Esta es la reacción de síntesis del amoniaco, ajustada.
¿Qué nos dice? Trabajando en moles:
1 mol de N2 reaccionan con 3 moles de H2 para dar 2 moles de NH3.
Ahora bien, si tengo 2 moles de N2, ¿cuántos moles de amoniaco vamos a obtener?
A más moles de nitrógeno haya, más voy a necesitar de amoniaco. Son magnitudes directamente proporcionales. Haremos una regla de tres:
1 mol de N2 2 moles de NH3
____________ = _______________
2 moles de N2 x
x = 4
Y si quiero obtener 7 moles de NH3, ¿cuántos moles de H2 necesito?
3 moles de H2 2 moles de NH3
____________ = _______________
x 7 moles de NH3
x = 10'5 moles de H2
Esto es estequiometría, saber cuánto de reactivo se obtiene con cuánto producto, o cuánto producto se obtiene con cuánto reactivo.
[1] Se tienen 10 L de octano (d = 0'703 g/mL). ¿Cuántos litros de CO2 desprenderá un coche en condiciones estándar?
Este ejercicio es muy completo, y es muy importante entenderlo bien. Lo primero, hallar los moles de octano. Tenemos volumen y densidad, con los que se puede calcular la masa de octano:
m = d · v = 0'703 g/mL · 10000 mL = 7030 g
Pasamos a moles:
n = 7030 g / 114 g/mol = 61'66 moles
Ahora, por la fórmula, sabemos que 2 moles de octano reaccionan con 16 moles de dióxido de carbono. Hacemos una regla de tres:
2 moles de octano 16 moles de dióxido de carbono
___________________ = _______________________________________
61'66 moles de octano x
x = 493'33 moles
Pero nos piden volumen. Suponemos que es un gas ideal:
P·V = n·R·T
V = (n·R·T)/P
Como son condiciones estándar, P = 1 atm, T = 298 K
V = (493'33 · 0'082 · 298)/(1) = 12055'1 L
Todo lo que hemos hecho ahora es suponiendo un 100% de rendimiento, o sea, que la reacción se da a la perfección, nada queda sin reaccionar, y ningún producto se pierde (si es un gas, por ejemplo, se escapa).
Pero esto no siempre es así. De hecho, nunca es así. El rendimiento nunca es del 100%.
Los rendimientos a nivel industrial suelen ser altos, entorno al 90%. Se cambia la T, la P, se añaden catalizadores (sustancias que hacen que la reacción sea más rápida), todo para que ese rendimiento sea muy alto, ya que a mayor rendimiento, más beneficios económicos tendrá esa industria..
[2] Se hacen reaccionar 60 gramos de nitrógeno, produciéndose 50 gramos de amoniaco. Halla el rendimiento de la reacción.
Lo primero, pasamos a moles:
moles de nitrógeno = 60 g / 28 g/mol = 2'1428 moles
Ahora estudiamos la reacción:
N2 + 3H2 → 2NH3
1 mol de nitrógeno reacciona con 2 moles de amoniaco. Hacemos la regla de tres:
1 mol de nitrógeno 2 moles de amoniaco
______________________ = _____________________________
2'1428 moles de nitrógeno x
x = 4'286 moles
Ahora pasamos a masa:
masa de amoniaco = 4'286 moles · 17 g/mol = 72'86 gramos
Esos son los que se producen si hubiera un 100%. Pero vemos que el enunciado nos dice que se han producido 50 gramos de amoniaco, luego el rendimiento no es del 100%:
masa real 50 g
RENDIMIENTO = ________________ · 100 = _________ · 100 = 68'6 %
masa teórica 72'86 g
ALGUNOS EJERCICIOS PARA PRACTICAR
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