Práctica 11

Tecnológico de Monterrey Campus Puebla

“Reactivo Limitante, Rendimiento Teórico y Rendimiento Práctico.”

Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo #2, Sesión 11

Objetivo:
Los objetivos a alcanzar por el equipo en esta práctica fueron: 
-Ser capaces de escribir una ecuación química para descubrir una reacción.
-Obtener el reactivo limitante en determinada reacción.
-Comparar el rendimiento teórico (a través de cálculos con fórmulas) con el rendimiento práctico (a través de los experimentos que se llevan a cabo en la sesión) y obtener el porcentaje de rendimiento.

Introducción:

El objetivo de esta práctica es conocer cuál es el reactivo limitante y a partir de este reactivo limitante conocer la cantidad de producto que se puede formar. Después de que una ecuación química haya sido balanceada, ésta nos proporcionará el número de moles de reactivo que se debe de emplear para generar cierto producto. Uno de estos reactivos siempre se encontrará en menor proporción que el otro, a este se le llamará reactivo limitante. El reactivo limitante es el que determina la cantidad de producto que se puede generar, ya que una vez que este se haya consumido por completo, la reacción se detendrá. Erróneamente se cree que todo el reactivo limitante se agotará y se producirá un máximo de producto. Esto se debe a que por lo general hay muchas reacciones secundarias que reducen la cantidad de producto que se puede generar. Para poder determinar la cantidad porcentual exacta del producto que se obtuvo, se debe de dividir la cantidad que se obtuvo durante el experimento entre la cantidad máxima que se debería de producir (rendimiento teórico) y multiplicarlo por 100. A esto se le conoce como rendimiento porcentual.

Procedimiento:

*Experimento 1

Se pesaron 1.5 g de acetato de sodio, .75 g de hidróxido de sodio y .75 g de óxido de calcio, y se trituraron en un mortero para ser introducidos en un tubo de ensaye.

Al mismo tiempo, un vaso de precipitado de 1 litro se llenó con agua a ¾ partes de su capacidad y una pipeta fue llenada a tope para después ser invertida e introducida en el vaso de precipitado. La pipeta se sujetó con una pinza asida al soporte universal. Posteriormente le fue colocado un tapón de hule horadado al tubo de ensaye de manera que un tubo de vidrio fuera colocado en el tapón de hule. Al tubo de vidrio se le colocó el extremo de una manguera mientras que el otro extremo fue colocado dentro de la pipeta sumergida en el vaso de precipitado. Se encendió el mechero de Bunsen y se calentó el tubo de ensaye para que se fundieran los reactivos. Finalmente se procedió a medir la cantidad de gas metano liberado dando como resultado 271 cm₃ de gas metano.

La reacción que ocurrió fue la siguiente

CH3COONa + NaOH -----> Na2CO3 + CH4

Peso molecular del CH3COONa: 82,0343 g/mol

Peso molecular del  NaOH: 39.997 g/mol

Peso molecular del CH4: 16.04 g/mol

 = .293 (reactivo limitante)              =.30 ( reactivo en exceso)

*Experimento 2

Se inició preparando 2 soluciones a concentración 1 N cada una. La solución A preparando 100ml de solución donde se usó 16.56 gramos de  Pb(NO3)2 y se depositaron en  un matraz aforado de 100ml y B donde se prepararon 50ml de solucion usando 4.855 gramos de K2CrO4 se depósito en un matraz aforado de 50ml. Se rotularon 12 tubo de ensaye con números en los cuales se depositarían las siguientes concentraciones de solución:

Tubo	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
ml A	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5	4.5
ml B	0.3	0.9	1.5	2.1	2.7	3.3	3.9	4.5	5.1	5.7	6.3	6.9

 

Se empezó colocando lo 4.5 ml de nitrato de plomo encara tubo de ensaye y se pusieron a calentar a baño María hasta antes de que empezaran a ebullir, se sacaron los tubos y se les agrego la solución B a cada tubo correspondiente, posteriormente con las soluciones completas se metieron los tubos de ensaye a baño María durante 20 minutos. Mientras el equipo esperaba a que pasarán los 20 minutos se pesaron 12 papeles filtró obteniendo los siguientes resultados

No.	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
Gramos	0.3984	0.3908	0.4041	0.3995	0.3943	0.4189	0.4080	0.4167	0.3976	0.3959	0.4240	0.4116

Posteriormente se filtró cada solución mientras estaba caliente en su respectivo papel filtró.

*Experimento 3

Para esta parte de la práctica la pareja conformada por Aldo y José Luis empezó por pesar    1.1352      grs de carbonato de sodio y diluyéndolos en 10 ml. de agua destilada. Después realizaron los siguientes cálculos:

Na2CO3 + CaCl2  = 2NaCl2 + CaCO3

Peso Molecular:

Na2CO3: 105.96 grs.

CaCl2 (dihidratado): 110.98 + 18.2=146.98 grs                                Si un mol de Na2CO3 reacciona con  

                                                                                                          un mol de CaCl2*2H2O

1mol=105.96

.01 mol= 1.1352 grs

.01 mol= 1.46 grs de CaCl2*2H20

Una vez que se tenía la masa necesaria de cloruro de calcio dihidratado para hacer la reacción, se diluyó en 10 ml. de agua destilada para luego proceder a mezclarla con la solución de carbonato de sodio y dejar reposar por 15 mins. La reacción fue instantánea volviéndose la mezcla totalmente blanca opaca con el precipitado formándose enseguida.
   La siguiente parte consistió en ensamblar el sistema de filtración que siempre usamos, se empezó a filtrar pero debido a la abundancia del precipitado se tuvo que enjuagar varias veces y ya al final parte se tomaron las gotas que pasaban or el filtro denominado fin de cloruros que fue recolectado en un tubo de ensaye para la última parte del experimento. 
    Se tomó la muestra de fin de cloruros y le agregamos un par de gotas de la solución (ya hecha) de Nitrato de Plata (AgNO3) y como se observa en la foto el precipitado de cloruro de plata fue de color blanco por lo que se comprueba que había iones de cloruro en la muestra tomada.

El precipitado con el filtro una vez seco nos dió: 1.5028 grs

Cuestionario:

1. Dada la siguiente reacción:

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

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?

 R=Se forman 101.98 gramos de AgBr

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

R=Quedaron 92.38 gramos sin reaccionar 

 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 ? 14.26 gramos

b)     Si se obtienen 12.6g de Cu(NH3)4SO4 ¿Cuál es el rendimiento porcentual? 88.35%

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? Se producen 65.19 gramos NaI

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 

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? 

6.- En la reacción de formación de agua ,se hacen reacciones 2 gramos de hidrógeno con 2 
gramos de oxígeno ¿Cuánta agua se formará?

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? 

Conclusión:

Esta práctica nos permitió el conocer cómo es que ocurren las reacciones químicas y poder conocer como determinada cantidad de un reactivo va a ser fundamental para que se produzca la sustancia. En el caso particular del experimento 1  se pudo observar que si hubiera más cantidad de acetato de sodio, se produciría más gas metano. El experimento 2 hace lo mismo solo que en este caso el reactivo B es el que va a determinar que tanto precipitado se va a a formar. Mientras más reactivo B era añadido, había una mayor cantidad de sustancia lo que nos permite deducir que este era el reactivo limitante. Finalmente, el experimento 3 nos permite ver con claridad el concepto de rendimiento porcentual, ya que debería de haber cierta cantidad que se debería producir y cuando se realizó el experimento se obtuvo otra, lo cual es común ya que es muy complicado poder obtener el rendimiento teórico en cualquier reacción.

Referencias:

Valladolid, U. d. (25 de Febrero de 2013). Introducción a la Quimica Organica. Obtenido de http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html