Estequiometría de la combustión del butanol (7077)

, por F_y_Q

Dada la reacción de combustión del butanol:

\ce{C4H10O + O2 -> CO2 + H2O}

a) Balancea la ecuación y establece la relación estequiométrica en moles.

b) Calcula las masas moleculares de todas las sustancias y establece la relación másica.

Si se hacen reaccionar 200g de \ce{C4H10O} con 400 g de \ce{O2}:

c) Determina cuál es el reactivo limitante y cuántos moles de \ce{O2} se necesitan para obtener 50 L de \ce{CO2} en condiciones normales de P y T.


SOLUCIÓN:

a) La ecuación química es:

\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{C4H10O(l) + 6O2(g) -> 4CO2(g) + 5H2O(g)}}}


1 mol de butanol reacciona con 6 moles de oxígeno para dar 4 moles de dióxido de carbono y 5 moles de agua.

b) Las masas moleculares las obtienes a partir de la masas atómicas de cada elemento:

\begin{tabular}{|c|c|c|} \hline \color[RGB]{0,112,192}{\bf Sustancia}&\color[RGB]{0,112,192}{\bf Operaciones}&\color[RGB]{0,112,192}{\bf Masa\ molecular}\ (\textstyle{g\over mol}) \\\hline \ce{C4H10O}&4\cdot 12 + 10\cdot 1 + 1\cdot 16&\color[RGB]{192,0,0}{\bf 74 \\\hline \ce{O2}&2\cdot 16&\color[RGB]{192,0,0}{\bf 32 \\\hline \ce{CO2}&1\cdot 12 + 2\cdot 16&\color[RGB]{192,0,0}{\bf 44 \\\hline \ce{H2O}&2\cdot 1 + 1\cdot 16&\color[RGB]{192,0,0}{\bf 18 \\\hline \end{tabular}


74 g de butanol reaccionan con 192 g de oxígeno para dar 176 g de dióxido de carbono y 90 g de agua.

c) Comparas las masas de cada reactivo y concluyes cuál es el reactivo limitante:

200\ \cancel{g\ \ce{C4H10O}}\cdot \frac{192\ g\ \ce{O2}}{74\ \cancel{g\ \ce{C4H10O}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{519\ g\ \ce{O2}}}

Dispones de menos oxígeno del que necesitarías para hacer reaccionar todo el butanol, por lo que el reactivo limitante es el oxígeno.

Como P y T son constantes, la relación molar puede ser considerada también como relación volumétrica, por lo que el cálculo es muy simple si tienes en cuenta que 1 mol de cualquier gas ocupa 22.4 L:

50\ \cancel{L\ \ce{CO2}}\cdot \frac{6\ \cancel{L}\ \ce{O2}}{4\ \cancel{L\ \ce{CO2}}}\cdot \frac{1\ mol}{22.4\ \cancel{L}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 3.35\ moles\ \ce{O2}}}

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