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Los cálculos estequiométricos que hemos visto hasta el momento tienen trampa cuando los comparamos con sus correspondientes experimentales, y es que cuando realizamos los procedimientos nos damos cuenta de que el producto real es siempre menor al producto teórico, ¿Por qué sucede esto? Algunos presupuestos que empleamos en los capítulos introductorios de estequiometria son falsos, por ejemplo, asumimos que las reacciones son completas, que no hay equilibrio químico, que no hay reacciones secundarias, que las transferencias de las sustancias son perfectas y sin pérdida de materia, y que los reactivos son absolutamente puros.
En la realidad tenemos muchas reacciones que son incompletas
o demasiado lentas para que todos los reactivos se consuman en el lapso de
tiempo que dura la práctica de laboratorio. Por otra parte, muchas reacciones
son reversibles por lo que nunca se consumen todos los reactivos. Algunos
reactivos pueden tener varias rutas de reacción lo cual implica la formación de
otros productos que no estamos considerando en la ecuación de reacción. Existen
errores experimentales en la medida de la masa y la transferencia de las
sustancias de un lugar a otro, especialmente debido a que el polvo –que es el
estado en que medimos la masa de muchos reactivos –tiende a quedarse pegado en
la superficie de los recipientes de medición, como los vidrios de reloj, por lo
que hay perdida de reactivos.
Finalmente, la calidad del reactivo determina mucho, si el
reactivo es de menor calidad, ya sea porque es más barato o porque es muy
viejo, las impurezas pueden afectar los presuntos de medida de masas y de
resultado de la reacción. Todos estos procesos se conjugan para hacer que la
cantidad de producto experimental sea inferior a la cantidad de producto
teórico. Y la diferencia entre ambos valores se denomina eficiencia de la
reacción, la cual es un valor adimensional que se representa en frecuencias o
porcentajes.
La pureza de un reactivo afecta la producción final de una
sustancia. Para modelar esta situación tendremos que usar alguna unidad de
concentración. Normalmente la que empleamos es el porcentaje en masa.
Demostración
Donde (d) es la sustancia pura
que le da nombre a la (muestra) impura. En un problema masa a masa donde
empleamos la ecuación:
Y acoplamos.
28.
El modelo anterior puede extenderse para la situación
denominada eficiencia de la reacción, donde en lugar de porcentaje de fracción
de masa, lo que manejamos es el porcentaje de eficiencia, y el dato vuelve a
estar puro.
29.
Y, por ende, la eficiencia de la reacción tiene una definición
semejante a la de porcentaje de fracción de masas, pero con respecto a la masa
teórica y la masa experimental del producto.
30.
Una eficiencia del 100% es imposible, del 90% o superior se
denomina excelente; hasta el 80% como muy buena; hasta el 70% buena; hasta el
50% es aceptable; y por debajo de eso se clasifica como una eficiencia pobre.
Cabe destacar que estos porcentajes son arbitrarios, y muchas reacciones de
importancia manifiestan porcentajes ridículamente pequeños bajo la mayoría de
las condiciones. Debido a que es un valor adimensional se puede calcular tanto
con gramos como con moles, y en reacciones donde hay exceso de uno de los
reactivos, la eficiencia se calcula con respecto al reactivo límite. A parte de
esto lo bueno es que la fórmula es sencilla. Como se puede ver la eficiencia se calcula sobre una
sola especie química, que generalmente es el producto de importancia, o el
producto que es más fácilmente medible. Otro detalle a tener en cuenta es que
en muchos casos la fórmula debe ser manipulada pues el valor de eficiencia ( ef ) viene en el enunciado del problema,
por ejemplo.
La masa del producto teórico no siempre se da directamente,
sino a través de la cantidad de reactivos, por lo que puede inferirse adaptando
la ecuación (20).
Miremos un ejemplo.
Ejemplo
16. Teniendo en
cuenta la siguiente ecuación química, determine la cantidad de titanio
purificado a partir de 379,8 g de TiCl4 si la eficiencia de la
reacción es del 50%. 2Mg+TiCl4→2MgCl2+T
El peso atómico del titanio es
47.87, y el peso molecular de TiCl4 es 189.7
Ejemplo 17. El hidróxido de aluminio, Al(OH)3, se calcina para obtener de nuevo Al2O3 y agua. Si la pureza del Al(OH)3 es del 95%, ¿qué masa de óxido de aluminio obtendrás a partir de 100 g de Al(OH)3 impuro? H = 1; O = 16; Al = 27. 2Al(OH)3→Al2O3+3H2O YouTube.
Calculamos las masas molares de
las dos sustancias clave.
Aplicamos la ecuación.
Ejemplo 18. Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25
% de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2
desprendida. Dato: Masa atómica Zn = 65,38; H = 1,001. Zn +2 HCl→
ZnCl2 + H2 YouTube.
Calculamos las masas molares de
las dos sustancias clave.
Aplicamos la ecuación.
La mayoría de las veces se necesitan más de un paso para
obtener el producto deseado. Las reacciones que se llevan a cabo una tras otra
en secuencia para producir un producto final se denominan reacciones
consecutivas (por ejemplo, que ocurren secuencialmente):
32.
Cualquier sustancia que se produce en un paso y se consume
en otro paso de un proceso de varios pasos se denomina intermedio (por ejemplo,
B en la Ecuación 32).
La reacción general es la ecuación química que expresa todas las reacciones que
ocurren en una sola ecuación general. Para resolver estas situaciones basta con
proponer una ecuación general en la cual se ignoren los intermedios, siempre
que estos no sean el foco de la pregunta, y balancear la cantidad de átomos de
ser necesario.
Si las reacciones individuales tienen un determinado
rendimiento de la reacción, entonces la reacción total tendrá un rendimiento
general igual al producto de los rendimientos de reacción en cada paso:
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