Año 2017
BIOINGENIERÍA
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GUÍA DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE
AULA Nº6
Facultad de Ingeniería
Universidad Nacional de San Juan
La estequiometría (del griego stoicheion, “elemento” y métrón, “medida”) es el estudio de las cantidades o relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos que participan en una reacción química.
Recordemos que:
El volumen de un gas depende del número de moles, la temperatura y la presión.
Entonces definimos:
Volumen molar: volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia al estado gaseoso en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT). Este volumen es igual a 22,4 litros.
Las condiciones normales de presión y temperatura son: Presión = 1 atm = 760 mm de Hg
Temperatura = 273 ºK = 0 ºC
En las actividades de laboratorio cotidianas resulta muy engorroso poder trabajar en CNPT. Por ello, las experiencias se realizan en un sistema que presenta generalmente otras condiciones distintas a las normales, y una vez obtenido el resultado, se ajustan los valores a CNPT.
En función de lo visto, los cálculos estequiométricos se podrán realizar teniendo en cuenta los gramos, moles o volúmenes de los compuestos que intervengan en la reacción en estudio. Ello dependerá del dato que se necesite.
Ejemplo:
1) Si se quieren obtener 100 litros de oxígeno en CNPT a partir de la descomposición térmica de clorato de potasio, el cálculo deberá realizarse en función del volumen.
1.- primero planteamos la reacción:
KClO3 + calor KCl + O2
2.- procedemos a equilibrarla:
2 KClO3 + calor 2 KCl + 3 O2
3.- observamos la cantidad de reactivos que reaccionan y los productos que se forman:
2 KClO3(s) + calor 2 KCl(s) + 3 O2(g)
2 moles 2 moles 3 moles 2.PM = 245 g 2.PM = 149 g 3.PM = 96 g 3. 22,4 l = 67.2 l
Esto nos indica que a partir de 2 moles de clorato de potasio (245 g) se obtienen 67,2 l de oxígeno. Entonces planteamos nuestro problema de la siguiente manera:
245 g KClO3 67,2 l O2
x g KClO3 100 l O2 es lo que se quiere obtener
Esto es lo se necesita
Lo calculamos de la siguiente manera, aplicando la regla de tres simple:
67,2 l O2 245 g KClO3
100 l O2 x g KClO3 = 100 . 245 / 67,2
x = 364,58 g KClO3
También lo podemos expresar en moles:
122,5 g KClO3 1 mol de KClO3
364,58 g KClO3 x moles de KClO3 = 364,58 . 1 / 122,5
x = 2,97 moles
Respuesta: para obtener 100 l de oxígeno por descomposición térmica de clorato de potasio se necesitan 364,58 g de la sal, o bien, 1,48 moles de ella.
En este caso no se deben corregir los datos obtenidos porque se está trabajando en CNPT
Reactivo Limitante
Supongamos el siguiente cálculo estequiométrico:
Si se tienen 140 g de nitrato de plata y se los hace reaccionar con 36,5 g de ácido clorhídrico. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata se obtendrán?
1.- planteamos la ecuación química y la equilibramos: AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
2.- vemos cuanto reacciona de cada uno de ellos: AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
170 g 36,5 g 143,5 g 63 g 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol
Según el planteo realizado, para que reaccionen totalmente 36,5 g de HCl se necesitan 170 g de nitrato de plata.
Ahora bien, según el problema, solo se tienen 140 g de la sal. Esto nos indica que no todo el HCl se consumirá, cosa que no ocurrirá con la sal. Entonces llamamos:
Reactivo limitante: reactivo que limita la obtención de productos debido a que se consume totalmente, ya que, se encuentra en menor proporción. En nuestro caso el reactivo limitante es el
AgNO3.
Reactivo en exceso: reactivo que después de finalizada la reacción aún queda sin reaccionar. El reactivo en exceso en el ejercicio planteado es el HCl.
Podríamos calcular cuanto queda en exceso sin reaccionar:
Si se necesitan 170 g de sal para reaccionar con 36,5 de ácido, cuando se agreguen 140 g de sal reaccionaran x g de ácido:
170 g de AgNO3 36,5 g de HCl
140 g de AgNO3 x g de HCl = 140 . 36,5 / 170
x = 30,05 g de HCl
si se consumieron solamente 30,05 g de los 36,5 g de HCl que se agregaron en la reacción, quedarán en exceso:
36,5 g (agregados) – 30,05 g (consumidos) = 6,45 g de HCl (exceso)
Rendimiento
Rendimiento teórico de una reacción:cantidad máxima de producto obtenido cuando se consume totalmente el reactivo limitante.
Rendimiento real o práctico de una reacción: cantidad real de producto que se obtiene, el cual casi siempre, es menor al del rendimiento teórico.
Pero en la práctica ocurren diversos motivos que provocan que el rendimiento real sea menor que el teórico, tales como:
que la reacción sea reversible
se pierde parte del producto porque se descompone o reacciona para dar otros compuestos
la presión y la temperatura
la solubilidad del producto
1) Supongamos para el caso de no haber existido reactivo limitante. Después de obtener el AgCl como producto, se lo pesa arrojando un valor de 138 g. Entonces el rendimiento será:
143,5 g de AgCl se deberían obtener teóricamente y en consecuencia el rendimiento de la reacción sería del 100 %. Pero si tan solo se obtuvieron 138 g AgCl, el rendimiento real vendrá dado de la siguiente manera:
143,5 g de AgCl (teórico) 100 % rendimiento
138 g de AgCl (práctico) x % rendimiento = 138 . 100 / 143,5
Rendimiento = 96,16 %
Empleando volúmenes
Muchos ácidos se comercializan bajo la forma de soluciones acuosas concentradas, con una concentración y densidad que varía dentro de un determinado rango.
Supongamos que necesitamos pesar 36,5 g de ácido clorhídrico. Normalmente éste viene bajo la forma de soluciones acuosas con una pureza que varía entre 30 % y 37 % en peso.
No podemos utilizar para nuestro caso el volumen molar porque la solución no representa al HCl al estado líquido totalmente puro.
Lo que debemos realizar entonces es calcular en cuantos mililitros (o litros) se encuentra la cantidad en gramos de HCl puros necesarios para que se produzca la reacción.
Supongamos entonces que necesitamos saber cuántos gramos de HCl son necesarios para que reaccionen con 100 g de nitrato de plata.
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
170 g 36,5 g 143,5 g 63 g
170 g de AgNO3 36,5 g de HCl
100 g de AgNO3 x g de HCl = 100 . 36,5 / 170
x = 21,47 g de HCl
Como primer medida hemos calculado la cantidad necesaria de HCl que necesitamos; para nuestro caso es de 21,47 g.
En nuestro laboratorio tenemos un frasco que contiene una solución de HCl en donde se especifica una concentración de 36 % en peso y una densidad igual a 1,16 g/ml.
Entonces necesitamos conocer que volumen de ese ácido debemos medir, de forma tal que contengan 21,47 g puros de HCl.
En primer lugar debemos tener en cuenta lo siguiente:
La concentración nos indica la cantidad de REACTIVO PURO que presenta la solución
La densidad expresa la cantidad de masa por unidad de volumen. No necesariamente esa masa representa en su totalidad al soluto (HCl)
En otras palabras: una concentración de 36 % indica que 100 g de solución contienen 36 g de HCl puro. En tanto que, una densidad de 1,16 g/ml nos dice que un mililitro de solución tiene una masa de 1,16 g (no toda esa masa corresponde a HCl)
A los fines prácticos trabajaremos considerando a la concentración como un dato de gramos “puros” y a la densidad como “impuros”. Veamos el ejemplo
Hasta ahora el único dato que tenemos es la cantidad de HCl necesaria para reaccionar (21,47 g) Estos gramos son puros, por ello debemos relacionarlos con el dato de concentración de la siguiente manera:
36 g (puros) de HCl 100 g de solución
21,47 g (puros) de HCl x g de solución = 21,47 . 100 / 36
x = 59,64 g de solución
Los 59,64 g calculados son de solución, y por ello no contemplan únicamente al HCl; podríamos decir entonces que son “impuros”. Lo que nos indica esto es que en 59,64 de solución tendremos los 21,47 g de HCl puros que necesitamos para la reacción.
Recordemos que nuestro ácido se encuentra al estado líquido y por ello debemos medir un volumen. Entonces la pregunta es ¿Cómo relacionamos los gramos obtenidos anteriormente con el volumen? Para ello utilizamos el dato de densidad (1,16 g/ml):
1,16 g (impuros) 1 ml de solución
59,64 g (impuros) x ml = 59,64 . 1 / 1,16
x = 51,41 ml de solución
Debemos agregar entonces este volumen para el caso específico de nuestra reacción. Según nuestros cálculos en 51,41 ml del HCl tendremos 21,47 g de HCl puro.
PROBLEMAS MOLES, MOLÉCULAS Y ÁTOMOS:
1. ¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de
O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?
Rta: 3,14 moles de H2O
2. Calcular la masa de CO2 producida al quemar 1 g de C4H10. Para la reacción de
combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es:
Rta: 3,03g de CO2
3. ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre 98 % de pureza?
Rta: 750,31g de H2SO4
4. ¿Qué masa de óxido resulta necesaria para obtener 3150 g de ácido nítrico?, ¿cuántos moles de agua reaccionan?
Rta: 2,7 Kg de N2O5 y 25 moles de H2O
5. Calcular la masa de agua que contienen 0,23 moles de agua.
Rta: 4,14 g de H2O
6. ¿Cuántos moles de nitrógeno están contenidos en 42g de este gas? ¿Qué volumen ocuparían en condiciones normales? ¿Cuántos átomos de nitrógeno contienen?
Rta: 1,5 moles; 33,6 L; 9,03 x 1023 átomos
7. De las cantidades siguientes: 6g de AgCl, 3 x 1020 moléculas de H2SO4 y 4 l de H2 en
CNPT, determinar en cuál de ellas hay mayor número de átomos.
Rta: En el hidrógeno
8. Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25oC y 0,8 atm y otro de 50 ml contiene helio a 25oC y 0,4 atm. Determinar el número de moles, de moléculas y de átomos de cada recipiente.
Rta: 0,66 mmoles; 3,9 1020 moléculas; 7,9 1020 átomos de N2.
9. Considerando que el trióxido de azufre es gas en condiciones normales de presión y temperatura.
a. ¿Qué volumen, en CNPT ocuparán 160g de trióxido de azufre? b.¿Cuántas moléculas contienen?
c. ¿Cuántos átomos de oxígeno?
Rta: a) 44,8 L; b) 1,2 1024 moléculas; c) 3,61 1024 átomos de O2.
10. Calcular el número de moléculas contenidos en 10 ml de agua. (δ=1 g/ml)
Rta: 3,34 x 1023 moléculas
11. Calcula el número de moles que hay en: a. 49 g de ácido sulfúrico
b. 20 x 1020 moléculas de sulfúrico
Rta: a) 0,5 moles; b) 3,3 mmoles
12. Se hacen reaccionar 5,5 L de oxígeno medidos en CNPT con cantidad suficiente de nitrógeno, calcular:
a. Los moles de nitrógeno que reaccionan. b. Volumen de nitrógeno necesario.
c. Número de moléculas del compuesto formado, sabiendo que se obtiene anhídrido nítrico.
Rta: a) 0,096 moles N2; b) 2,15L; c) 5,78.1022 moléculas
13. Se quieren preparar 3Tn de amoníaco a partir de la reacción: N2 + 3 H2 2 NH3
Calcular el volumen de nitrógeno medido en CNPT
Rta: 1,98 Ml de N2
14. Determinar cuál es el reactivo limitante si hacemos reaccionar 25 ml de disolución 0,4M de NaOH, con 40 ml de disolución 0,3M de HCl.
Rta: NaOH
15. Averiguar el volumen de NH3, medido en CNPT que podemos obtener a partir de 100 l
de H2, medido en condiciones industriales de producción de amoníaco (400oC y 900
atm), sabiendo que, el rendimiento de la reacción es del 70 %.
16. Una mezcla de 100kg de CS2 y 200kg de Cl2 se pasa a través de un tubo de reacción
y calentando se produce la reacción:
CS2 + 3 Cl2 CCl4 + S2Cl2
a. El reactivo que no reaccionará completamente. b.La cantidad de este reactivo que no reacciona. c. El peso de S2Cl2 que se obtendrá.
Rta: a) CS2 b) 28,44kg c) 126,92kg
17. Una muestra comercial de 0,712g de carburo cálcico (CaC2), ha sido utilizada en la
producción de acetileno, mediante su reacción con exceso de agua, según: CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2
Si el volumen de acetileno recogido, medido a 25oC y 745mm de Hg de presión ha sido de 0,25 L, determinar:
a. Gramos de acetileno producidos.
b. Gramos de carburo cálcico que han reaccionado. c. % de carburo cálcico puro en la muestra original.
Rta: a) 0,26 g b) 0,63g c) 88,48 %
18. El tejido óseo de una persona adulta pesa aproximadamente 11kg y contiene 50 % de Ca3(PO4)2. Determinar los kilogramos de fósforo que hay en el tejido óseo de una
persona adulta.
Rta: 1,1kg
19. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre (II), dióxido de nitrógeno y agua según la reacción:
4 HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Calcular:
a. ¿Cuántos ml de una disolución de ácido nítrico del 90% en peso y densidad 1,4 g/ml se necesitan para que reaccionen 5g de cobre?
b. ¿Qué volumen de dióxido de nitrógeno medido a 20°C y 670mmHg de presión se formará?
Rta: a) 15,71 ml b) 4,44 L
20. Se hacen reaccionar 100g de cloruro de bario con 115g de sulfato de sodio para dar cloruro de sodio y sulfato de bario.
a. ¿Cuál es el reactivo limitante?
b. ¿Cuántos gramos de cloruro sódico se obtienen si el rendimiento es del 75%? Rta: a) BaCl2 b) 42,15g
21. El amoníaco se puede obtener calentando cloruro amónico con hidróxido sódico según la ecuación:
NH4Cl + NaOH NH3 + NaCl + H2O
¿ Cuántos gramos de una muestra de cloruro amónico que tiene el 12 % de impurezas se necesita para obtener 3 l de NH3 gas medidos a 25oC y 1 atm?
Rta: 7,46g
22. En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30g de hidruro de calcio con 30g de agua, según la reacción:
CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2
Después de ajustar la reacción, calcular: a. ¿Qué reactivo sobra y en qué cantidad?
b. El volumen de hidrógeno que se produce a 20oC y 745mmHg c. El rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue 34 l.
Rta: a) sobran 4,29g de agua b) 35,00 L c) 97,14%
23. En la reacción de la caliza (carbonato cálcico al 92 % de riqueza) con ácido clorhídrico se forma cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua.
a.¿Qué cantidad de caliza se necesitará para obtener 250kg de cloruro de calcio?. b.Si el ácido utilizado es del 70 % de riqueza y densidad 1,42 g/ml. ¿Cuántos ml de
este ácido serán necesarios?
