Ejercicios de Reactivo Límite

PRÁCTICA N° 9 SOLUCIÓN CUESTIONARIO. 1.

¿Cuál es el reactivo límite en los tubos asignados por el profesor? Compare con el resultado obtenido experimentalmente. Para el caso del tubo n° 1 asignado a nuestro grupo el resultado fue: (0.3M)

(5mL)

(0.3M)

(1mL)

La ecuación guarda relación estequiométrica 1:1:1:2 Procedemos a hallar las moles de cada reactivo como se muestra: La concentración molar nos indica:

* * Con los moles de los reactivos hallados anteriormente determinamos los eq-g de cada sustancia: * * Como podemos observar en el resultado anterior los eq-g de son menores que los eq-g del , lo cual nos indica que el es el reactivo límite de la ecuación, ya que se encuentra en menos proporción lo que concuerda con los datos analizados experimentalmente, ya que a nivel experimental, el resulto ser el reactivo limite, esto se notó al agregar dos gotas del reactivo al tubo de ensayo formándose un precipitado.

2.

Si la reacción no produjera precipitado, ¿qué otra propiedad del sistema es susceptible de medir? Las variables en este método son el peso del precipitado, la altura de este, si no se pudiera pesar en caso de que la reacción no produjera precipitado se podría medir la liberación de calor del sistema. En caso de que en la mezcla se presentara un cambio en la coloración se podría medir la absorbancia.

3. Con los datos obtenidos elabore una gráfica de altura del precipitado (en mm) contra volumen de BaCl2 y K2CrO4 en mL. Determine el punto de equivalencia y luego calcule la relación estequiometria en que se combinan los reactivos.

Precipitado vs volumen de reactivo 0

1

2

3

4

5

6

1,6 Altura del precipitado

1,4 1,2 1

K2Cr2O4

0,8

BaCl2

0,6 0,4 0,2 0 0

1

2

3

4

5

6

4. Calcule la eficiencia o rendimiento de la reacción para los tubos a los cuales pesó el precipitado. Para el tubo n° 1 el peso del precipitado fue: 0.0181 g BaCrO4 (0.3M)

(5mL)

(0.3M)

(1mL)

La ecuación guarda relación estequiométrica 1:1:1:2

Hallamos los moles de BaCrO4 formados en la reacción:

Ahora hallamos el peso en gramo de los moles hallados anteriormente:

Procedemos a hallar el rendimiento de la reacción:

5. ¿Por qué debe evitarse que las soluciones de ambos reactivos reaccionen en las paredes del tubo? Esto se debe evitar ya que estas sustancias al reaccionar en las paredes del tubo de ensayo disminuiría la eficiencia de la reacción debido a que se requiere que cuando los reactivos se mezclen, el producto de la mezcla final sea homogénea y no haya perdidas de esta como lo seria si reaccionara en las paredes del tubo. PRÁCTICA N° 10 SOLUCIÓN CUESTIONARIO. 1. Determinar la presión hidrostática en mm Hg.

2. Determinar la presión de vapor de agua a la temperatura de la reacción

3. Calcular la presión del hidrógeno gaseoso en mm Hg.

4. Calcular las Moles de magnesio gastado.

Pasamos la presión de mmHg a atm:

Despejamos los moles de la ecuación de gases ideales:

Como la reacción guarda una relación estequiométrica 2:2 los moles de hidrogeno serán iguales a los moles de magnesio por tanto:

5. Calcular las Moles de hidrógeno producidas, teóricamente y experimentalmente. Las moles experimentales se hallan de igual forma que en el inciso anterior, es decir:

Pasamos la presión de mmHg a atm:

Despejamos los moles de la ecuación de gases ideales:

Las moles teóricas se hallan de la sgt manera:

6. ¿Cuál es el reactivo límite en la reacción? Explique. Tenemos que:

El reactivo límite será:

Por tanto el reactivo límite es el Mg. 7. Si un mol de H2 (gaseoso) pesa 2 g. ¿Cuál es su densidad en condiciones normales? Datos: 1 mol H2 = 2 g T: 0°C P: 1 atm V: 22.4 L

Como

; entonces reemplazando

( Pero

es la densidad, entonces: (

(

)

)

)

8. Si en lugar de utilizar HCl se utilizara H2SO4 ¿habría algún cambio en los cálculos? Justifique su respuesta. ( )

(0.30203g)

9. ¿Cuál es el volumen de una mol de hidrógeno a condiciones normales? comparar con el volumen ocupado por un mol de hidrogeno a las condiciones estipuladas en el experimento. Datos: P: 1 atm T: 273K V: 22.4 L

Este volumen es mayor que el volumen obtenido a condiciones normales de temperatura, esto se debe a que la temperatura en este caso es mayor. 10. Una muestra de gas pesa 1.25 g a 28 °C, ocupa un volumen de 2.5 x 102 mL y ejerce una presión de 715 torr. ¿Cuál es la masa molar del gas?