctica, evalúe si se cumplieron total o parcialmente, y redacte unas conclusiones en donde exprese en forma explícita lo aprendido en esta práctica


6.Resultados:

EXPERIMENTO 1:

1. Realice las reacciones que ocurre en el experimento

2. ¿Cuál es el Reactivo Limitante?

El reactivo limitante es el NaOH ya que solo permite la obtención de 0.01875 moles de CH4.

3. ¿Y el Reactivo en Exceso?

El reactivo en exceso es el CH3COONa ya que permite la obtención de 0.03 moles de CH4. |           Experimentalmente solo obtuvimos 0.02 moles de gas.


EXPERIMENTO 1L:

Tabla 1

 Tubo 110 11 12 
 mol A 4.54.54.5 4.5 4.5 4.5 4.5 4.5 4.54.5  4.54.5 
 mol B 0.30.9 1.5 2.1 2.73.3 3.9 4.5 5.1 5.7 6.3 6.9 

g de Precipitado  0.39840.40410.4119 0.4146 0.424 0.3895 0.3895 0.385 0.4002 0.4104 0.399 0.4074 
 g de Precipitado0.5032  0.58280.7451 0.8756 0.8964 0.9184 1.0550 1.1037 1.23111.1121 1.20 1.1141 

1. ¿Qué relación se observa entre el volumen de reactivo B agregado y la masa de precipitado obtenida?


Esta gráfica es constante: los valores de moles son los mismos y los de precipitado prácticamente no cambian.


2. ¿Qué valor encuentra para la ordenada al origen?

    0,45

3. ¿Qué significado tiene este valor?

Que es la mínima cantidad de moles requeridas para obtener 0,5 g de precipitado.

4. ¿Se justifica que este valor sea diferente de cero?

Sí, ya que la mínima cantidad de moles agregados no fue jamás igual a cero.

5. ¿En qué punto de la gráfica se observa un cambio de pendiente?

Se aprecia un cambio de pendiente cuando los moles iniciales de B cambian: no permanecen constantes como en el primer experimento.

6. ¿Estima usted que este cambio es significativo?

Sí.

7. ¿Qué relación se observa entre el volumen de reactivo B agregado y la masa de precipitado obtenida en los tubos 8 a 12?

El crecimiento es más notable entre los tubos 8 y 12. Sin embargo se aprecia una tendencia a mantener un valor constante de la pendiente.

8. ¿Por qué después del punto 8, para volúmenes cada vez mayores de reactivo B agregado, la masa de precipitado que se forma se mantiene constante?

Por que existe un reactivo limitante: si se acaba el sustrato ya no puede darse más reacción independientemente del volumen de reactivo agregado.


7. Evidencias Fotográficas:


8. Cuestionario:

8.1 Dada la siguiente reacción:

MgBr2(aq) + 2AgNO3 --> 2AgBr+ Mg(NO3)2 (aq)

a) ¿Cuántos gramos de bromuro de plata se pueden formar cuando se mezclan soluciones que contienen 50 g de MgBr2 y 100 g de AgNO?


b) ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso se quedaron sin reaccionar?

8.2 El compuesto color azul oscuro Cu(NH3)4SO4 se fabrica haciendo reaccionar sulfato de cobre (II) con amoniaco.

CuSO4(ac) + 4NH3(ac)--> Cu(NH3)4SO4(ac)


a) Si se emplean 10.0g de CuSO4 y un exceso de NH3, ¿Cuál es el rendimiento teórico de Cu(NH3)4SO4 ?

Aplicando el mismo procedimiento del inciso anterior se obtiene: 14.3 g de Cu(NH3)4SO4(ac)


b) Si se obtienen 12.6g de Cu(NH3)4SO4 ¿Cuál es el rendimiento porcentual?

Utilizando la fórmula y el resultado anterior: (12.6/14.3)*100 = 88.11 %


8.3 Dada la siguiente reacción:

2Na +I2 -----> 2NaI

Si se tienen 10g de Na, ¿calcule la cantidad de I2 necesaria para producir 65.2g de forma que la reacción sea total?

8.4 Para producir NaCl, se colocan 20 grs de HCl y 80 de Na(OH). ¿Cual es el reactivo limitante?

HCl + Na(OH) -> NaCl + H2O

Aplicando el mismo procedimiento del ejercicio 9 a), se obtiene: 32.05 g NaCl a partir de 20 g de HCl y 171 g NaCl a partir de 80 g NaOH. Por lo tanto el reactivo limitante es HCl.


8.5 De acuerdo con la siguiente reacción, su pongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

2 NH3 + CO2 -> H2O + (NH2)2CO

Aplicando el mismo procedimiento del ejercicio 9 a) se obtiene: 1124.5 g urea a partir de 637.2 g NH3 y 1557.27 g urea a partir de 1142 g CO2. Por lo tanto el reactivo limitante es NH3 y se obtendrán únicamente 1124.5 g de urea.


8.6 En la reacción de formación de agua, se hacen reacciones 2 gramos de hidrógeno con 2 gramos de oxigeno ¿Cuánta agua se formará?

2 H2 + O2 -> 2 H2O

Aplicando el mismo procedimiento del ejercicio 9 a), se obtiene: 18 g H2O a partir de 2 g de hidrógeno y 2.25 g H2O a partir de 2 g de oxígeno. Por lo tanto el reactivo limitante es el oxígeno y se obtendrán 2.25 g de H2O


8.7 La reacción de 6.8 gr de H2S con exceso de SO2 produce 8.2 gr de S ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

2 H2S + SO2 -> 3 S + 2 H2O


Aplicando el mismo procedimiento del ejercicio 9 a), se obtiene: 9.6 g S a partir de 6.8 g de H2S.

Se aplica la fórmula de rendimiento porcentual y se obtiene: (8.2/9.6)*100 = 85.42%


9. Conclusiones:

La estequiometría es sumamente necesaria para poder desarrollarnos en el laboratorio. Es importante siempre tomar en cuenta qué reactivo es el limitante y cuál es el que está en exceso. De esta forma, podremos saber cuánta cantidad de reactivo se necesita para elaborar cierto producto. De igual forma es útil en la manera en que nos ayuda a economizar y estimar de mejor manera las cantidades de reactivos que se van a utilizar. Al realizar esta práctica nos dimos cuenta de la importancia de la estequiometría, balanceo de ecuaciones y cálculos de rendimiento porcentual de una reacción.


10. Bibliografía:

10.1 Raymond, CHANG. Química. 10a Edición, Editorial Mc. Graw Hill. México D.F 2010.

10.2 Chang, Raymond (2002). Química. 7ª edición. Mc Graw Hill.


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