Balance De Materia Con Reaccion Quimica

UNIDAD II. Balances de materia con reacción química.

Objetivo. El alumno realizará los balances de materia de procesos químicos industriales para cumplir con las especificaciones técnicas.

2.1 Estequiometría.

Saber. Identificar el concepto de estequiometria y su aplicación en los balances de materia y energía. Explicar las técnicas de cálculos estequiométricos. Explicar los conceptos de reactivo limitante, en exceso, fracción de conversión, grado de avance de reacción y equilibrio químico.

Saber hacer. Determinar los reactivos limitante y en exceso, fracción de conversión, grado de avance de reacción y equilibrio químico de una reacción.

Ser. Analítico, Honestidad, Ética, Responsabilidad, Trabajo en Equipo, Liderazgo, Capacidad de trabajar bajo presión, Capacidad de Síntesis, Solución de problemas

Estequiometria.

La estequimetría es la teoría acerca de las proporciones en las cuales se combinan las especies químicas. La ecuación estequiométrica de una reacción química indica el número relativo de moléculas o moles de reactivos y productos que participan en la reacción. Por ejemplo, la ecuación estequiométrica

2 SO2 + O2 → 2 SO3

indica que por cada dos moléculas (g-mol, lb-mol) de SO2 que reaccionan, también reacciona una molécula (g-mol, lb-mol) de O2 para dar dos moléculas (g-mol, lb-mol) de SO3. Los números que anteceden a las fórmulas de cada especia son los coeficientes estequimétricos de los componentes de la reacción.

Una ecuación estequiométrica válida debe estar balanceada; es decir, el número de átomos de cada especie atómica debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación, ya que los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.

Ejemplo: en la ecuación química de la reacción de combustión del butano, éste reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono y agua.

C4H10 + O2 → CO2 + H2O

La ecuación balanceada podría quedar como:

C4H10 + O2 → 4 CO2 + 5 H2O

En caso de no querer emplear fracciones, podría quedar como:

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

En ambos casos la ecuación esta balanceada correctamente. Compruebe que la cantidad de cada elemento es la misma en los reactivos y en los productos.

Reactivo limitante, Reactivo en exceso, y Porcentaje en exceso.

La relación estequiométrica de dos especies moleculares que participan en una reacción es la relación entre sus coeficientes estequimétricos en la ecuación balanceada de la reacción.

Se dice que dos reactivos, A y B están presentes en proporciones estequiométricas cuando la relación (moles de A presentes)/(moles de B presentes) es igual a la relación estequiométrica obtenida de la ecuación balanceada de la reacción.

Cuando se alimenta un reactor químico con reactivos en proporciones estequiométricas y la reacción procede hasta su terminación, se consumen todos los reactivos.

El reactivo que se agota cuando una reacción (si es posible) procede hasta completarse se llama reactivo limitante, y los demás reactivos se llaman reactivos en exceso. Un reactivo es limitante cuando está presente en una proporción menor a la estequiométrica en relación con los demás reactivos. Si todos los reactivos están presentes en proporciones estequiométricas, entonces no hay ninguno limitante (o todos lo son, dependiendo de cómo se considere el caso).

Para determinar el reactivo limitante y el reactivo en exceso para una reacción química se pueden realizar estas comprobaciones.

Para la reacción a A + b B → y Y + z Z

Donde las letras minúsculas representan los coeficientes estequiométricos y las letras mayúsculas representan las especies o sustancias químicas.

Si entonces: A es el reactivo limitante.

Si entonces: A es el reactivo en exceso. Ec (2.1)

Si entonces: A y B están en proporción estequiométrica.

Donde nA0 y nB0, son los moles iniciales (o alimentados) de los reactivos A y B.

a y b, son los coeficientes estequiométricos de los reactivos A y B.

Ejemplo 2.01. Determine el reactivo limitante y el reactivo en exceso cuando reaccionan 100 g de dióxido de nitrógeno y 100 g de amoniaco para la reacción: 6NO2 + 8NH3 → 7N2 + 12H2O.

Datos: m(NO2)0 = 100 g Mw(NO2) = 46 g/mol a = 6

m(NH3)0 = 100 g Mw(NH3) = 17 g/mol b = 8

Cálculos mol NO2 nA0 = 2.174

mol NH3 nB0 = 5.882

Comprobar la proporción estequiométrica (Ec 2.1):

0.3696 0.75

De acuerdo a la ecuación 2.1, (NO2) es el reactivo limitante y (NH3) es el reactivo en exceso.

Ejemplo 2.02. Determine el reactivo limitante y el reactivo en exceso cuando reaccionan 100 g de dióxido de nitrógeno y 40 g de amoniaco para la reacción: 6NO2 + 8NH3 → 7N2 + 12H2O.

Datos: m(NO2)0 = 100 g Mw(NO2) = 46 g/mol a = 6

m(NH3)0 = 40 g Mw(NH3) = 18 g/mol b = 8

Cálculos mol NO2 nA0 = 2.174

mol NH3 nB0 = 2.353

Comprobar la proporción estequiométrica (Ec 2.1):

0.9239 0.75

De acuerdo a la ecuación 2.1, (NO2) es el reactivo en exceso y (NH3) es el reactivo limitante.

Ejemplo 2.03. Determine el reactivo limitante y el reactivo en exceso cuando reaccionan 100 g de dióxido de nitrógeno y 75 g de amoniaco para la reacción: 6NO2 + 8NH3 → 7N2 + 12H2O.

Datos: m(NO2)0 = 100 g Mw(NO2) = 46 g/mol a = 6

m(NH3)0 = 75 g Mw(NH3) = 17 g/mol b = 8

Cálculos mol NO2 nA0 = 2.174

mol NH3 nB0 = 4.412

Comprobar la proporción estequiométrica (Ec 2.1):

0.4927 0.75

De acuerdo a la ecuación 2.1, (NO2) es el reactivo limitante y (NH3) es el reactivo en exceso. Nótese que la determinación del reactivo limitante y en exceso, no depende de la cantidad (en masa o moles) de las sustancias, sino de las proporciones estequiométricas que tengan entre ellas. Ya que a pesar de que el NH4 tiene una menor cantidad en masa resulta ser el reactivo en exceso, para este ejemplo.

Ejemplo 2.04. Determine la cantidad estequiométrica requerida (en gramos) de amoniaco para reaccionar con 100 g de dióxido de nitrógeno para la reacción: 6NO2 + 8NH3 → 7N2 + 12H2O.

Datos: m(NO2)0 = 100 g Mw(NO2) = 46 g/mol a = 6

m(NH3)0 = ¿? Mw(NH3) = 17 g/mol b = 8

Cálculos mol NO2 nA0 = 2.174

Cuando nos soliciten calcular la cantidad estequiométrica o requerida de un reactivo, debemos asumir que se refiere a la cantidad que tendría si estuvieran en proporción estequiométrica, es decir la cantidad mínima exacta necesaria del reactivo, para que no sea limitante ni esté en exceso. Así que se emplea la tercera condición de la ecuación 2.1. Y se despeja nB0.

despejando 2.899 mol NH3

49.28 g de NH3.

¿Cuál es la interpretación de este resultado? Para 100 g de NO2, en la reacción del ejemplo, se necesitan o requieren estequiometricamente 49.28 g de NH3, una cantidad menor de 49.28 g de NH3 significaría que el NH3 estaría limitando la reacción y una cantidad mayor a 49.28 g de NH3 y entonces estaría en exceso.

Cuando en una reacción química existe al menos un reactivo en exceso, se pueden calcular tres términos más con respecto a éste último, los moles requeridos, los moles en exceso y el porcentaje (o porciento) en exceso. Debe darse por entendido que estos tres términos son exclusivos de los reactivos en exceso, es decir, no pueden calcularse para un reactivo limitante.

Para la reacción a A + b B → y Y + z Z

Donde las letras minúsculas representan los coeficientes estequiométricos y las letras mayúsculas representan las especies o sustancias químicas. Si A representa al reactivo limitante y B al reactivo en exceso. Entonces:

- Moles requeridos nBreq (del reactivo en exceso), son los moles requeridos estequiometricamente para reaccionar exactamente en su totalidad con el reactivo limitante A, de acuerdo a la proporción estequiométrica de la reacción.

Ec. (2.2)

- Moles en exceso nBexc (del reactivo en exceso), es la cantidad por la cual el reactivo en exceso, en la alimentación, se excede a la cantidad necesaria para reaccionar en su totalidad si la reacción se completa.

Ec. (2.3)

- Porciento en exceso %exc (del reactivo en exceso), es la relación porcentual entre el exceso y el requerimiento estequimétrico.

Ec. (2.4)

Si no se multiplica por cien, entonces se llamaría fracción en exceso. Nótese que el porciento en exceso puede tener valores de cualquier número positivo, ya que un valor de 100% significa que se alimenta el doble de lo requerido estequiometricamente, un valor de 200% significa que se alimenta el triple de lo requerido, un valor de 300% significa que se alimente cuatro veces lo requerido y así sucesivamente.

Las ecuaciones 2.2, 2.3, 2.4 se pueden combinar en una sola ecuación, para que la ecuación 2.4 quede en únicamente en función de los moles iniciales de A y B.

Ec. (2.5a)

Si se despeja nB0 queda:

Ec. (2.5b)

A continuación se escriben las mismas ecuaciones pero en el caso de contrario, ahora B representa al reactivo limitante y A al reactivo en exceso.

- Moles requeridos nAreq.

Ec. (2.6)

- Moles en exceso nAexc.

Ec. (2.7)

- Porciento en exceso %exc.

Ec. (2.8)

Ec. (2.9a)

Si se despeja nB0 queda:

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