Resumen Prueba Química II° Medio

Reactivo Limitante y en Exceso

Cuando se trabaja en un laboratorio químico, se pueden “manejar” los reactantes para obtener una cantidad específica de producto. El reactante que limita la reacción (formación del producto) se denomina reactivo limitante, y el que sobra, se llama reactivo en exceso. Ejemplo:

1) La urea (NH2)2 CO es un producto de desecho del metabolismo de los seres vivos. La urea se prepara en grandes cantidades, según la reacción:

NH3 + CO2 -> (NH2)2 CO + H2O

Si se hace reaccionar 637g de NH3 con 1142g de CO2:
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

1° se iguala la ecuación

2 NH3 + CO2 -> (NH2)2 + H2O

2° se saca la masa molecular de los reactantes y del producto

2 NH3 (34g/mol) + CO2 (44g/mol) -> (NH2)2 CO (60 g/mol) + H2O

3° Plantear regla de 3 para ambos reactantes

34g NH3 -> 44g CO2 (estos números se sacan de la ecuación)
637g NH3 -> X g CO2 (estos números se sacan de la pregunta)

X = 824g CO2: este sería el reactivo en exceso, ya que en la pregunta te dan 1142g de CO2 y se necesitan sólo 824g, es decir, te dan más de lo necesario

34g NH3 -> 44g CO2
X g NH3 -> 637g CO2

X = 882g NH3: sería el reactivo limitante porque te dan menos g de lo que se necesitan

b) ¿Cuántos gramos de urea se producen?

1° Se calcula la masa molecular de la urea y se usa el reactivo limitante en la regla de 3:

60g urea -> 34g NH3
X g urea -> 637g NH3

X = 1124 gramos de urea

Soluciones o disoluciones

Las soluciones son una mezcla homogénea (unión de átomos no química); que pueden ser:

Soluto / Solvente
- gas – gas: aire
- gas – liq. : bebida (CO2 - H2O)
- sól. – líq. : salmuera (sal – agua)
- sól. – sól. : aleaciones (unión de elementos químicos) como el acero (C + Fe)
- líq. – líq. : limonada

Estas mezclas están constituidas por 2 fases: soluto (menor cantidad) y solvente o disolvente (mayor cantidad). La relación entre estos se denomina concentración, que puede ser:

- Diluida: mucho solvente, pero poco soluto
- Saturada: mucho soluto, pero el solvente todavía puede disolverlo
- Sobresaturada: demasiado soluto y poco solvente

Unidades de concentraciones físicas

1) Porcentaje masa/masa (m/m o p/p), significa que:

X g soluto -> 100g solución (soluto + solvente)

Ejemplo:
¿Cuántos gramos de NaCl, se deben disolver en 60g de agua para producir una solución al 20% p/p?
- En este caso se trabaja con el solvente, por lo que quedaría

20g NaCl -> 80g agua (porque a 100, que es toda la solución, se le resta el soluto)
X g NaCl -> 60g agua

X = 1200 / 80 = 15g de NaCl

2) Porcentaje masa/volumen (m/v), significa que:

X g soluto -> 100mL solución.

Ejemplo:
¿Cuántos gramos de CuSO4 hay en 125mL de una solución al 20% p/v?
- El 20% son los gramos de soluto, entonces:

20 g CuSO4 -> 100 mL solución
X g Cu SO4 -> 125 mL solución

X = 500 / 100 = 25g de CuSO4

3) Porcentaje volumen/volumen (v/v), significa que:

X mL soluto -> 100 mL solución

Ejemplo:
¿Cuántos mL de H2S se necesitan para preparar 150 mL de solución al 3%?
- Como el 3 % son los mL de soluto, quedaría:

3 mL H2S -> 100 mL solución
X mL H2S -> 150 mL solución

X = 4,5 g de H2S

Dilución de las soluciones

Para los ejercicios de dilución, se utiliza la siguiente fórmula:

V1 x C1 = V2 x C2
V = volumen; C = concentracion

Ejemplo:
¿Cuántos mL de una solución acuosa al 90% m/v es necesario diluir para preparar 50 mL de disolución al 1% m/v?

X x 90 = 50 x 1
90x = 50
x = 0,5555555…

R = sería necesario diluir 0,5 (periódico) mL