Cantidad de acético producido y rendimiento de la reacción (6890)

, por F_y_Q

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El ácido acético (\ce{CH3COOH}) se obtiene mediante la reacción entre el metanol (\ce{CH3OH}) y el monóxido de carbono (\ce{CO}), en presencia de un catalizador. Se realiza una prueba experimental partiendo de 15 g de metanol y 10 g de óxido de carbono. Calcula:

a) La cantidad de ácido acético que deberíamos obtener.

b) Si realmente se han producido 19.1 g de ácido acético, ¿cuál es el rendimiento de la reacción?

Masas atómicas: C: 12.01; H: 1.01; O: 16.00.

P.-S.

La ecuación química de la reacción que tiene lugar es:

\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{\ce{CH3OH + CO -> CH3COOH}}}


Como la estequiometría es 1:1:1, la relación estequiométrica entre sus masas se corresponde con las masas moleculares de cada sustancia:

\ce{CH3OH}:\ 12.01 + 4\cdot 1.01 + 16.00 = 32.05\ \textstyle{g\over mol}
\ce{CO}:\ 12.01 + 16.00 = 28.01\ \textstyle{g\over mol}
\ce{CH3COOH}:\ 2\cdot 12.01 + 4\cdot 1.01 + 2\cdot 16.00 = 60.06\ \textstyle{g\over mol}

a) Para saber la cantidad de ácido acético que se obtiene es necesario saber cuál es el reactivo limitante. Debes hacer la proporción entre las masas estequiométricas y las masas con las que cuentas de cada reactivo:

\frac{32.05\ g\ \ce{CH3OH}}{28.01\ g\ \ce{CO}} = \frac{x}{10\ g\ \ce{CO}}\ \to\ x = \color[RGB]{0,112,20}{\bf 11.44\ g\ \textbf{\ce{CH3OH}}}

Como la cantidad de metanol de la que dispones para hacer la reacción es MAYOR que la cantidad que necesitas, el reactivo que se agota antes es el \ce{CO} , siendo este el reactivo limitante.

Ahora relacionas la masa de \ce{CO} de partida con la masa de producto:

\frac{28.01\ g\ \ce{CO}}{60.06\ g\ \ce{CH3COOH}} = \frac{10\ g\ \ce{CO}}{x}\ \to\ x = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 21.44\ g\ \ce{CH3COOH}}}}


b) El rendimiento de la reacción lo obtienes haciendo el cociente entre la masa real obtenida y la masa teórica de producto:

\eta = \frac{19.1\ \cancel{g\ \ce{CH3COOH}}}{21.44\ \cancel{g\ \ce{CH3COOH}}}\cdot 100 = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 89\%}}

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