Porcentaje de rendimiento

Introducción 

En Química, 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. 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. Y 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, existe orta cantidad que es de producto realmente formado la cual se llama rendimiento real. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad.

 Procedimientos

Experimento # 1 

        1.   La compañera Amparo Bada  coloco 0.1 g de Zn metálico (granalla) en el matraz Kitasato,  y  lo tapo con un  tapón de hule.


        2.  Después el compañero Víctor Rivera lleno el recipiente de plástico con agua hasta las tres cuartas partes de su capacidad, aproximadamente una vez hecho esto lleno la probeta con agua hasta el ras y la invirtió para sumergirla en el agua del recipiente de plástico. Utilizo una pinza para apoyar la probeta y sujetarla al soporte universal, para después con ayuda de Gerardo Carrillo inserto un tramo de manguera de hule en el tubo de vidrio, acoplándolo al matraz Kitasato, y  introduciendo el otro extremo de la manguera a la probeta invertida.

       3.   el siguiente paso fue colocar 5 mL de ácido clorhídrico en la jeringa y perforar después con la aguja el tapón que sella el tubo, paso que fue realizado por Amparo Bada. Se oprima el émbolo para añadir el ácido al zinc metálico.


                Experimento numero 2

       1. Obtención de nitrato cúprico.

El alumno Gerardo Carrillo peso aproximadamente 0,25 g de alambre de cobre No. 16 ó 18 con precisión de 0,01 g y lo colocamos en un vaso de precipitado de 250 ml. Para después en la campana, añadir de  2- 2.5 ml de HNO3 concentrado. Después de completarse la reacción y que se consumiera por completo el cobre y terminara disuelto en el HNO3 añadimos 50 ml de agua destilada. 

       2. Obtención de hidróxido cúprico.

Como siguiente paso añadimos lentamente 15 mL de NaOH 3.0 M a la solución obtenida en el vaso de precipitado.

      3. Obtención de óxido cúprico.

 Calentamos la mezcla cuidadosamente, agitando con la varilla de vidrio, justo hasta el punto de ebullición. Dejamos que el producto sedimentara y lo decanto el alumno Víctor Rivera. Agrego después el compañero Gerardo Carrillo aproximadamente 100 ml de agua destilada muy caliente, agite y agitamos bien que el sólido se depositara. Decantamos nuevamente. 

      4. Obtención de sulfato cúprico.

 Al sólido que obtuvimos, añadimos aproximadamente 5 ml de H2SO4 6.0M  agitando continuamente, hasta obtener una solución homogénea. 

      5. Obtención de cobre metálico

Siempre dentro de la campana, añadimos a la solución polvo de zinc en pequeñas porciones usando la punta de la espátula. Hasta que el sobrenadante perdido todo el color. 

       6. Tratamiento del precipitado

Cuando terminamos con el gas  nuestro compañero Víctor Rivera decanto el sobrenadante. Para que después el alumno Gerardo Carrillo lavara el precipitado de cobre con 5 mL de agua, mientras la compañera Amparo Bada pesaba una capsula de porcelana para transferir nuestro compuesto obtenido. Una vez más el alumno Víctor Rivera decanto cuidadosamente  el exceso de agua en la cápsula. Para poder agregar. 5 mL de acetona. Preparamos un baño de vapor y secamos el producto en la cápsula por lo menos durante 5 min.

Discusión de resultados y cuestionarios  

Experimento #1           

         a)    Escriba la ecuación química que se lleva a cabo entre el zinc metálico y el ácido clorhídrico.

                 Zn + 2HCl ----->  ZnCl2 + H2

         b)    Indique mediante los cálculos necesarios cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso.

                  con el Zn se producen 3.05x10^-3 g de H2 y con el HCl se pueden producir .159g de H2 por lo tanto el reactivo limitante es el Zn

         c)    Determine la masa teórica de hidrógeno que debería obtenerse en la reacción.

                   según lo máximo de producto q podemos obtener la masa seria,  3.05x10^-3  g de H2  

         d)    Determine la masa real de hidrógeno que se obtiene, Considere que el hidrógeno se comporta como un gas ideal.

               utilizando la formula de gases ideales ademas de condiciones estándar determinamos que la masa a partir de los 60 ml q obtuvimos de gas la masa del H2 es = 2.45 x10 ^-3 g H2

         e)    Calcule el rendimiento porcentual del hidrógeno.

                 con el rendimiento real y el teórico podemos calcular que el rendimiento porcentual de nuestra reacción es de un 80.32 %

Experimento #2

Las reacciones que se observan respectivamente por cada uno de los pasos fueron:

1.- Cu + HNO3 ----> cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2.- Cu(NO3)2 + NaOH ----> Cu(OH)2 + NaNO3
3.- Cu(OH)2 ----> CuO + H2O
4.- CuO + H2SO4 ----> CuSO4 + H2O
5.- CuSO4 + Zn + H2SO4 ----> Cu + ZnSO4 + H2SO4

      

 1.- En la primer reacción, cuando metimos el cobre en el ácido nítricoesperábamos que el cobre se deshiciera por completo. En efecto la reacción fue de sustitución simple y observamos como el cobre se desintegro poco a poco cambiando el color del liquido  a un tono verdoso y liberando un gas de color naranja (NO2). Después de tocar el vaso de precipitado concluimos que reacciones exotermica. 

Cuando el ácido termino de reaccionar con el cobre agregamos agua y se formo un liquido azul terqueza con algunas partes que parecian cristales.

2.- En la segunda reacción al agregar el hidróxido de sodio esperamos observa alguna reacción parecida a la anterior, y aun que no fue tan aparente como la anterior vimos como se oscurecía el liquido y tornaba un poco espeso sin cambiar de color.


3.- Al calentar el liquido, comenzó a separase el hidróxido de cobre del agua y un pequeño cambio de color a un tono azul cielo y denso. despues de decantar. podemos inferir por diferencia de densidades que el liquido que decantamos fue el agua que sobro de la reacción.

4.- Al agregar el ácido sulfúrico observamos un cambio inmediato de color a un color grisáceo y un poco mas claro.  que suponemos era el sulfato de cobre disuelto en agua.

5.- Esta reacción se nos había olvidado por lo que creímos que nuestra practica no funcionaba.  Pero al encontrar que aun teníamos que agregar el Zinc dedujimos que se trataría de un sustitución y que obtendríamos como resultado benéfico nuestro cobre. Creímos que la reacción dejaría de funcionar cuando observamos que se estaba saturando la mezcla y nos detuvimos. Pero descubrimos que al calentar la mezcla aun hubiese seguido funcionando con la sustitución de Zn por el Cu. (una de los problemas que pensamos fueron los causantes de obtener un rendimiento del 50%)


6.-  Al lavar la muestra con agua  estábamos eliminando el sulfato de zinc y el ácido sulfúrico que pudiera haber quedado. y cuando agregamos la acetona estábamos desplazando el agua para que el cobre quedara disuelto en la cetona y así al calentar la capsula evaporarla seria más fácil  y obtendríamos cobre puro. Obtuvimos un polvo color cobrizo bastante fino.


En el primer experimento observamos un buen funcionamiento y aplicación de conservación de materia, ya que después de esa ´ practica esperábamos obtener resultados más favorables sin embargo el primer experimento demostro una excelente efectividad y un buen ejemplo del rendimiento químico. De nuestro experimento 2 podemos decir que fue exitoso, ya que esperábamos obtener nuevamente cobre puro, sin embargo no alcanzamos la expectativa ya que obtuvimos la mitad del peso esperado. Esto no da un 50% de rendimiento. Después de discutir los resultados y analizar lo procedimientos, podemos decir que no obtuvimos la cantidad esperada debido a un problema en el quinto paso donde debimos calentar un poco la muestra para así acelerar la reacción que nosotros creímos detenida, también hubiese sido posible  agregar más zinc a la mezcla obtener una mayor cantidad de cobre. Otro error  posible fue al momento de decantar y separar las partes de las mezclas que íbamos obteniendo por se podía observa una pequeña cantidad de producto pegado en las paredes de los vasos que no pudimos recuperar.

Cuestionario experimento 2 

      

 Reactivos

Productos

Tipo de reacción

1.Cobre metálico +  ácido nítrico 


 nitrato cúprico + dióxido de nitrógeno + agua

 síntesis

2.Nitrato de cúprico+  Hidróxido de sodio

 

 hidróxido de cobre + nitrato de sodio

 doble sustitución 

3. Hidróxido de cúprico.agua +  Calor

 Hidróxido cúprico + agua

 descomposición 

4.Óxido cúprico + ácido sulfúrico

 

 sulfato de cobre + agua

 doble sustitución 

5. Sulfato cúprico + Zinc metálico ácido sulfúrico 

 

 cobre + sulfato de  zinc + ácido sulfurico

  sustitución 

1.    Para las reacciones a estudiar (ecuaciones 1- 5) asigne los estados de oxidación del cobre y escriba las semi-reacciones de oxidación o reducción (balanceadas) que hubiere. 

      1.- Cu + HNO3 ----> cu(NO3)2 + NO2 + H2O cuyas semi reacciones son:

         REDUCC:   4HNO3  + 2e- = 2NO2 +  2H2O + 2NO3 -

         OXIDAC:             Cu - 2e  = Cu2+

______________________________________________

       4HNO     +Cu      = Cu(NO3)2 + NO2 (gas) + 2H2O

en esta reacción el estado de oxidación es +2

2.- Cu(NO3)2 + NaOH ----> Cu(OH)2 + NaNO3 en esta reacción el cobre también cuenta con un numero de oxidación = a +2 ya que el grupo OH es -1 y se encuentra unido a dos grupos OH.
3.- Cu(OH)2 ----> CuO + H2O debido a que el oxigeno siempre trabaja con -2 el cobre debe tener +2 para hacer la ecuación neutra.
4.- CuO + H2SO4 ----> CuSO4 + H2O El grupo sulfato cuenta con un estado de oxidación -2 por lo tanto el cobre debe tener +2
5.- CuSO4 + Zn + H2SO4 ----> Cu + ZnSO4 + H2SO4 en esta reacción se produjo cobre puro por lo tanto el cobre esta solo y su estado es 0

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Oxidacion_numero_de.html

       2.    Re-escriba la ecuación 5 sustituyendo zinc por aluminio.

            CuSO4 + Al + H2SO4 ----> Cu + AlSO4 + H2SO4

     3.    El sulfato de cobre (II) penta-hidratado pierde el agua de hidratación al calentarse por encima de 100ºC.  ¿Cuántos gramos de sulfato de cobre (II) se obtienen al calentar 10.5 g de la sal hidratada?

          CuSO4.5H2O + calor ------>  CuSO4 + 5H2O 

        según nuestros cálculos estequiometricos, se producirán  6.7 g de sulfato de cobre.

      4.    Escriba y balancee cada ecuación; indique el estado de oxidación de cada elemento; diga a qué clase de reacción química pertenece:

Reactivos

Productos

Tipo de reacción

a) hidróxido ferroso + peróxido de hidrógeno  

(2Fe(OH)2 + H2O2 ----->2Fe(OH)3 )

 2Fe(OH)3

 Síntesis 

b) plomo + ácido sulfúrico (Pb + H2SO4)

 Pb2SO4 + H2 

 sustitución 

c) amoníaco + óxido cuproso 

(2NH3 + Cu2O)

 2Cu(NH3)2 + O

 sintesis

d) óxido de nitrógeno (V)

 

 

e) hidróxido de magnesio + cloruro de amonio Mg(OH)2 + Cl(NH3)2

 2 NH3OH + MgCl

  doble sustitución 


http://answers.yahoo.com/question/index?qid=20080114190221AAVvlne 

       5.    Para preparar fosfato de bario, se combinan 3.50 g fosfato de sodio con 6,40g de nitrato de bario. 

a) Calcule la cantidad de fosfato de bario que se puede obtener. 

 La reacción completa y balanceada es:

2NaPO4 + 3Ba(NO3)2 ----> Ba3(PO4)2 + 6 NaNO3

Después de observarla se realizan los cálculos estequiometricos correspondientes, y encontramos que el reactivo limitante es el nitrato de bario. A partir de este nuevo conocimiento, hacemos algunos cálculos y encontramos que el producto máximo seria 1.78

 b) Calcule el porcentaje de rendimiento, si se obtuvieron 4,70 g del producto

Sabiendo que el rendimiento real es 4.70 g lo relacionamos con nuestro rendimiento teórico y encontramos que el rendimiento teórico es de 264%

     6.    Una muestra de 12.6 g de cobre al 95% se hace reaccionar con exceso de ácido nítrico. ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre (II) se pueden obtener si la eficiencia del procedimiento es de 98%?


 Realizando los respectivos cálculos estequiometricos sabemos que se producirían .24 g de nitrato de cobre.

     

 


Conclusiones

Amparo Bada

Puedo concluir  que en esta para practica debimos comprender y aplicar los conocimientos previos para poderla  realizar  correctamente. Sobre todo estequiometricos que nos dan una excelnte aproximación de lo que debe ser el valor real.

Mishel Aragón 
 
un practica muy interesante y muy gráfica de lo que debemos comprender como rendimiento. En esta ocasión obtuvimos uno muy bajo. Pero pudimos encontrar los errores y sabemos que es posible alcanzar un rendimiento bastante alto al incrementar la exactitud y cuidado de nuestras practicas.

Víctor Rivera

Después de esta practica puedo concluir que es muy importante seguir muy de cerca las indicaciones de la practica ademas de cuidar las mediciones que debemos hacer. si cuidamos el procedimiento es posible alcanzar un rendimiento porcentual bastante alto.

Gerardo Carrillo

En esta practica aprendi que debemos ser muy cuidadosos con los procedimientos y aprendí que para el calculo del rendimiento porcentual debemos tener muy claros los conocimiento previos de soluciones y conservación de energía ademas de como catalizar la reacción. Comprendo cuales fueron nuestros errores y que pueden ser minimizados para alcanzar un mejor rendimiento.

Bibliografía


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