Química - ied bicentenario

CAPÍTULO III
ESTEQUIOMETRÍA
3.1 GENERALIDADES
Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la
conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría que la podemos
definir como el procedimiento químico-matemático por medio del cual se determinan
las cantidades de reaccionantes y productos que intervienen en una reacción química. Su
etimología viene del griego stoicheion que significa primer principio o elemento y
metron que significa medida.
La estequiometría es de gran importancia para los procesos químicos, lo que la hace una
herramienta indispensable, pues nos permite realizar los cálculos necesarios para
determinar la masa de cada una de las materias primas que deben mezclarse y
reaccionar, para obtener una masa determinada de producto. Además, problemas tan
diversos, como por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera,
el control de la lluvia ácida, la determinación del grado de contaminación de un río, la
cuantificación de la clorofila de una planta, el análisis bromatológico de un fruto, etc.,
comprenden aspecto de la estequiometría.
3.2 LA ECUACIÓN QUÍMICA
Recordemos que los compuestos químicos se representan por medio de fórmulas en la
que cada uno de los elementos constituyentes se indica mediante un símbolo, y el
número de átomos de cada elemento con un subíndice numérico (entero), además, que
las reacciones químicas ocurren por interacción mutua entre elementos y/o compuestos,
que dan como producto otros elementos y/o compuestos; la representación de esos
procesos es lo que llamamos ecuación química.
En la ecuación química se escriben los reaccionantes a la izquierda y los productos a la
derecha separados por una flecha o el signo igual, afectados por coeficientes y
subíndices numéricos, de acuerdo con la proporción en que entran a la reacción.
También se puede indicar las condiciones de la reacción, el estado físico tanto de
reaccionantes como de productos (se utilizan los símbolos (g), (l), (s), y (ac) para gas,
líquido, sólido y solución acuosa, respectivamente) y la energía involucrada en el
proceso. La flecha indica el sentido en que se efectúa la reacción.
Ejemplo 3.1 Las siguientes son ecuaciones químicas:
a)
b)
c)
d)
2H2 + O2 ⇒ 2H2O
CuO(s) + C(s) ⇒ Cu(s) + CO(g)
Ba(s) + ½O2(g) ⇒ BaO(s) + 520.7 J
C6H6(l) + 7.5 O2(g) ⇒ 6CO2(g) + 3H2O(l) + 3267.6 kJ
3.2-BALANCEO O AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS
69
Toda ecuación química que represente un proceso químico debe estar balanceada o
ajustada, es decir, debe cumplir con la ley de la conservación de la materia: La masa
total de los reaccionantes es igual a la masa total de los productos. Eso implica que el
número total de átomos de un elemento A a la izquierda de la flecha deba ser igual al
número total de átomos del elemento A a la derecha de la flecha. El balanceo puede
efectuarse de varias formas: Por tanteo o error y ensayo, por el método algebraico y por
oxidacción-reducción. En esta unidad describiremos los dos primeros.
3.2.1 Método de error y ensayo o tanteo. En este caso observamos si el número de
átomos de un elemento a la izquierda es igual a la derecha de la flecha; si no lo es
colocamos arbitrariamente coeficientes y volvemos a chequear; si siguen dando
diferentes, colocamos otros coeficientes y chequeamos hasta que sean iguales. La
operación se repite para cada elemento que participa en la reacción. En este proceso
nunca se deben cambiar los subíndices, ya que al colocar un coeficiente antes de una
fórmula solo cambia la cantidad y no la identidad de la sustancia. Recordemos que
cuando el valor del coeficiente es uno, no se coloca ya que éste está implícito.
Ejemplo 3.2 Balancear las siguientes ecuaciones por el método de tanteo.
a) C3H8(g) + O2(g) ⇒ CO2(g) + H2O(l)
b) C2H5OH(l) + O2(g) ⇒ CO2(g) + H2O(l)
Solución: Para la ecuación a) C3H8(g) + O2(g) ⇒ CO2(g) + H2O(l) , procedemos
así: Observamos que a la izquierda de la flecha hay 3 C y a la derecha 1 C, lo cual
sugiere que la molécula de CO2 debe multiplicarse por tres, quedando así:
C3H8(g) + O2(g) ⇒ 3CO2(g) + H2O(l)
Ahora notamos que hay ocho átomos de H a la izquierda y dos a la derecha de la flecha,
entonces se busca un número que multiplicado por dos dé ocho, que como es lógico es
cuatro, y se coloca como coeficiente del H2O para quedar así:
C3H8(g) + O2(g) ⇒ 3CO2(g) + 4H2O(l)
Faltando por balancear solo el O, contamos los de la izquierda, que en el primer
producto tiene seis (3x2) y en el segundo cuatro (4x1) para un total de 10 átomos de O,
ahora se busca un número que multiplicado por dos (el subíndice del O) dé 10, el cual
es cinco y lo colocamos delante de la molécula de O2 para que la ecuación quede
completamente balanceada.
C3H8(g) + 5O2(g) ⇒ 3CO2(g) + 4H2O(l)
Se recomienda balancear primero aquellos elementos que se presentan solamente en una
sustancia en cada lado de la ecuación, y por lo general el O se deja de último.
Para al ecuación b) C2H5OH(l) + O2(g) ⇒ CO2(g) + H2O(l) , procedemos así: La
parte del C es idéntica al ejercicio anterior, dos C a la izquierda y uno a la derecha; con
un dos delante del CO2, balanceamos el C.
C2H5OH(l) + O2(g) ⇒ 2CO2(g) + H2O(l)
70
Para el H, tenemos seis a la izquierda y dos a la derecha, con un tres como coeficiente
del H2O, se balancea el H.
C2H5OH(l) + O2(g) ⇒ 2CO2(g) + H2O(l)
Para el H, se nota que hay seis a la izquierda y dos a la derecha de la flecha, lo cual
indica que el H2O debe tener como coeficiente el número tres.
C2H5OH(l) + O2(g) ⇒ 2CO2(g) + 3H2O(l)
Para el O, en este caso es diferente al ejercicio anterior, a la derecha tenemos cuatro
(2x2) en el primer producto y tres (3x1) en el segundo producto, para un total de siete
átomos de O contra tres átomos a la izquierda de la flecha; como hay uno en una
molécula y dos en la otra se tiene que buscar la forma que la sumatoria de siete. Si le
restamos uno (el de él C2H5OH) al siete, nos faltan seis que deben corresponder al O2 y
para ello la multiplicamos por el número tres, con lo cual la ecuación queda
completamente balanceada.
C2H5OH(l) + 3O2(g) ⇒ 2CO2(g) + 3H2O(l)
3.2.2 Balanceo por el método algebraico. No toda ecuación se puede balancear
fácilmente por el método de tanteo. En estos casos se puede usar el algebraico que
consiste en colocar letras (diferentes a los símbolos de los elementos que participan en
la reacción) como coeficientes tanto en los reactivos como en los productos, para
plantear para cada elemento una ecuación algebraica teniendo en cuenta que los átomos
de cada elemento a la izquierda debe ser igual a los átomos de cada elemento a la
derecha. Después de ello se escoge una de las letras (coeficiente), la que proporcione la
mayor respuesta a los otros coeficientes, para asignarle un valor numérico que es
arbitrario y que permita solucionar el sistema de ecuaciones formado. El procedimiento
se ilustra a continuación.
Ejemplo 3.3 Balancear, por el método algebraico la siguiente ecuación:
KOH + Cl2 ⇒ KClO3 + H2O + KCl
Solución: Si tratamos de balancear la anterior ecuación por el método de error y ensayo
(inténtelo) nos demoraríamos un tiempo bastante largo (siempre y cuando no
conozcamos ninguno de los coeficientes), pero por el método algebraico la solución es
más inmediata. Procedemos a colocar los coeficientes literales:
AKOH + BCl2 ⇒ CKClO3 + DH2O + EKCl
Ahora planteamos una ecuación para cada elemento:
Para el potasio, (K): 1. A = C + E
Para el oxígeno, (O): 2. A = 3C + D
Para el hidrógeno, (H): 3. A = 2D
Para el cloro, (Cl): 4. 2B = C + E
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Escogemos la letra A para asignarle valor de dos (arbitrariamente) por que nos permite
conocer D que de la ecuación tres queda: D = A/2 = 2/2 = 1. Con lo cual
conocemos C de la ecuación 2: C = (A - D)/3 = (2-1)/3 = 1/3. Ahora de la ecuación
1 despejamos E: E = A – C = 2-1/3 = 5/3 y de la ecuación 4 despejamos B: B = (C +
E)/2 = (1/3 + 5/3)/2 = (6/3)/2 = 2/2 = 1.
De acuerdo a lo anterior los valores de los coeficientes son: A = 1, B = 1, C = 1/3, D
= 1 y E = 5/3, con lo cual la ecuación queda así:
2KOH + Cl2 ⇒ 1/3KClO3 + H2O + 5/3KCl
Como se recomienda que los coeficientes de las ecuaciones sean números enteros, la
anterior ecuación la multiplicamos por el número tres, para eliminar los denominadores
y quedando completamente balanceada.
6KOH + 3Cl2 ⇒ KClO3 + 3H2O + 5KCl
En caso de que los valores de los coeficientes no se calculen despejando de la ecuación
sencilla, se debe montar sistemas de ecuaciones simultáneas y proceder con la
metodología apropiada para resolverlos (sustitución, eliminación e igualación).
3.2.3 Balanceo de las ecuaciones redox.
En principio cualquier reacción redox se puede balancear utilizando el método de
tanteo, pero hay algunos métodos especiales para manejar las reacciones redox, los
cuales también ayudan a formarse una idea de los procesos de transferencia de
electrones. Uno de estos métodos es el método del ión-electrón. En este método, la
reacción global se divide en dos semirreacciones: la reacción de oxidación y la reacción
de reducción. Las ecuaciones de estas dos semirreacciones se balancean por separado y
luego se suman para obtener la ecuación global balanceada.
Ejemplo 3.4: Para fines prácticos, suponga que se pide balancear la ecuación que
muestra la reacción de oxido-reducción entre el ión Fe+2 y el ión dicromato (Cr2O7-2) en
medio ácido. Se sabe que los iones Cr2O7-2 se reducen a Cr+3.
Solución:
Para balancear la ecuación se siguen los siguientes pasos:
1. Escribir la ecuación no balanceada de la reacción en su forma iónica.
Fe+2 + Cr2O7-2 → Fe+3 + Cr+3
2. La ecuación de divide en dos semirreacciones.
Oxidación: Fe+2 → Fe+3
Reducción: Cr2O7-2 → Cr+3
3. En cada semirreacción se balancean los átomos distintos del O e H.
La ecuación de oxidación ya tiene balanceados el número de átomos de hierro. Para
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balancear los átomos de cromo en la segunda semirreacción se multiplica por 2 el
Cr+3
Cr2O7-2 → 2 Cr+3
4. En las reacciones que se llevan a cabo en medio ácido, se agrega H2O para balancear
los átomos de oxígeno y H+ para balancear los átomos de hidrógeno. Por lo tanto,
para
balancear los átomos de oxigeno en la primera semirreacción tenemos:
Cr2O7-2 → 2 Cr+3 + 7 H2O
y balanceando los átomos de hidrógeno se tiene:
14 H+ + Cr2O7-2 → 2 Cr+3 + 7 H2O
5. Para balancear las cargas se añaden electrones a un lado de cada semirreacción. Si es
necesario se iguala el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando
una
o ambas reacciones por los coeficientes apropiados.
En la segunda semirreacción se intercambiaros seis electrones debido a que los dos
átomos. de cromo cambiaron de +6 a +3 en su estado de oxidación
Por lo tanto, en la semirreacción de reducción se hace necesario adicionar los seis
electrones al lado izquierdo de la ecuación para balancear las cargas.
14 H+ + Cr2O7-2 + 6e- → 2 Cr+3 + 7 H2O
Para igualar el número de electrones en ambas semirreacciones, se multiplica por seis la
semirreacción de oxidación (el hierro cambia de +2 a +3 en su estado de oxidación,
por lo tanto cambia un electrón)
6 Fe+2 → 6 Fe+3 + 6e6. se suman las dos semirreacciones y se balancea la ecuación final por inspección. Los
electrones a ambos lados de la ecuación de deben cancelar. La ecuación al final será:
14 H+ + Cr2O7-2 + 6 Fe+2 → 2 Cr+3 + 6 Fe+3 + 7 H2O
7. Se verifica que la ecuación contenga el mismo tipo y número de átomos, así como las
mismas cargas en ambos lados de la ecuación.
En las reacciones en medio básico, los átomos se pueden balancear como se hizo en el
paso 4 para un medio ácido. Luego por cada ión H+ se agrega un número igual de iones
OH- en ambos lados de la ecuación. En el mismo lado de la ecuación donde aparezcan
iones H+ y OH-, los iones se pueden combinar para dar agua. Este procedimiento se
73
puede observar en la reacción en medio básico entre el ión permanganato (MnO4-) y el
ión yoduro (I- )
1. la ecuación no balanceada es:
MnO4- + I- → MnO2 + I2
2. La ecuación de divide en dos semirreacciones.
Oxidación: I- → I20
Reducción: MnO4- → MnO2
3. Se balancean los átomos de I en la reacción de oxidación
2 I- → I 2 0
4. En la semirreacción de reducción se añaden dos moléculas de agua del lado derecho
de la
ecuación para balancear los átomos de O:
MnO4- → MnO2 + 2H2O
Para balancear los átomos de H se añaden cuatro iones H+ al lado izquierdo de la
ecuación
MnO4- + 4 H+ → MnO2 + 2H2O
Como la reacción se lleva a cabo en medio básico y hay cuatro iones H+, se añaden
cuatro iones OH- a ambos lados de la ecuación:
MnO4- + 4 OH- + 4 H+ → MnO2 + 2H2O + 4 OHSe combinan los iones H+ y OH- para formar H2O y se cancelan 2 H2O en ambos lados
de la ecuación:
MnO4- + 2H2O → MnO2 + 4 OH5. se balancean las cargas de las dos semirreacciones
MnO4-
2 I- → I2 0 + 2 e + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4 OH-
Para igualar el número de electrones en la reacción, la semirreacción de oxidación se
multiplica por tres y la semirreacción de reducción se multiplica por dos:
2 MnO4-
6 I- → 3 I2 0 + 6 e+ 4 H2O + 6e- → 2 MnO2 + 8 OH-
6. La suma de las dos semirreacciones queda:
2 MnO4- + 4 H2O + 6 I- → 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH-
74
7. Se verifica que la ecuación contenga el mismo tipo y número de átomos, así como las
mismas cargas en ambos lados de la ecuación.
3.3-SIGNIFICADO DE LA ECUACIÓN QUÍMICA
Si estamos interesados en describir una reacción usada en un análisis químico, la usada
industrialmente en la producción de una sustancia o una que ocurre en el metabolismo
de un cuerpo debemos describirla exactamente, por que cuando una ecuación química
está correctamente balanceada nos indica las cantidades exactas de reactivos y
productos involucrados en ella, por que los coeficientes nos indican las moles, las cuales
podemos llevar a gramos.
Ejemplo 3.5 Interprete la siguiente ecuación: 2H2 + O2 ⇒ 2H2O
Solución: La estequiometría de la reacción nos enseña que en ella están involucradas
dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno como reactivo y dos moles de agua como
producto. Como conocemos los pesos moleculares podemos llevar las moles a gramos,
multiplicando el número de moles por el peso molecular respectivo. Para el H2, peso
molecular 2.00 g ; para el O2, peso molecular 32.00 g y para el H2O, peso molecular
18.00 g, con lo cual la interpretación, en gramos es: Cuando reaccionan 4 g de H con
32 g de O se producen 36 g de H2O.
En resumen:
2H2
+
2 moles
2(2 g)
4g
O2 ⇒
1 mol
32 g
32 g
2H2O
2 moles
2(18 g)
36 g
La forma correcta de interpretar las ecuaciones nos permitirá responder preguntas como
éstas: ¿Cómo podemos describir la reacción de una sustancia con otra? ¿Cuánto de una
sustancia reacciona con una cantidad dada de otra? ¿Qué reactante determina las
cantidades de productos formados en una reacción química? ¿Cómo podemos describir
las reacciones en disoluciones acuosas?
3.4-CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Los cálculos estequiométricos, con la ayuda de la interpretación de la ecuación, nos
permiten responder las anteriores preguntas por que conocido los gramos o moles de la
relación estequiométrica podemos calcular los gramos de producto obtenido o los
gramos de reactivo que se necesitan para que una reacción se lleve a cabo. Mediante el
siguiente ejemplo ilustraremos el concepto anterior.
Ejemplo 3.6 El nitrobenceno, C6H5NO2 (peso molecular = PM = 123.1 g) se obtiene
por reacción entre el benceno, C6H6 (PM = 78.1 g) y el ácido nítrico, HNO3 (PM = 63.0
g). Otro producto de la reacción es agua, (PM = 18.0 g). Si una muestra de 50 g de
benceno reacciona con suficiente ácido nítrico, ¿Cuántos g de nitrobenceno se
producen?.
75
Solución: Primero que todo se debe plantear la ecuación que representa la reacción, en
este caso, C6H6 + HNO3 ⇒ C6H5NO2 + H2O, luego se chequea para ver si está
balanceada. Como si lo está pasamos a la interpretación de la ecuación:
C6H6 + HNO3 ⇒ C6H5NO2 + H2O
1 mol
1 mol
1 mol
1 mol
78.1 g
63.0 g
123.1 g 18.0 g
Como únicamente, en este caso, están involucrados el benceno y el nitrobenceno,
planteamos una regla de tres partiendo de la interpretación de la ecuación en gramos:
Si 78.1 g de C6H6 ⇒ 123.1 g de C6H5NO2
50.0 g de C6H6
X g de C6H5NO2
De donde X =
50.0 g C 6 H 6 x 123.1 g C 6 H 5 NO 2 6155.0
=
= 78.8 g C6H5NO2
78.1 g C 6 H 6
78.1
Ejemplo 3.7 El dióxido de carbono, CO2 (PM = 44.0 g ) se obtiene en la combustión de
el metano, CH4 (PM = 16.0 g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro producto de la
reacción es agua ( PM = 18.0 g). ¿Cuántos g de metano se necesitan para producir 800 g
de monóxido? Suponga que tiene suficiente oxígeno.
Solución: La reacción que representa la ecuación es:
CH4 + O2 ⇒ CO2 + H2O
Como no está balanceada, la balanceamos por el método de tanteo
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
Y su interpretación es:
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
16.0 g 2(32.0 g) 44.0 g 2(18.0 g)
16.0 g 64.0 g 44.0 g 36.0 g
Como únicamente, en este caso, están involucrados el metano y el dióxido, planteamos
una regla de tres partiendo de la interpretación de la ecuación en gramos:
Si 16.0 g de CH4 ⇒ 44.0 g de CO2
X de CH4
800.0 g de CO2
De donde X =
16.0 g CH 4 x 800.0 g CO 2 12800.0
=
= 290.9 g CH4
44.0 g CO 2
44.0
76
3.5-REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO
Antes de explicar el concepto de reactivo limitante haremos una comparación con una
situación hipotética. Supongamos que en un taller de modistería una operaria corta 15
camisas al día, pero otra operaria únicamente cose 10 camisas al día, por lo tanto en el
día sólo se producen 10 camisas. Eso implica que la operaria que cose limita la
producción de camisas, ya que por muchas más que corte la primera la que cose no
pasará de 10; en una analogía con la química ésta sería el relativo limitante, que se
define como aquel que en un proceso químico se encuentra en una proporción menor
que la dada por la estequiometría de la reacción. Este reactivo se consume totalmente y
determina la cantidad de producto formado.
El reactivo en exceso, es aquel que en un proceso químico se encuentra en una
proporción mayor que la dada por la estequiometría de la reacción. Este reactivo no se
consume totalmente.
Por lo tanto, cuando se realizan cálculos estequiométricos y se dan las masas o moles de
dos o más reactivos, es necesario establecer cuál es el reactivo límite, pues es la base
para efectuar las operaciones matemáticas correspondientes.
Es bueno aclarar que no siempre el reactivo que está en menor cantidad, en masa, es el
reactivo limitante. El siguiente ejemplo ilustrará mejor el concepto.
Ejemplo 3.8 El nitrobenceno, C6H5NO2 (peso molecular = PM = 123.1 g) se obtiene
por reacción entre el benceno, C6H6 (PM = 78.1 g) y el ácido nítrico, HNO3 (PM = 63.0
g). Otro producto de la reacción es agua, (PM = 18.0 g). Si una muestra de 120 g de
benceno reacciona con 100 g de ácido nítrico, ¿Cuántos g de nitrobenceno se
producen?.
Solución: Primero que todo se debe plantear la ecuación que representa la reacción, en
este caso, C6H6 + HNO3 ⇒ C6H5NO2 + H2O, luego se chequea para ver si está
balanceada. Como si lo está pasamos a la interpretación de la ecuación:
C6H6 + HNO3 ⇒ C6H5NO2 + H2O
1 mol
1 mol
1 mol
1 mol
78.1 g
63.0 g
123.1 g 18.0 g
Masa de reactivos: 150 g
100 g
?
En este caso, que nos dieron la masa de los dos reactivos no podemos entrar
directamente a la regla de tres y calcular la masa de producto si no que tenemos que
establecer primero cuál de los dos es el reactivo limitante; para ello calcularemos las
moles de cada uno y las compararemos con la estequiometría de la reacción.
Recordemos que el número de moles se calcula dividiendo la masa en gramos de la
g de sustancia
.
sustancia entre el peso fórmula o molecular. n =
PM
Moles de benceno = n =
g de benceno
150
=
= 1.92
PM del benceno 78.1
77
Moles de ácido nítrico = n =
g de ácido nítrico
100
=
= 1.59
PM del ácido nítrico 63.0
Como la reacción estequiométrica nos indica que un mol de benceno necesita un mol de
ácido nítrico, la relación es de uno a uno, lo cual implica que por cada mol de benceno
debe haber una mol de ácido y en nuestro caso tenemos 1.92 moles de benceno y 1.59
moles de ácido lo que indica que el ácido es el reactivo limitante, por que está en menor
proporción estequiométrica. Con esta conclusión planteamos la regla de tres utilizando
la masa del ácido y la masa del nitrobenceno.
Si 63.0 g de HNO3 ⇒ 123.1 g de C6H5NO2
100.0 g de HNO3
X g de C6H5NO2
De donde X =
100.0 g HNO 3 x 123.1 g C 6 H 5 NO 2 12310
=
= 195.40 g C6H5NO2
63.0 g HNO 3
63
Ejemplo 3.9 El dióxido de carbono, CO2 (PM = 44.0 g ) se obtiene en la combustión de
el metano, CH4 (PM = 16.0 g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro producto de la
reacción es agua ( PM = 18.0 g). ¿Cuántos g de monóxido de carbono se obtienen
cuando reaccionan 450.0 g de metano con 600.0 g de oxígeno?
Solución: La reacción que representa la ecuación es:
CH4 + O2 ⇒ CO2 + H2O
Como no está balanceada, la balanceamos por el método de tanteo
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
Y su interpretación es:
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
16.0 g 2(32.0 g) 44.0 g 2(18.0 g)
16.0 g 64.0 g 44.0 g 36.0 g
Masa de reactivos:
450.0 g 600.0 g
?
Ahora calculamos las moles de cada reactivo:
Moles de metano = n =
g de metano
450
=
= 28.12
PM del metano 16.0
Moles de oxígeno = n =
g de oxígeno
600
=
= 18.75
PM del oxígeno 32.0
Ahora suponiendo que no conocemos las moles de oxígeno, vamos a calcular cuántas
necesita todo el metano disponible para su reacción completa y comparamos el
78
resultado con las moles de oxígeno que tenemos. Si las moles de oxígeno que
necesitamos son menores que las que tenemos, el reactivo limitante es el oxígeno. Si
las moles de oxígeno que necesitamos son mayores que las que tenemos, el reactivo
limitante es el metano y el oxígeno está en exceso.
Si 1 mol de CH4 ⇒ 2 moles de O2
28.12 moles de CH4
X
X=
28.12 moles CH 4 x 2 moles O 2
= 56.24 moles de O 2
1 mol CH 4
Según ese calculo, las 28.12 moles de metano necesitan 56.24 moles de oxígeno para su
combustión completa y solo tenemos 18.75 moles de oxígeno, lo cual implica que hay
menos de las que necesitamos, luego el reactivo limitante, en este caso es el oxígeno y
con la masa de él plantearemos la regla de tres:
Si 64.0 g de O2 ⇒ 44.0 g de CO2
600.0 g O2
X g de CO2
De donde X =
600.0 g O 2 x 44.0 g CO 2 26400
=
= 412.5 g CO2
64.0 g O 2
64.0
El ejemplo anterior nos muestra que no siempre el reactivo que tenga la mayor masa en
gramos es el limitante.
3.6-PUREZA DE LOS REACCIONANTES
Hasta el momento hemos supuesto que los reactivos que participan en la reacción son
100% puros, situación que en la práctica no es la real, por lo tanto en los cálculos
estequiométricos se deben leer las etiquetas de los reactivos para establecer el grado de
pureza y proceder en consecuencia.
Para calcular los gramos puros de un reactivo se multiplica la masa dada por el
porcentaje de pureza dividido entre 100, así:
Gramos de reactivo puro =
g de reactivo impuro x % de pureza
100
Y con los gramos de reactivo puro se procede de la misma forma explicada
anteriormente en los cálculos estequiométricos.
Ejemplo 3.10 El dióxido de carbono, CO2 (PM = 44.0 g ) se obtiene en la combustión
de el metano, CH4 (PM = 16.0 g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro producto de la
reacción es agua ( PM = 18.0 g). ¿Cuántos g de monóxido de carbono se obtienen
cuando reaccionan 1220 g de metano al 80% de pureza con 5000 g de oxígeno al 95%
de pureza?
Solución: Primero vamos a calcular las masas de reactivo puro
79
Gramos de metano puro =
g de metano impuro x % de pureza 1220 x 85%
=
= 1037 g
100
100
CH4
Gramos de oxígeno puro =
g de oxígeno impuro x % de pureza 5000 x 95%
=
= 4750 g
100
100
O2 .
La reacción que representa la ecuación es:
CH4 + O2 ⇒ CO2 + H2O
Como no está balanceada, la balanceamos por el método de tanteo
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
Y su interpretación es:
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
16.0 g 2(32.0 g) 44.0 g 2(18.0 g)
16.0 g 64.0 g 44.0 g 36.0 g
Masa de reactivos:
1037 g
4750 g
?
Ahora calculamos las moles de cada reactivo:
Moles de metano = n =
g de metano
1037
=
= 64.81
PM del metano 16.0
Moles de oxígeno = n =
g de oxígeno
4750
=
= 148.4
PM del oxígeno 32.0
Ahora suponiendo que no conocemos las moles de oxígeno, vamos a calcular cuántas
necesita todo el metano disponible para su reacción completa y comparamos el
resultado con las moles de oxígeno que tenemos. Si las moles de oxígeno que
necesitamos son menores que las que tenemos, el reactivo limitante es el oxígeno. Si
las moles de oxígeno que necesitamos son mayores que las que tenemos, el reactivo
limitante es el metano y el oxígeno está en exceso.
Si 1 mol de CH4 ⇒ 2 moles de O2
X
64.81 moles de CH4
X=
64.81 moles CH 4 x 2 moles O 2
= 129.62 moles de O 2
1 mol CH 4
80
Según ese calculo, las 64.81 moles de metano necesitan 129.62 moles de oxígeno para
su combustión completa y tenemos 148.4 moles de oxígeno, lo cual implica que hay
más de las que necesitamos, luego el reactivo limitante, en este caso es el metano y con
la masa de él plantearemos la regla de tres:
Si 16.0 g de CH4 ⇒ 44.0 g de CO2
X g de CO2
1037 g de CH4
De donde X =
1037 g CH 4 x 44.0 g CO 2 45628
=
= 2851.8 g CH4
16.0 g CH 4
16.0
3.7-EFICIENCIA DE LA REACCIÓN O PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
En una reacción química no siempre se obtiene toda la masa de producto calculado por
la estequiometría de la reacción, es decir, que la eficiencia de la reacción no es del
100%. La masa de reactivo obtenida por la estequiometría de la reacción se conoce con
el nombre de rendimiento teórico. El hecho de que la masa obtenida sea menor se
debe a varias razones, entre ellas: a) Muchas reacciones no se completan, es decir, los
reactivos no se convierten completamente en productos; b) En algunos casos, un
conjunto particular de reactivos sufre dos o más reacciones simultáneas, formando
productos no deseados junto con los deseados. Las reacciones que no son la deseada se
denominan reacciones secundarias; c) Algunas veces la separación del producto
deseado de la mezcla de reacción es tan difícil que no todo el producto formado puede
aislarse y d) Las condiciones de operación de la reacción, temperatura, presión, etc., no
son las adecuadas.
La eficiencia de la reacción o porcentaje de rendimiento se emplea para indicar
cuánto del producto deseado se obtiene en una reacción. Se usa la siguiente ecuación:
Porcentaje de rendimiento o eficiencia =
rendimiento real del producto
x 100%
rendimiento teórico del producto
Recordemos que por rendimiento real del producto se entiende los gramos que en la
práctica se obtienen y el rendimiento teórico del producto es los gramos que la
estequiometría de la reacción nos indica. Supongamos que en el ejemplo anterior se
obtuvo realmente 2530.5 g de metano (rendimiento real), pero como la estequiometría
nos dice que se debían haber obtenido 2851.8 g de metano (rendimiento teórico), la
2530.5
eficiencia o porcentaje de rendimiento es:
x100% = 88.73% .
2851.8
Ejemplo 3.11 El clorato de potasio, KClO3 (PM = 122.5 g) se puede obtener por
reacción de cloro, Cl2, (PM = 71.0 g) e hidróxido de potasio, KOH, (PM = 56.0 g); otros
productos de la reacción son el cloruro de potasio, KCl, (PM = 74.5 g) y agua. Si
reaccionan 45 g de cloro del 85% de pureza con 90 g de hidróxido de potasio del 70%
de pureza y la reacción tiene una eficiencia del 75%, ¿Cuál es la masa en g de clorato de
potasio obtenida?.
Solución: Primero vamos a calcular las masas de reactivo puro
81
Gramos de cloro puro =
g de Cl 2 x % de pureza 45.0 x 85%
=
= 38.25 g Cl2
100
100
Gramos hidróxido puro =
g de KOH x % de pureza 90 x 70%
=
= 63.0 g KOH.
100
100
La reacción que representa la ecuación es:
KOH + Cl2 ⇒ KClO3 + H2O + KCl
Como no está balanceada, la balanceamos por el método de tanteo
6KOH + 3Cl2 ⇒ KClO3 + 3H2O + 5KCl
Y su interpretación es:
6KOH + 3Cl2 ⇒ KClO3 + 3H2O + 5KCl
6 moles 3 moles 1 mol
3 moles 5 moles
6(56.0 g) 3(71.0 g) 122.5 g 3(18.0 g) 5(74.5 g)
336.0 g
213.0 g 122.5 g 54.0 g 372.5 g
Masa de reactivo:
63.0 g
38.25 g
?
Ahora calculamos las moles de cada reactivo:
Moles de KOH = n =
n=
Moles de Cl2 =
g KOH
63.0
=
= 1.125
PM KOH 56.0
g deCl 2
38.25
=
= 0.538
PM del Cl 2
71.0
Ahora suponiendo que no conocemos las moles de cloro, vamos a calcular cuántas
necesita todo el hidróxido de potasio disponible para su reacción completa y
comparamos el resultado con las moles de cloro que tenemos. Si las moles de cloro que
necesitamos son menores que las que tenemos, el reactivo limitante es el cloro. Si las
moles de cloro que necesitamos son mayores que las que tenemos, el reactivo limitante
es el hidróxido de potasio y el cloro está en exceso.
Si 6 mol de KOH ⇒ 3 moles de Cl2
1.125 moles de KOH
X
X=
1.125 moles de KOH x 3 moles Cl 2
= 0.562 moles de Cl2
6 mol KOH
Según ese calculo, las 1.125 moles de KOH necesitan 0.562 moles de Cl2 para su
reacción completa y tenemos 0.538 moles de Cl2, lo cual implica que hay menos de las
82
que necesitamos, luego el reactivo limitante, en este caso es el Cl2 y con la masa de él
plantearemos la regla de tres:
Si 213.0 g de Cl2 ⇒ 122.5 g de KClO3
X g de KClO3
38.25 g de Cl2
38.25 g Cl 2 x 122.5 g KClO 3 4685.6
=
= 22.0 g KClO3
213.0 g Cl 2
213.0
Pero como la eficiencia no es del 100% si no del 75%, entonces: De la fórmula de
eficiencia despejamos el rendimiento real, es decir, los gramos de producto obtenido:
De donde X =
masa
producto obtenido =
eficiencia x rendimiento teórico 75% x 22.0
=
= 16.5 g
100%
100%
KClO3
3.8-PROBLEMAS PROPUESTOS
3.1-a) ¿Qué principio científico o ley se utiliza en el proceso de balanceo de las
ecuaciones químicas? b) ¿Cuáles son los símbolos que se utilizan para representar
gases, líquidos, sólidos y soluciones acuosas en las ecuaciones químicas? c) ¿Cuál es la
diferencia entre P4 y 4 P en una ecuación química?
3.2 a) ¿Cuál es la diferencia entre un reactivo y un producto en una ecuación química?
b) Al balancear ecuaciones ¿por qué no se deben cambiar los subíndices de las fórmulas
químicas? c) La ecuación siguiente en la forma en que está escrita ¿es consistente con la
ley de la conservación de la masa?
H2SO4(ac) + Ca(OH)2(ac) ⇒ H2O(I) + CaSO4(s)
¿Por qué sí o por qué no?
3.3-Balancee las ecuaciones siguientes poniendo los coeficientes que faltan.
a) N2O5(g) + H2O(l) ⇒ HNO3(ac)
b) Na2O2(s) + H2O(l) ⇒ NaOH(ac) +H2O2(ac)
c) BF3(g) + H2O(1) ⇒ HF(ac) ± H3BO3(ac)
d) HCIO4(ac) + Ca(OH)2(ac) ⇒ Ca(ClO4)2 + H2O(l)
e) Au2S3(s) + H2(g) ⇒ H2S(g) + Au(s)
f) C4H10(g) + O2(g) ⇒ CO2(g) + H2O(g)
g) Pb(NO3)2(ac) + H3AsO4(ac) ⇒ PbHAsO4(s) + HNO3(ac)
h) NO2(g) + H2O(l) ⇒ HNO3(ac) + NO(g)
3.4-¿Por qué es indispensable utilizar ecuaciones químicas balanceadas para resolver
problemas de estequiometría?
3.5 ¿Qué parte de las ecuaciones químicas proporcionan información respecto a los
números relativos de moles de reactivos y de productos comprendidos en una reacción?
83
3.6-La combustión completa del butano, C4H10 (combustible de los encendedores) se
efectúa como sigue:
2C4H10(l) + 13 O2(g) ⇒ 8CO2(g) + 10 H2O(l)
a) ¿Cuántas moles de O2 son necesarias para quemar 10.0 moles de butano en esta
forma? b) cuando se queman 10.0 g de butano, ¿cuántos gramos de O2 se necesitan?
3.7 El alcohol del “gasohol” arde de acuerdo con la ecuación siguiente:
C2H5OH(1) + 3O2(g) ⇒ 2CO2(g) + 3H2O(1)
a) ¿Cuántas moles de CO2 se producen cuando se queman 5.00 moles de C2H5OH en
esta forma? b) ¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.00 g de
C2H5OH de este modo?
3.8 El ácido fluorhídrico, HF (ac) no se puede guardar en frascos de vidrio porque los
silicatos del vidrio son atacados por el HF(ac). Por ejemplo, el silicato de sodio
Na2SiO3, reacciona del modo siguiente:
Na2SiO3(s) + 8HF(ac) ⇒ H2SiF6(ac) + 2NaF(ac) + 3H2O(g)
a) ¿Cuántas moles de HF se requieren para disolver 2.50 moles de Na2SiO3 en esta
reacción? b) ¿Cuántos gramos de NaF se forman cuando 5.00 moles de HF reaccionan
de este modo? c) ¿Cuántos gramos de Na2SiO3 se pueden disolver por 5.00g de HF?
3.9 La fermentación de la glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y CO2:
C6H12O6(ac) ⇒ 2C2H5OH(ac) + 2CO2(ac)
a) ¿Cuántas moles de CO2 se producen cuando 0.350 moles de C6H12O6 reaccionan de
esta manera? b) ¿Cuántos gramos de C6H12O6 se necesitan para formar 10.0 moles de
C2H5OH? c) ¿Cuántos gramos de CO2 se forman cuando se producen 10.0 g de
C2H5OH?
3.10 El cohete secundario reutilizable del transbordador espacial de BUA utiliza una
mezcla de Al y perclorato de amonio NH4ClO4 como combustible. La reacción entre
estas sustancias es la siguiente:
3A1(s) + 3NH4ClO4(s) ⇒ Al2O3(s) + AlCl3(s) + 3NO(g) + 6H2O(g)
¿Qué masa de perclorato de amonio se debe utilizar en la mezcla de combustible por
cada kilogramo de aluminio?
3.11 La efervescencia que se produce cuando una tableta de Alka Seltzer se disuelve en
agua se debe a la reacción entre el bicarbonato de sodio, NaHCO3, y el ácido cítrico,
H3C6H5O7:
3NaHCO3(ac) + H3C6H5O7(ac) ⇒ 3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7(ac)
84
¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando reaccionan 810 g de NaHCO3 con 589 g
de ácido?.
3.12 Balancear las ecuaciones siguientes por el método algebraico:
(a) Al +O2 ⇒ Al2O3
(b) N2 + O2 ⇒ N2O
(c) K + KNO3 ⇒ K2O + N2
(d) H2O + KO2 ⇒ KOH + O2
(e) H2SO4 + NH3 ⇒ (NH4)2 SO4
(f) P4 + O2 ⇒ P4O6
(g) P4+O2 ⇒ P4O10
(h) KClO3 + H2SO4 ⇒ HClO3 + K2SO4
(i) KOH + CO2 ⇒ K2CO3 + H2O
(j) KOH + CO2 ⇒ KHCO3
(k) Cu + HNO3 ⇒ Cu(NO3)2 + NO + H2O
En los Ejercicios 2.12. a 2.15 (a) escribir la ecuación química balanceada que representa
la reacción descrita con palabras, y luego realizar los cálculos para responder a las
partes (b) y (c).
3.13. (a) El nitrógeno, N2, se combina con el hidrógeno, H2, para formar amoníaco,
NH3.
(b) ¿Cuántas moléculas de hidrógeno se necesitarán para reaccionar con 200 moléculas
de nitrógeno? (c) ¿Cuántas moléculas de amoníaco se formarán en el apartado (b)?
3.14 (a) El azufre, S8, se combina con el oxígeno a temperaturas elevadas para formar
dióxido de azufre. (b) Si en esta reacción se usaron 125 moléculas de oxígeno, ¿cuántas
moléculas de azufre reaccionaron? (c) ¿Cuántas moléculas de dióxido de azufre se
formaron en el apartado (b)?
3.15 (a) La cal, CaO, se disuelve en el ácido muriático, HCl, para formar cloruro
cálcico, CaCl2, y agua. (b) ¿Cuántos moles de HC1 se necesitarán para disolver 8,8
moles de CaO? (c) ¿Cuántos moles de agua se formarán en el apartado (b)?
3.16-(a) Los materiales de construcción de aluminio tienen una cubierta protectora
transparente y dura de óxido de aluminio, Al2O3, formada por reacción con el oxígeno
del aire. El ácido sulfúrico, H2SO4, de la lluvia ácida disuelve esta cubierta protectora y
forma sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, y agua.
(b)
¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para reaccionar con 4,0 moles de A12O3?
(e) ¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 se formaron en el apartado (b)?
3.17. ¿Cuántos moles de oxígeno pueden obtenerse en la descomposición de 10,0
moles de reactivo en cada una de las siguientes reacciones?
(a)
(b)
(e)
(d)
2KClO3 ⇒ 2KCl + 3 O2
2H2O2 ⇒ 2H2O + O2
2HgO ⇒ 2Hg + O2
2NaNO3 ⇒ 2NaNO2 + O2
85
(e)
(f)
(g)
(h)
KClO4 ⇒ KCl + 2 O2
3Cu + 8HNO3 ⇒ 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4 H2O
AI2O3 + 6HNO3 ⇒ 2Al(NO3)3 + 3H2O
4Zn + 10HNO3 ⇒ 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
3.18- Considerar la reacción
NH3 + O2
⇒ NO + H2O
Por cada 10.00 moles de NH3, (a) ¿cuántos moles de O2 se necesitan, (b) cuántos moles
de NO se producen,y (e) cuántos moles de H2O se producen?
3.19. Considerar la reacción
2NO + Br2 ⇒ 2NOBr
Por cada 5.00 moles de bromo que reaccionan, ¿cuántos moles de (a) NO reaccionan y
(b) de NOBr se producen?
3.20. Hallar la masa de cloro que se combinará con 4.77 g de hidrógeno para formar
cloruro de hidrógeno.
H2 + Cl2 ⇒ 2HCl
3.21. ¿Qué masa de ClO2 se necesita para producir 8.36 kg de HClO3 según la
siguiente reacción?
2C1O2 + H2O ⇒ ClO3 + HClO2
3.22 Una muestra de óxido de hierro magnético, Fe3O4, reaccionó completamente a la
temperatura del rojo con hidrógeno. El vapor de agua formado por la reacción
Fe3O4 + 4H2 ⇒ 3Fe + 4H2O
se condensó y pesó 11,25 g. Calcular la masa de Fe3O4 que reaccionó.
3.23 ¿Qué masas de cloruro de cobalto(II) y fluoruro de hidrógeno se necesitan para
preparar 12.0 moles de fluoruro de cobalto(II) según la siguiente reacción?
CoC12 + 2HF ⇒ CoF2 + 2HCl
3.24. Dejamos reaccionar tan completamente como sea posible 32.0 g de metano, CH4,
con exceso de oxígeno, O2, para formar CO2 y agua. Escribir la ecuación balanceada
para esta reacción. ¿Qué masa de oxígeno reaccionará?
3.25. Dejamos reaccionar tan completamente como sea posible 48.0 g de propano,
C3H8, con exceso de oxígeno, O2, para formar CO2 y agua. Escribir la ecuación
balanceada para esta reacción. ¿Qué masa de oxígeno reaccionará?
86
3.26. El cloro gaseoso desplazará al ion bromuro de una disolución acuosa de bromuro
potásico para formar cloruro potásico acuoso y bromo acuoso. Escribir la ecuación
química para esta reacción. ¿Qué masa de bromo será producida si sufren la reacción
0.361 g de cloro?
3.27. El sulfuro de cinc sólido reacciona con ácido clorhídrico para formar una mezcla
de cloruro de cinc acuoso y sulfuro de hidrógeno, H2S. Escribir la ecuación química
para esta reacción. ¿Qué masa de sulfuro de cinc se necesita para reaccionar con 12,10 g
de HCI?
3.28. ¿Cuántos gramos de NH3 pueden prepararse de 85,5 gramos de N2 y 17,3 gramos
de H2?
N2 + 3H2 ⇒ 2NH3
3.29. Una disolución de nitrato de plata reacciona con disolución de cloruro de bario
según la ecuación
2AgNO3 + BaCl2 ⇒ Ba(NO3)2 + 2AgCl
Todas las sustancias implicadas en esta reacción son solubles en agua excepto el cloruro
de plata, AgCl, que forma un sólido (precipitado) en el fondo del matraz. Supongamos
que mezclamos una disolución que contiene 24,8 g de AgNO3 y otra que contiene 18,4 g
de BaCl2. ¿Qué masa de AgCl se formará?
3.30. El «superfosfato», un fertilizante soluble en agua, es una mezcla 1:2 en moles de
Ca(H2PO4)2 y CaSO4. Se forma por la reacción
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 ⇒ Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Tratamos 450 g de Ca3(PO4)2 con 300 g de H2SO4. ¿Cuántos gramos de superfosfato
podrán formarse?
3.31. El carburo de silicio, un abrasivo, se hace por reacción de dióxido de silicio con
grafito
SiO2 + C ⇒ SiC + CO
Mezclamos 377 g de SiO2 y 255 g de C. Si la reacción procede en todo lo posible, ¿de
qué reactivo quedará? ¿Cuánto quedará de él?
3.32. ¿Qué masa de potasio puede producirse por la reacción de 150.0 g de Na con
150.0 g de KCl?
Na + KCl ⇒ NaCl + K
3.33 Una mezcla de reacción contiene 55.0 g de PCl3 y 35.0 g de PbF2. ¿Qué masa de
PbCl2 puede obtenerse según la siguiente reacción?
3PbF2 + 2PC13—>2PF3 + 3PbCl2
¿Qué reactivo y cuánto quedará sin cambio?
3.34. El porcentaje de rendimiento para la reacción
87
PC13 + Cl2 ⇒ PC15
es 83.2 0/o. ¿Qué masa de PCl5 sería de esperar de la reacción de 56.7 g de PCl3 con
exceso de cloro?
3.35. El porcentaje de rendimiento para la siguiente reacción realizada en disolución
en tetracloruro de carbono es 67.0 %
Br2 + C12 ⇒ 2BrC1
(a)
¿Qué cantidad de BrC1 se formaría de la reacción de 0.0250 moles de Br2 con
0.0250 moles de C12? b) ¿Qué cantidad de Br2 queda sin cambios?
3.36. El nitrato de plata sólido sufre descomposición térmica para formar plata
metálica, dióxido de nitrógeno y oxígeno. Escribir la ecuación química para esta reacción. De la descomposición de una muestra de 0.722 g de AgNO3 se obtuvo una muestra
de 0.443 g de plata metálica. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
3.37. El nitrógeno y el hidrógeno gaseosos sufren reacción para formar amoníaco
gaseoso (el proceso Haber). Escribir la ecuación química para esta reacción. A una
temperatura de 4000C y una presión total de 25.3 MPa se produjeron 1,86 g de NH3 por
la reacción de 5,85 g de N2 con exceso de H2. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de
la reacción?
3.38. El óxido de etileno, C2H4O, un fumigante usado a veces por los exterminadores,
se sintetiza con un rendimiento del 88,1 % por reacción de la etilenbromhidrina,
C2H5OBr, con hidróxido sódico:
C2H5OBr + NaOH ⇒ C2H4O + NaBr + H2O
¿Cuántos gramos de etilenbromhidrifla se consumirán en la producción de 383 g de
óxido de etileno, con un rendimiento del 88.1 %?
3.39. ¿Cuánto Na2SO4 del 74,1 % de pureza podría producirse a partir de 245 g de NaCl
del 93,9 % de pureza?
2NaC1 + H2SO4 ⇒ Na2SO4 + 2HC1
3.40 El superóxido de potasio, KO2, se emplea en máscaras de respiración para
generar oxígeno.
4KO2(s) + 2H2O(1) ⇒ 4KOH(s) +3O2(g)
Si un vaso de reacción contiene 0.15 mol de KO2 y 0.10 mol de H2O, ¿cuál es el
reactivo limitante? ¿Cuántos moles de oxígeno se pueden producir?
3.41 El metanol, CH2OH, se prepara industrialmente a partir de una reacción catalítica
en fase gaseosa
CO(g) + 2H2(g) ⇒ CH3OH(g)
88
En una prueba en el laboratorio, un vaso de reacción se llenó con 35.4 g de CO y 10.2 g
de H2. ¿Cuántos gramos de metanol se pudieron producir en una reacción completa?
¿Cuál reactivo queda sin consumir al final de la reacción? ¿Cuántos gramos de él quedan?
3.42 El titanio, el cual se utiliza para fabricar motores y estructuras de aeroplanos, se
puede obtener a partir del dióxido de titanio por el proceso siguiente:
3TiO2(s) + 4C(s) + 6Cl2(g) ⇒ 3TiCl4(g) + 2CO2 (g) + 2CO(g)
Un vaso contiene 4.15 g de TíO2, 5.67 g de C y 6.78 g de Cl. Suponga que la reacción
procede hasta ser completa como se ha escrito. ¿Cuántos gramos de tetracloruro de
titanio se producen?
3.43. La aspirina (ácido acetilsalicílico) se prepara por calentamiento del ácido
salicílico. C7H6O3, con anhídrido acético. C4H6O3. El otro producto es ácido acético,
C2H4O2.
C7H6O3 + C4H6O3 ⇒ C9H8O4 + C2H4O2
¿Cuál es el rendimiento teórico (en gramos) de aspirina. C9H8O4 , cuando se calientan
2.00 g de ácido salicílico con 4.00 g de anhídrido acético? Si el rendimiento real de
aspirina es 2.10 g. ¿cuál es el rendimiento en por ciento?
89