Quimica

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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 lareacción, 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 reaccioneslaterales 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 elrendimiento? 
(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%Ejemplo :
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
Comotrabajar 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 quetodo 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 :
Se necesita uncierre, 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 deese 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 elreactivo 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 :
Considere la siguiente reacción: 

Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g...
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