Question

1. Explique con un ejemplo, cómo se aplicaría la estequiometría de una reacción en el
análisis de problemas en la industria.

2. ¿Cómo se aplica el concepto de presiones parciales en la industria?

3. Calcule la cantidad de átomos de cada tipo presentes en 2,4 mol de H2SO4.

4. Para la siguiente reacción:
SiO2 + HF → SiF4 + H2O

Encuentre los coeficientes estequiométricos y calcule la cantidad de Fluoruro de Silicio
que se puede obtener a partir de 3,2 mol de SiO2

Answer 1

1. La aplicación de la estequiometría en la industria está relacionada con el concepto reactivo limitante. Cuando se quiere optimizar un proceso industrial, teniendo en cuenta el balance económico de la producción, se limita la presencia del reactivo más caro en el proceso para así aprovecharlo completamente en la producción y hacer mínimo el gasto.

2. Las presiones parciales tienen aplicación industrial porque permiten controlar, en reacciones con gases, el equilibrio de la reacción. Son equivalentes a las concentraciones de las sustancias y se pueden usar para establecer qué sustancias son limitantes o para afectar el equilibrio químico, aumentando o disminuyendo la producción, por medio de correcciones en las presiones parciales.

3. Cada molécula de $H_2SO_4$ contiene 2 átomos de H, uno de S y cuatro de O. Bastaría con multiplicar estos valores por los 2,4 moles:

$2,4\ mol\ H_2SO_4\cdot \frac{6,022\cdot 10^{23}\ mol\'ec}{1\ mol} = 1,44\cdot 10^{24}\ mol\'ec\ H_2SO_4$

Habrá:

$2\cdot 1,44\cdot 10^{24} = \bf 2,88\cdot 10^{24}\ \'at H$

$1,44\cdot 10^{24} = \bf 1,44\cdot 10^{24}\ \'at S$

$4\cdot 1,44\cdot 10^{24} = \bf 5,76\cdot 10^{24}\ \'at O$

4. $\bf SiO_2 + 4HF\ \to\ SiF_4 + 2H_2O$

Por cada mol de $SiO_2$ se obtienen 1 mol de $SiF_4$, esto quiere decir que también se obtendrán 3,2 mol de fluoruro de silicio. Mirando la tabla periódica vemos que la masa molecular es: 28·1 + 19·4 = 104 g/mol:

$3,2\ mol\ SiF_4\cdot \frac{104\ g}{1\ mol} = \bf 332,8\ g\ SiF_4$