La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento (real) de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
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2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .
D.1.2. MÉTODOS OXIDACÍON REDUCCIÓN Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos 1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación. Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente: En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con −1 El Oxigeno casi siempre trabaja con −2 Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0 2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación 0 0 +3 −2 Fe + O2 Fe 2 O 3 Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a −2 Y el Fierro de 0 a +3 3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción 0 0 +3 −2 Fe + O2 Fe 2 O 3 El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2 4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0 Fierro se oxida en 3 x 1 = 3 Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4 5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa 4Fe + 3O2 2Fe2O3 Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo Otros ejemplos K Cl O 3 KCl + O2 +1 +5 −2 +1 −1 0 K Cl O 3 KCl + O2 Cl reduce en 6 x 1 = 6 O Oxida en 2 x 1 = 2 2KClO3 2KCl + 6O2 Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2 0 +1 +5 −2 +4 −2 +2 −2 +2 +5 −2 Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2 Cu oxida en 2 x 1 = 2 N reduce en 1 x 1 = 1 Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2 Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2 Las reglas para balancear ecuaciones son un poco diferentes en solución ácida[con iones H+ (ac)], que en solución básica [con iones OH-(ac)]. Ambos casos se toman por separado, estudiando primero las reacciones en solución ácida. Para simplificar las ecuaciones, se balancean sólo las ecuaciones iónicas netas. El balanceo en una solución acuosa ácida se ilustra por medio de la siguiente ecuación no balanceada: CrO - (ac) + Cl- (ac) + H+ (ac) Cr (ac) + Cl (g) + H O 1.- Separe la molécula o ion que contenga un elemento que ha sido oxidado o reducido y el producto que contenga el elemento que cambió. Si es necesario calcule los estados de oxidación de cada elemento, hasta que sea posible reconocer las especies que cambiaron. En realidad no es necesario conocer el estado de oxidación, el proceso de reducción es: Cr O Cr+ 2.- Si es necesario, balancee el elemento que sufra un cambio en el estado de oxidación. En este caso es el Cr. Cr O 2Cr+ 3.- Balancee los oxígenos, agregando H2O del lado que se requieran (un H2O por cada O requerido). Cr2 O7 2Cr + 7H2O 4.- Balancee los hidrógenos agregando H+ al lado contrario de los H2O (2H+ por cada H2O agregado). 14H + Cr2 O7 2Cr + 7H2O 5.- Los elementos en la media reacción están ahora balanceados. Revise para estar seguro. La carga para ambos lados de la media reacción debe de estar balanceada, para hacer esto, agregue el número apropiado de electrones al lado mas positivo. La carga total a la izquierda es (14 x + 1) + (−2) = +12. La carga total a la derecha es (2 x + 3) = +6. Agregando 6e a la izquierda, las cargas se balancean a ambos lados y la media reacción queda balanceada: 6e + 14H + Cr 2 O 7 2Cr + 7H2O 6.- Repita el mismo procedimiento para la otra media reacción: Cl- Cl2 2Cl- Cl2 2Cl- Cl2 + 2e 7.- Las 2 medias reacciones se suman, de modo que los electrones se cancelan( los electrones ganados igualan a los perdidos). Observe que el proceso de oxidación se multiplican por 3, ya que se necesitan 6e para el proceso de reducción. 3(2Cl- Cl2 + 2e ) 6Cl- 3Cl2 + 6e La adición da como resultado la ecuación iónica balanceada 6e + 14H + Cr 2 O 7 2Cr + 7H2O 6Cl- 3Cl2 + 6e 14H (ac) + 6Cl- (ac) + Cr 2 O 7- (ac) 2Cr (ac) + 3Cl2 (g) + 7H2O Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en H2SO44 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos 5H22SO24 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices. Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación H2O + N 2 O 5 NHO3 Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno. H2O + N 2 O 5 2 NHO3 Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N 2 O 5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3) Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N 2 O 5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3) Otros ejemplos 2HCl + Zn Zn Cl 2 H2 K Cl O 3 KCl + O2 2 K Cl O 3 2KCl + 3O2 La composición centesimal indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un compuesto.1 Se obtiene a partir de la fórmula molecular del compuesto, ya que ésta nos indica el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto. Para calcular la composición centesimal de cada elemento, se aplica la siguiente expresión: En donde ni indica el número de átomos del elemento i considerado y PMi la masa atómica de dicho elemento. El denominador es la masa molecular del compuesto. 
En la ecuación se hace referencia al H2 y al O2 como reactivos, que son las sustancias iniciales en una reacción química. El agua es el producto, es decir, la sustancia formada como resultado de una reacción química. Una ecuación química es, entonces, la descripción breve que un químico hace de una reacción química. Por convenio, en una ecuación química los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha:
donde ac significa medio acuoso (es decir, agua). Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque a veces no se escribe, para simplificar. Es conocida la llamada FRACCIÓN MOLAR, y no es otra cosa que el numero de moles de la sustancia en estudio, dividida por la cantidad total de moles. eso se aplica mucho en los temas de gases (presiones parciales) y en destilación. H.REACTIVO LIMITANTE El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determina, o limita, la cantidad de producto formado. Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada. Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso. J. RENDIMIENTO Y PUREZA Un rendimiento o eficiencia de la reacción de un 100%, base con la cual hemos obtenido una cantidad de productos teóricos o producido teórico. En la realidad de los procesos químicos, el caso común es que el rendimiento de la reacción sea menor que un 100%, o, en otras palabras, que el producido real sea menor que el teórico. Existen varias causas para esta disminución en el rendimiento como son reacciones incompletas de por sí o reacciones incompletas de por sí o reacciones secundarias que conducen a otros productos. Otros de los factores que influyen en el rendimiento, de la reacción es la Pureza de los reaccionantes o productos, que algunas veces pueden contener algunas impurezas, aún después de procesos previos de purificación.
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