LECCIONES DE QUÍMICA

Esta pagina contiene los siguientes temas:

1. Conceptos básicos de estequiometría
2. estequiometrái de las disoluciones
3. reactivo limite

Tema 1

conceptos básicos de estequiometría

El Mol

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de ¹²C.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 10²³

Se abrevia como 6.02 x 10²³, y se conoce como número de Avogadro.

Pesos atómicos y moleculares

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.

La fórmula del H₂O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

La escala de masa atómica

Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes

Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de aguacontenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.

Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.

Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno.

De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10^-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10^-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo ¹²C del carbono ( masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (¹H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (¹⁶O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10^-24 gramos

y al revés:

1 gramo = 6,02214 x 10²³ uma

Masa atómica promedio

Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos.

Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo.

Ejemplo:

El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de ¹²C y 1,108% de ¹³C y una cantidad despreciable de ¹⁴C.

Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:

(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma

La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.

Masa Molar

Un átomo de ¹²C tiene una masa de 12 uma.

Un átomo de ²⁴Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de ¹²C.

Entonces, una mol de átomos de ²⁴Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de ¹²C.

Dado que por definición una mol de átomos de ¹²C pesa 12 gramos, una mol de átomos de ²⁴Mg debe pesar 24 gramos.

Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar

La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).

Peso molecular y peso fórmula

El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química

Por ejemplo, el agua (H₂O) tiene el peso fórmula de:

[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma

Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.

Una molécula de H₂O pesa 18,0 uma; 1 mol de H₂O pesa 18,0 gramos.

Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos.

Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C₆H₁₂O₆.

Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:

[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma

Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es:

23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma

Composición porcentual a partir de las fórmulas

A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto.

Usaremos de ejemplo al metano:

CH₄

Peso fórmula y molecular:

[1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008)] = 16,043 uma

%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 = 74,9%

%H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 = 25,1%

Interconversión entre masas, moles y número de partículas

Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles.

A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.

Ejemplo:

Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio

Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl₂

Masa atómica del Ca = 40,078 uma

Masa atómica del Cl = 35,453 uma

Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula..

Peso fórmula del CaCl₂ = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma

De manera que, un mol de CaCl₂ tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces, 1,5 moles de CaCl₂ pesarán:

(1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos

Ejemplo:

Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría?

Fórmula del oro: Au

Peso fórmula del Au = 196,9665 uma

Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos.

De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá:

(2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol

Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x  10²³ atomos/mol.

Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos:

(0,0142 moles)(6,02x10²³atomos/moles)=8,56x10²¹ átomos

Fórmulas empíricas a partir del análisis

Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto.

Estas proporciones son ciertas también al nivel molar.

Entonces, el H₂O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

De la misma manera, 1,0 mol de H₂O está compuesta de 2,0 moles de átomos de hidrógeno y 1,0 mol de átomos de oxígeno.

También podemos trabajar a la inversa a partir de las proporciones molares:

Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica.

El mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73,9% de mercurio y 26,1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica?.

Supongamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73,9 gramos de mercurio y 26,1 gramos de cloro.

¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales?

Para el mercurio: (73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 moles

Para el cloro: (26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol

¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos?

( 0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0

Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. La fórmula empírica del compuesto sería: HgCl₂

Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica

La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica.

Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto.

La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica).

La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40,92 % de C y 4,58 % de H, en masa.

El resto, hasta completar el 100%, es decir el 54,50 %, es de O.

El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica?

En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:

40,92 gramos C

4,58 gramos H

54,50 gramos O

Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así:

(40,92 g de C) x (1 mol/12,011 g) = 3,407 moles de C

(4,58 g de H) x (1 mol/1,008 g) = 4,544 moles de H

(54,50 g de O) x (1 mol/15,999 g) = 3,406 moles de O

Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3,406 o sea la del oxígeno):

C = 3,407 moles/3,406 moles = 1,0

H = 4,544 moles/3,406 moles = 1,333

O = 3,406 moles/3,406 moles = 1,0

Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad  relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.

1,333 es como 1 y ¹/₃, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos.

C = 1,0 x 3 = 3

H = 1,333 x 3 = 4

O = 1,0 x 3 = 3

Es decir C₃H₄O₃

Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero, ¿y la fórmula molecular?

Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma.

¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica?

(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062 uma

El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental.

¿Cuál será la proporción entre los dos valores?

(176 uma / 88,062 uma) = 2,0

Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular.

Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será  la correcta.

Entonces, la fórmula molecular será:

2 x C₃H₄O₃ = C₆H₈O₆

Combustión en aire

Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una llama.

La mayoría de estas reacciones incluyen al oxígeno (O₂) del aire como reactivo.

Una clase de compuestos que puede participar en las reacciones de combustión son los hidrocarburos (estos son compuestos que sólo tienen C yH).

Cuando los hidrocarburos se queman, reaccionan con el oxígeno del aire (O₂) para formar dióxido de carbono (CO₂) y agua (H₂O).

Por ejemplo cuando el propano se quema la reacción de combustión es:

C₃H₈(g)  +  5 O₂(g)   →   3 CO₂(g)  +  4 H₂O(l)

Ejemplos de hidrocarburos comunes:
Nombre	Fórmula Molecular
metano	CH4
propano	C3H8
butano	C4H10
octano	C8H18

En las reacciones de combustión, muchos otros compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno (por ejemplo el alcohol metílico CH₃OH, y la glucosa C₆H₁₂O₆) también se queman en presencia de oxígeno (O₂) para producir CO₂ y H₂O.

Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre  sí, es factible determinar características cuantitativas de estas, entre otras su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia.

A esto se le conoce como análisis cuantitativo.

Análisis de combustión

Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO₂ y el hidrógeno en H₂O.

La cantidad de carbono existente se determina midiendo la cantidad de CO₂ producida.

Al CO₂ lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO₂ se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra.

De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H₂O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.

Ejemplo:

Consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O.

Al quemar 0,255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0,561 g de CO₂ y 0,306 g de H₂O.

Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, ¿Cuántas moles de C tenemos?

(0,561 g de CO₂) x (1 mol de CO₂/44,0 g) = 0,0128 moles de CO₂

Dado que un mol de CO₂ tiene un mol de C y dos de O, y tenemos 0,0128 moles de CO₂ en la muestra, entonces hay 0,0128 moles de C en nuestra muestra.

¿Cuántos gramos de C tenemos?

(0,0128 moles de C) x (12,01 g/mol de C) = 0,154 g de C

¿Cuántos moles de H tenemos?

(0,306 g de H₂O) x (1 mol de H₂O/18,0 g) = 0,017 moles de H₂O

Dado que un mol de H₂O tiene un mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0,017 moles de H₂O, tendremos 2 x 0,017 = 0,034 moles de H.

Como el hidrógeno es casi 1 gramo / mol, entonces tenemos 0,034 gramos de hidrógeno en la muestra.

Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos:

0,154 gramos (C) + 0,034 gramos (H) = 0,188 gramos

Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0,255 gramos.

La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico:

0,255 gramos - 0,188 gramos = 0,067 gramos (O)

Pero esto, ¿cuántos moles de O representa?

(0,067 g de O) x (1 mol de O/15,999 g) = 0,0042 moles de O

Entonces resumiendo, lo que tenemos es:

0,0128 moles Carbono

0,0340 moles Hidrógeno

0,0042 moles Oxígeno

Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros:

C = 3,05 átomos

H = 8,1 átomos

O = 1 átomo

Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica:

C₃H₈O

Algunos conceptos

1. Estequiometría.- Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.
2. Estequiometría de composición.- Describe las relaciones cuantitativas (en masa) entre los elementos de los compuestos.
3. Elemento.- Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los átomos poseen el mismo número atómico Z.
4. Isótopos.- Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas masas son diferentes.
5. Ión.- Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.
6. Número atómico, Z.- De un elemento es el número de protones que contiene el núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que rodean al núcleo en el átomo neutro.
7. Número másico (número de nucleones).- Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo.
8. Defecto de masa.- Es la diferencia entre la masa de un átomo y la suma de las masas de sus partículas constituyentes (protones, neutrones y electrones).
9. Fórmula.- Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia.
10. Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para las sustancias no iónicas.
11. Fórmula empírica (fórmula más simple).- Es la fórmula más sencilla que expresa el número relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran en la fórmula empírica deben ser enteros.
12. Fórmula molecular.- Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica.
13. Hidrato.- Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.
14. Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).-Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masas.
15. Unidad de masa atómica (uma).- Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le llama dalton.
16. Masa atómica.- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.
17. Peso atómico.- El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.
18. Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.
19. Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.
20. Masa fórmula.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.
21. Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.
22. Composición porcentual.- El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.
23. Mol.- Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 10²³ entidades.
24. Constante de Avogadro.- Es el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 10²³ mol^-1.
25. Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.

Reacción química y ecuaciones químicas

Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas.

Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.

Por ejemplo el hidrógeno gas (H₂) puede reaccionar con oxígeno gas(O₂) para dar agua (H₂0). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"

La flecha significa "produce".

Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos.

A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.

Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

Estequiometría de la reacción química

Ahora estudiaremos la estequiometría, es decir la medición de los elementos).

Las transformaciones que ocurren en una reacción quimica se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química.

Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.

Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

2H2	+	O2		2H2O
Reactivos				Productos
4H	y	2O	=	4H + 2O

Pasos que son necesarios para escribir una reacción ajustada:

1. Se determina cuales son los reactivos y los productos.
2. Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos.
3. Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.

Ejemplo 1:

Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso (CH₄) en aire.

Paso 1:

Sabemos que en esta reacción se consume (O₂) y produce agua (H₂O) y dióxido de carbono (CO₂).

Luego:

los reactivos son CH₄ y O₂, y

los productos son H₂O y CO₂

Paso 2:

la ecuación química sin ajustar será:

Paso 3:

Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:

Entonces,una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono.

Ejemplo 2:

Ecuación balanceada

Ejemplo 3:

Ajustar primero la molécula mayor

Ahora ajustamos el O.

Multiplicamos por dos:

Ejemplo 4:

Descomposición de la urea:

Para balancear únicamente duplicamos NH₃ y así:

Ejemplo 5:

Necesitamos mas cloro en la derecha:

Se necesita más C en la izquierda, duplicamos CH₃OH.

ya está ajustada.

Tipos de reacciones químicas

Estado fisico de reactivos y productos

El estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente.

Por ejemplo:

Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe:

dónde ac significa disolución acuosa. Al escribir H₂O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar.

El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO₃) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr).

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO₃ sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.

AJUSTANDO ECUACIONES. ALGUNOS EJEMPLOS:

Cuando hablamos de una ecuación "ajustada", queremos decir que debe haber el mismo número y tipo de átomos en los reactivos que en los productos.

En la siguiente reacción, observar que hay el mismo número de cada tipo de átomos a cada lado de la reacción.

Ejemplo 1:

Ajustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los reactivos y productos?

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Suele ser más fácil si se toma una sustancia compleja, en este caso Mg₃B₂, y ajustar todos los elementos a la vez. Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, luego se pone un coeficiente 3 al Mg(OH)₂ a la derecha para ajustar los átomos de Mg.

2) Ahora se hace lo mismo para el B. Hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la derecha, luego se pone 1 como coeficiente al B₂H₆ a la derecha para ajustar los átomos de B.

3) Ajustar el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de O en el Mg(OH)₂ dando un total de 6 átomos de O a la izquierda. Por tanto, el coeficiente para el H₂O a la izquierda será 6 para ajustar la ecuación.

4) En este caso, el número de átomos de H resulta calculado en este primer intento. En otros casos, puede ser necesario volver al prime paso para encontrar otro coeficiente.

Por tanto, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:

1 + 6 + 3 + 1 = 11

Ejemplo 2: Ajustando Ecuaciones - Combustión de compuestos Orgánicos

Ajustar la siguiente ecuación y calcular la suma de los coeficientes de los reactivos.

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Se hace frecuentemente más fácil si se elige una sustancia compleja, en este caso C₈H₈O₂, asumiendo que tiene de coeficiente 1, y se ajustan todos los elementos a la vez. Hay 8 átomos de C a la izquierda, luego se pone de coeficiente al CO₂ 8 a la derecha, para ajustar el C.

2) Ahora se hace lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, luego se pone como coeficiente al H₂O 4 en la derecha, para ajustar el H.

3) El último elemento que tenemos que ajustar es el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner a la derecha de la ecuación, hay 16 átomos de O en el CO₂ y 4 átomos de O en el H₂O, dando un total de 20 átomos de O a la derecha (productos). Por tanto, podemos ajustar la 

ecuación  poniendo el coeficiente 9 al O₂ al lado izquierdo de la ecuación.

4) Recordar siempre contar el número y tipo de átomos a cada lado de la ecuación, para evitar cualquier error. En este caso, hay el mismo número de átomos de C, H, y O en los reactivos y en los productos: 8 C, 8 H, y 20 O.

5) Como la cuestión pregunta por la suma de los coeficientes de los reactivos, la respuesta correcta es:

1 + 9 = 10

Ejemplo 3:

Ajustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los reactivos y los productos?

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Esto es frecuentemente más simple si se parte de una sustancia compleja, en este caso Mg₃B₂, y se ajustan todos los elementos a la vez. Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, de modo que se pone un coeficiente 3 al Mg(OH)₂ a la derecha para ajustar los átomos de Mg.

2) Ahora se hace lo mismo para B. Hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la derecha, de modo que se pone un coeficiente 1 al B₂H₆ a la derecha para ajustar los átomos de B.

3) Ajuste de O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de O en el Mg(OH)₂ dándonos 6 átomos de O a la derecha. Por tanto, nuestro coeficiente, a la izquierda,  para el H₂O debe de ser 6 para ajustar la ecuación.

4) En este caso, el número de átomos de H ha sido calculado al primer intento. En otros casos, puede ser necesario volver a la primera etapa y encontrar otros coeficientes.

Como resultado, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:

1 + 6 + 3 + 1 = 11

Ejemplo 4:

La dimetil hidrazina, (CH₃)₂NNH₂, se usó como combustible en el descenso de la nave Apolo a la superficie lunar, con N₂O₄ como oxidante. Considerar la siguiente reacción sin ajustar y calcular la suma de los coeficientes de reactivos y productos.

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Esto es con frecuencia mas sencillo si se empieza con una sustancia compleja, en este caso (CH₃)₂NNH₂, asumiendo que tiene 1 como coeficiente, y se van ajustando los elementos de uno en uno. Hay 2 átomos de C a la izquierda, por lo que se pone un coeficiente de 2 al CO₂ en la derecha para ajustar los átomos de C.

2) Ahora, hacer lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, de modo que se pone un coeficiente 4 al H₂O a la derecha para ajustar los átomos de H.

3) Ajuste del O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, al lado izquierdo de la ecuación hay 4 átomos de O en el N₂O₄ y en el lado derecho hay 8 átomos de O en el H₂O. Por tanto, podemos "ajustar" la los átomos de O en la ecuación poniendo un coeficiente de 2 al N₂O₄ en el lado izquierdo de la ecuación.

4) El último elemento que debe ajustarse es el N. Hay 6 átomos de N en el lado izquierdo y 2 en el lado derecho. Por tanto, podemos "ajustar" la ecuación poniendo un coeficiente de 3 al N₂ en el lado derecho.

Por tanto, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:

1 + 2 + 2 + 4 + 3 = 12

Información derivada de las ecuaciones ajustadas

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

En la siguiente reacción, el carbonilo del metal, Mn(CO)₅, sufre una reacción de oxidación. Observar que el número de cada tipo de átomos es el mismo a cada lado de la reacción.

En esta reacción, 2 moléculas de Mn(CO)₅ reaccionan con 2 moléculas de O₂ para dar 2 moléculas de MnO₂ y 5 moléculas de CO₂. Esos mismos coeficientes también representan el número de moles en la reacción.

Ejemplo:

¿Qué frase es falsa en relación con la siguiente reacción ajustada?

(Pesos Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00).

a) La reacción de 16.0 g de CH₄ da 2 moles de agua.

b) La reacción de 16.0 g of CH₄ da 36.0 g de agua.

c) La reacción de 32.0 g of O₂ da 44.0 g de dióxido de carbono.

d) Una molécula de CH₄ requiere 2 moléculas de oxígeno.

e) Un mol de CH₄ da 44.0 g de dióxido de carbono.

Las respuestas son:

a) VERDADERA: Un mol de CH₄ da 2 moles de agua. Un mol de CH₄ = 16.0 g.

b) VERDADERA: Un mol de CH₄ da 2 moles de agus. Un mol de CH₄ = 16.0 g, y un mol de agua = 18.0 g.

c) FALSA: 2 moles de O₂ dan 1 mol de CO₂. 2 moles de O₂ = 64.0 g, pero 1 mol de CO₂ = 44.0 g.

d) VERDADERA: Un mol de moléculas de CH₄ reacciona con 2 moles de moléculas de oxígeno (O₂), de modo que una molécula de CH₄ reacciona con 1 molécula de oxígeno.

e) VERDADERA: Un mol de CH₄ da 1 mol de CO₂. Un mol de CH₄ = 16.0 g, y un mol de CO₂ = 44.0 

Tema 2

soluciones

Composición de una disolución

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes:

El disolvente: usualmente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla.

El o los solutos: son el o los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente.

Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de sal en una mayor cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y la sal es el soluto.

Todas aquéllos disoluciones en las cuales el agua es el disolvente, se llaman disoluciones acuosas.

Una de las más importantes propiedades del agua es la capacidad de disolver una gran cantidad de sustancias.

Para poder trabajar con una disolución, es necesario:

1. conocer su composición y
2. tener una manera de expresar dicha composición.

Clasificación de las disoluciones

Podemos clasificar a las disoluciones en dos grandes grupos:

Electrolíticas

• Son disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes polares.
• Los solutos se disocian en disolución para formar iones
• Pueden disociarse completamente (electrolitos fuertes)
• Pueden disociarse parcialmente (electrolitos débiles)
• Son disoluciones que conducen la electricidad

No electrolíticas

• Son disoluciones de compuestos covalentes o en disolventes no polares
• Los solutos no se disocian, solamente se dispersan
• Son disoluciones que no conducen la electricidad

Concentración de las disoluciones

La concentración se refiere a las cantidades relativas de los componentes de una disolución, expresada en cualesquiera unidades de cantidad de materia en que se quiera expresar.

Fracción en peso: Fracción del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada unidad de peso de la disolución.

Se pueden emplear todas las unidades convencionales de peso (no se pueden emplear las unidades de moles) siempre que sean las mismas para soluto y disolución.

Son independientes de la temperatura!

Ejemplo:

¿Cuál es la fracción en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H₂O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay por gramo de disolución"

De manera que la fracción en peso de la disolución es 0,1.

Tanto por ciento en peso o % en peso: Porcentaje del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Ejemplo:

¿Cuál es el % en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H₂O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay en 100 g de disolución"

De manera que el NaCl está al 10% en la disolución.

Tanto por ciento en Volumen: Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Ejemplo 

Si 10 mL de alcohol se disuelven en agua para hacer 200 mL de disolución, ¿cuál es su concentración?

%V = [(10 mL de soluto)/(200 mL de disolución)] x 100 = 5% en Volumen

Partes por millón (ppm): Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de disolución.

Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas.

En el caso del agua, se considera que las ppm de disoluciones muy diluidas es el número de mg de soluto por litro de disolución. Nótese que esta mezcla volumen y masa, que para el agua es correcto.

Fracción molar: Moles del soluto respecto al número total de moles de la disolución.

Esta escala se define así:

Donde X_A es la fracción molar de la especie A.

En el caso de disoluciones binarias se cumple que: X_soluto = 1 - X_disolvente

Molaridad: Se define como el número de moles del soluto en un litro de disolución:

Esta es, probablemente, la escala de mayor uso en química.

Esta escala, que se representa con la letra M, se define así:

Esto quiere decir que una disolución 1,0 molar (1,0 M) contiene 1,0 moles de soluto en cada litro de la disolución.

El símbolo C o c se emplea también para representar la molaridad.

Ejemplo:

¿Cuál es la molaridad de una una disolución de 20 g de NaCl en 180 mL de agua?

Primero debemos saber cuantas moles son 20 g de NaCl:

n_NaCl = 20/58,5 = 0,34 moles

Ahora determinamos la concentración de la disolución, suponiendo que el volumen de agua no varía en el proceso de disolución:

M = (0,34 moles de NaCl)/(0,18 L de disolución) = 1,89M

Molalidad: Es la cantidad de soluto (medida en moles) disuelta en cada Kilogramo de disolvente.

Esta escala se define así:

Esta cantidad no cambia al cambiar la temperatura o la presión.

Ejemplo:

¿Cuál es la molalidad de una disolución de 3,2g de CH₃OH en 200g de agua?

Peso Molecular del soluto = 12 + (4 x 1) + 16 = 32

n_{moles de soluto} = 3,2/32 0,1 moles

m (0,1 moles de soluto)/(0,2 Kg de disolvente) = 0,5 m

Algunas transformaciones

Molalidad a fracción molar: Se puede llevar a cabo con esta fórmula:

donde X_s es la fracción molar de soluto, m es la molalidad y PM_d es el peso molecular del disolvente.

Molalidad a molaridad: Puede utizarse la siguiente fórmula:

Donde s es el soluto.

Tema 3.

Estequiometría de disoluciones. Cálculos.

Nos basamos en los mismos criterios que en los cálculos en estequiometría de reacciones, pero ahora tendremos que determinar el número de moles dependiendo de la concentración de la disolución y del volumen de la disolución usados.

En consecuencia, es necesario tener suficiente habilidad en el manejo de concentraciones y en su relacción con masas o volúmenes.

Determinar la Molaridad con la Masa y el Volumen. Ejemplo:

Calcular la molaridad de una disolución de 2,12 g de KBr en 458 mL de disolución.

(Pesos Atómicos: K = 39,10, Br = 79,90).

1) Calcular el número de moles de KBr presentes:

(Peso Molecular del KBr = 119,00)

2) Convertir los mL de disolución en litros:

3) Usar la fórmula para calcular la molaridad:

Determinar los Moles a partir del Volumen y la Molaridad. Ejemplo:

Determinar el número de moles de soluto presentes en 455 mL de una disolución de HCL 3,75 M.

(Pesos Atómicos: Cl = 35,45, H = 1,008).

1) Convertir los mL de disolución en litros:

2) Reordenar la fórmula dada para calcular las moles de soluto presentes:

Moles de HCl = (3,75 M) (0,455 L) = 1,71

Determinar la Masa a partir de la Molaridad y el Volumen. Ejemplo:

Determinar la masa (g) de soluto requerida para formar 275 mL de una disolución de KClO₄ 0,5151 M.

(Pesos Atómicos: K = 39,10, O = 16,00, Cl = 35,45).

1) Convertir los mL de disolución en litros:

2) Reorganizar la fórmula para calcular las moles de soluto presentes:

Moles de soluto = (0,5151 M) (0,275 L) = 0,142

3) Calcular el peso molecular del KClO₄:

K: 1 x 39,10 = 39,10

Cl: 1 x 35,45 = 35,45

O: 4 x 16,00 = 64,00

Peso Molecular del KClO₄= 138,55

4) Multiplar el número de moles de KClO₄ por su peso molecular para calcular la masa de KClO₄ en la disolución.

Determinar el Volumen a partir de la Molaridad y la Masa. Ejemplo:

¿Qué volumen, en mL, se necesita de una disolución 3,89 x 10^-2 M para tener 2,12 g de KBr?

(Pesos Atómicos: K = 39,10, Br = 79,90).

1) Calcular el número de moles de KBr:

Peso Molecular del KBr = 119

2) Reorganizar la fórmula para calcular en cuantos litros de disolución están, y covertir los litros en mililitros:

Calcular la Molaridad. Ejemplo:

El límite inferior de MgSO₄ que puede detectarse por el sentido del gusto en el agua es aproximadamente 0.400 g/L. ¿Cuál es la concentración molar del MgSO₄?

(Pesos Atómicos: Mg = 24,30, O = 16,00, S = 32,06).

1) Calcular el peso molecular del MgSO₄:

Mg: 1 x 24,30 = 24,30

S: 1 x 32,06 = 32,06

O: 4 x 16,00 = 64,00

Peso Molecular del MgSO₄ = 120,36

2) Calcular el número de moles de MgSO₄:

3) Reorganizar la fórmula para calcular la concentración molar:

Dilución de Disoluciones. Ejemplo:

Se prepara una disolución disolviendo 516,5 mg de ácido oxálico (C₂H₂O₄) hasta completar 100,0 mL de disolución. Una porción de 10,00 mL se diluye hasta 250,0 mL. ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?

(Pesos Atómicos: C = 12,01, H = 1,008, O = 16,00).

1) Calcular el peso molecular del C₂H₂O₄:

C: 2 x 12,01 = 24,02

H: 2 x 1,008 = 2,016

O: 4 x 16,00 = 64,00

Peso Molecular del C₂H₂O₄ = 90,04

2) Convertir 516,5 mg en g y calcular el número de moles de C₂H₂O₄:

3) Convertir 100,0 mL en L (0,100 L) y plantear la fórmula para calcular la molaridad inicial:

4) Calcular la molaridad una vez hecha la dilución a 250 mL (0,250 L):

Calcular moles o masa. Ejemplo:

La valoración es un método usado para calcular la cantidad de un reactivo A por adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida de un reactivo B, hasta completar la reacción.

¿Cuantos moles de hidróxido de sodio, NaOH, se necesitan para reaccionar con 225 mL de ácido clorhídrico 0,100 M?

(Pesos Atómicos: O = 16,00, H = 1,008, Cl = 35,45, Na = 22,99).

1) Convertir los 225 mL en L (0,225 L) y calcular el número de moles de HCl en esa disolución:

Moles de soluto = (0,1 M) (0,225 L) = 2,25 x 10^-2

2) Ajustar la ecuación para determinar la relación de moles entre el HCl y el NaOH:

3) En este caso, la relación es 1:1, de modo que el número de moles de NaOH requerido es:

0,0225 = 2,25 x 10^-2 moles

Determinar el Volumen. Ejemplo:

¿Qué volumen, en mL, de LaCl₃ 0,00927 M se necesita para reaccionar con 13,95 mL de oxalato de sodio 0,0225 M? (Pesos Atómicos: La = 138,0, Cl = 35,45, Na = 22,99, H = 1,008, C = 12,01, O = 16,00).

1) Convertir los 13,95 mL en L (0,01395 L) y calcular el número de moles de oxalato de sodio (Na₂C₂O₄) en la disolución:

Moles de soluto = (0,225 M) (0,01395 L) = 3,14 x 10^-4

2) Sabemos que 3 moles de oxalato de sodio (Na₂C₂O₄) reaccionan con 2 moles de LaCl₃, de modo que el número de moles de LaCl₃ necesario es:

Moles = (2/3) (3,14 10^-4) = 2,09 x 10^-4

3) A partir de los moles de LaCl₃ necesarios, calcular el volumen, en litros, de LaCl₃ 0,00927 M, y convertirlo en mL:

Determinar la Molaridad. Ejemplo:

Las patatas se pelan comercialmente introduciéndolas en una disolución entre 3 M y 6 M de hidróxido de sodio, y quitando la piel ya parcialmente suelta rociándolas con agua. Calcular la molaridad de una disolución si la valoración de 10,00 mL de la misma requiere 25,3 mL de una disolución de HCl 1,87 M para llegar al punto de equivalencia?

1) Convertir los 25,3 mL en L (0,0253 L) y calcular el número de moles de HCl en la disolución de HCl usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (1,87 M) (0,0253 L) = 0,00473

2) De la ecuación ajustada, sabemos que 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de hidróxido de sodio (NaOH), de modo que el número de moles de NaOH necesarios es también 0,0473. Convertir los 10,00 mL en L (0,01 L) y calcular la molaridad de la disolución de NaOH usando la fórmula dada:

Análisis de Mezclas. Ejemplo:

Una muestra de 0,139 g de caliza se disuelve en 25,00 mL de HCl 0,2 M. El exceso de ácido se valora con 13,22 mL de NaOH 0,180 M. ¿Cuál es el tanto por ciento de CaCO₃ en la caliza limestone?

(Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, Na = 39,10, H = 1,008).

1) Convertir 25,00 mL en L (0,025 L) y calcular el número de moles de HCl en la disolución de HCl usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (0,20 M) (0,025 L) = 0,005

2) Convertir 13,22 mL en L (0,01322 L) y calcular el número de moles de NaOH en la disolución de NaOH usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (0,18 M) (0,01322 L) = 0,00238

3) Sabemos que en una ecuación ajustada, 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH, de modo que podemos restar las moles de HCl de las moles de NaOH para encontrar las moles de HCl que reaccionaron con la muestra de caliza:

5,00 x 10^-3 - 2,38 x 10^-3 = 2,62 x 10^-3 moles

4) De la primera reacción ajustada, sabemos que 2 moles de HCl reaccionan con 1 mol de CaCO₃. Por tanto, el número de moles de CaCO₃ que reaccionaron con la disolución de HCl es:

Moles de CaCO₃ = (2,62 x 10^-3 moles) (1/2) = 1,31 x 10^-3

5) Calcular el peso molecular del CaCO₃:

Ca: 1 x 40,01 = 40,01

C: 1 x 12,01 = 12,01

O: 3 x 16,00 = 48,00

Peso Molecular del CaCO₃ = 100,02

6) Calcular la masa de CaCO₃ añadida a la disolución de HCl, y dividirla por la masa de la muestra de caliza, para encontrar el tanto por ciento de CaCO₃ en la muestra:

Masa = (100,02 g/mol) x (1,31 x 10^-3 moles) = 0,131 g

Tema 4.

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 1:

Para la reacción:

¿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.

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 2:

Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas se pueden producir?

La ecuación correspondiente será:

En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar 1 mol de baratijas.

1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo.

• Cierres: 4,000 / 1 = 4,000 
• Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000 
• Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500

Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca.

2) Determina el número de baratijas que pueden hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el máximo número de baratijas que pueden hacerse viene determinado por el número de tuercas. Entran dos tuercas en cada baratija, de modo que el número de bsratijas que pueden producirse, de acuerdo con la estequiometría del proceso es:

7,000 / 2 = 3,500 baratijas 

Ejemplo 3:

Considere la siguiente reacción:

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:

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).

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)

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).

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

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

Algunos conceptos

1. Reactivo limitante: Es aquel reactivo concreto de entre los que participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción. 
2. Proporción de reacción: Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas. 
3. Rendimiento real: Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico. 
4. Rendimiento teórico: Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento. 
5. Rendimiento porcentual: Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico. 
6. Porcentaje de pureza: El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una muestra impura. 
7. Modificaciones alotrópicas (alótropos): Formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico.