domingo, 15 de marzo de 2009

ESTEQUIOMETRIA Y BALANCEO DE ECUACIONES

Conceptos que el estudiante debe tener claro:

  1. Mol: Cantidad de materia.
  2. Peso molecular (PM): Cantidad de materia en una mol
  3. Estados de oxidación: Numero de electrones que un átomo en su estado basal puede ganar o perder, para formar un enlace.

Si tienes claro los conceptos anteriores puedes continuar, de lo contrario deberás consultar una química general, o continuar sin la garantía que entiendas el proceso.

Empecemos con ejercicios simples en no se tenga la necesidad de transformar unidades.

Ejemplo 1. Se queman  35 moles de metano CH4 (560 g/mol) ¿Cuántos gramos de oxigeno se consumen?, ¿Qué cantidad de dióxido de carbono y agua se producen?

CH4  +  2O2 → CO2  + 2H2O

 Si leemos la ecuación  seria

1 mol de CH4 reacciona con dos moles de O2 produce 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O

O

16 gramos de CH4 reacciona con 64 O2 produce 44 gramos de CO2 y 36  gramos de  de H2O

Lo primero que se debe hacer es verificar que la ecuación este balanceada, esto implica que la cantidad en moles de cada uno de los elementos sea la misma tanto en los productos (Lado Izquierdo de la ecuación) como en los reactivos (Parte derecha de la ecuación). Una vez garantizado esto procedemos a calculara.

  1. Calcular el peso molecular de cada especie química CH4, O2, CO2  y H2O

CH4 = (12 g/mol x 1) + (1 g/mol x 4) = 16 g/mol

O2 = (16 g/mol x 2) = 32 g/mol.

CO2 = (12 g/mol x 1) + (16 g/mol x 2) = 44 g/mol

        H2O = (1 g/mol x 2) + (16 g/mol x 1) = 18 g/mol

ó determinar la tabla YC

CH4

16 g/mol

2O2

64 g/mol.

CO2

44 g/mol

2H2O

36 g/mol

 

Ahora recuerden,  siempre partan de la información ofrecida en el problema, se bebe comenzar por lo conocido (35 moles de metano)


Aumentemos el nivel de dificultad.

Ejemplo 2. Se desea producir nitrógeno a gran escala, por lo que un reactor se adiciona 32 toneladas de nitrato de potasio KNO3 y suficiente potasio. ¿Qué masa de de oxido de potasio y nitrógeno gaseoso se producen?, asumiendo que la eficiencia sea del 100%.

2KNO3 + 10K → 6K2O  + N2 (Recuerde como leer la ecuación)

KNO3= (39 g/mol x 1) + (14 g/mol x 1) + (16 g/mol x 3) = 101 g/mol

K = 39 g/mol

K2O = (39 g/mol x 2) + (16 g/mol x 1) = 94 g/mol

N2 = (14 g/mol x 2) = 28 g/mol

Factores de conversión

1 Tonelada corta = 2000 libras

1 Libra = 453,59 gramos

 

Del factor de conversión anterior podemos determinar que 32 T de nitrato de potasio e igual a 341526,59 moles de nitrato de potasio.


El procedimiento anterior pude realizarse mediante la tabla YC

2KNO3

202 g/mol

10K

390 g/mol

6K2O

564 g/mol

N2

28 g/mol

 

32 toneladas = 29029760 g


Sigamos aumentando la dificultad, incluyendo en el siguiente ejercicio reactivo limite o limitante.

Para entender el reactivo limitante imaginemos que haremos emparedados de pan, jamón y queso… cada emparedado tiene 2 tajadas de pan una rodaja de jamón y una de queso. Si tenemos 20 tajadas de pan, 34 rodajas de jamón y 6 de queso ¿Cuántos emparedados se pueden hacer? ¿la cantidad de emparedados porque está limitada?. Pues bien ustedes estarán pensado que al emparedado le faltan algunas cosas, pero para términos de química están deliciosos.. .. en fin con las 20 tajadas de pan haríamos 20 emparedados, con la 34  rodajas de jamón 34 y 6 rodajas de queso 6 emparedados. Conclusión si contamos con estos ingredientes solamente podemos hacer 6 emparedados de jamón y queso, así tengamos suficiente pan y jamón, por lo que el queso limita la cantidad de emparedados… esto es reactivo limite.

Ejemplo 3. Cuantas toneladas de H2 se producen al hacer reaccionar en un reactor 0,87 toneladas de Ba y 1500 libras de NH3. Además determinar

  1. Reactivo limite y reactivo en exceso.
  2. Masa de reactivo en exceso.
  3. Cantidad de Ba3N2 producida.

3Ba +  2NH3 → Ba3N2 + 3H2

Datos

Ba = 137,34 g/mol

NH3= (14 g/mol x 1) + (1 g/mol x 3) = 17 g/mol

Ba3N2 = (137,34 g/mol x 3) + (14 g/mol x 2) = 440,02 g/mol

H2 = (1 g/mol x2) = 2 g/mol


  1. Determinación del reactivo límite y en exceso: para calcular el reactivo límite y el de exceso tomamos las cantidades de los dos reactivos y calculamos cuanto se produciría de un mismo producto con estas cantidades. En nuestro caso calcularemos la cantidad de Ba3N2producida a partir de las 0,87 toneladas de Ba y las 1500 lb de NH3.

 Nos damos cuenta que a partir de las 0,87 toneladas de bario solamente se producen 1915,55 moles de Ba3N2, a diferencia las 20011,32  moles que se producirían con las 1500 libras amoniaco. Si hacemos la analogía con los emparedados el Reactivo límite es el bario y el reactivo en exceso es amoniaco.

RE: NH3

RL: Ba

b.  Habiendo calculado el reactivo límite todos los cálculos se hacen a partir de este.


En total tenemos 680385 g NH3, de los cuales reaccionaron 65128,81 g a de NH3, por lo que 615256,16 g de amoniaco no reaccionaron.

Reactivo que reacciono + reactivo sin reaccionar = reactivo total

65128,81 g  de NH3+ 615256,16 g de NH3= 680385 g NH3

c.     A partir del RL se determina la cantidad de Ba3N2


Por último damos Rta a la pregunta inicial, la cantidad de hidrogeno producida.

 

Ojo, la pregunta es cuantas toneladas no cuantos gramos


Ahora, todo el procedimiento utilizando la tabla YC.

3Ba +  2NH3 → Ba3N2 + 3H2

3Ba

412,02 g/mol

2NH3

34 g/mol

Ba3N2

440,02 g/mol

3H2

6 g/mol

 a. 

RE: NH3

RL: Ba

b. 


Reactivo que reacciono + reactivo sin reaccionar = reactivo total

65128,81 g  de NH3+ 615256,16 g de NH3= 680385 g NH3

c. 


Por último damos Rta a la pregunta inicial, la cantidad de hidrogeno producida.

 

Introduciremos el concepto de  eficiencia.

 Eficiencia = (Producto Real / Producto teórico) x 100.

Ejemplo 4. Supongamos que el ejemplo 3 la eficiencia de la reacción fuera del 85%, entonces ¿Cuánto nitrógeno y oxido de potasio, se producirían realmente?.


Bien espero que hasta el momento los ejemplos  les sean de gran ayuda. Para terminar este tema y como hemos venido haciendo aumentaremos  la dificultad. Adicionaremos el concepto de pureza.

Muy pocos productos tienen una pureza del 100%, la mayoría de los productos tienen insipiente que disminuyen su pureza, por lo cual se debe familiarizar con este concepto. A continuación daremos algunos  ejemplos.

345 g de glucosa C6H12O6 al 78%: esto implica que de  cada 100 gramos de esta glucosa que posiblemente esta hidratada o tiene algún otro excipiente 78 gramos son de glucosa pura y 22 son de agua si esta hidratada o de algún otro material.

Para realizar cualquier cálculo es necesario determinar la cantidad de glucosa pura.


Los subíndices i y p son para indicar que sustancia es impura y cual es pura, esto es opcional. En fin de los 355 g de glucosa al 78% 269,1 g son de glucosa pura.

Ejemplo 5.  De acuerdo a la reacción C3H8 + O2 CO2 + H2O  en un reactor, se queman  2500 lb de CH3CH2CH3  (C3H8) al 68% , dentro del reactor hay 15 toneladas de aire. Determinar:

  1. La Ecuación balanceada.
  2. RL, RE
  3. Masa del  reactivo sin reaccionar.
  4. Cantidad de dióxido de carbono y agua producidos.  
  5. Eficiencia  reactor si la producción real de agua es 1,05 toneladas
  6. La cantidad real  de dióxido carbono producida.

 

Datos

C3H8 = (12 g/mol x 3)+(1 g/mol x 8) = 44 g/mol

O2 = (16 g/mol x 2) = 32 g/mol

CO2 = (12 g/mol x1) + (16 g/mol x 2) = 44 g/mol

Ahora  recordemos que el aire es una mezcla que solamente tiene un 20,99% de 0xigeno. Por tanto

Partiendo de lo gramos de oxigeno puro, determinamos las moles 


a.       C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

b. 

 

RL: C3H8

RE: O2

c.  Cantidad de oxigeno sin reaccionar.

Oxigeno total – oxigeno consumido = oxigeno sin reaccionar

2856256,23 g O2 -2804011,2 g O2  = 52245,03 g O2

d.        Al determinar la cantidad de productos se debe partir del reactivo limitantes


e. Eficiencia


f. Cantidad de dióxido de carbono real producida


Hemos venido realizando cada ejercicio de dos maneras diferentes comprobando la exactitud de las operaciones y a la vez ofreciendo al lector dos caminos de solución.

Realizares el ejemplo 5 utilizando la tabla YC.

a. C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

 

      C3H

       44 g/mol

      5O

     160 g/mol

      3CO2

     132 g/mol

     4H2O

     72 g/mol

b. RL y RE.


c. Cantidad de oxigeno sin reaccionar


d. Cantidad de productos.


Los puntos e y f, se realizan de la misma manera sin importar el método.

Para tener en cuenta: En la mayoría de operaciones no se han cancelado las unidades, esto no indica que no se debe hacer. No se ha realizo en esta página por lo engorroso que se torna la digitación. 

Hemos finalizado el capítulo de estequiometria, pero no se ha tratado el tema de balanceo de ecuaciones. Si alguno de ustedes, apreciados lectores desea el articulo en formato PDF p DOC, solicítelo al correo electrónico drdelgado@unal.edu.co ó licdanielricardo@gmail.com. o simplemente deje un comentario solicitando el documento.