La reacción en consideración es la siguiente :
6 KOH + 3Cl₂ - - - - - - - - - - - > KClO₃ + 5 KCl + 3 H₂O
Según la estequiometría de la reacción 6 moles de Hidróxido de potasio (KOH) reaccionan con 3 moles de Cloro gaseoso (Cl₂).
Como primer paso, hay que determinar qué reactivo es el reactivo limitante.
Es decir, el reactivo que se consume primero y determina la cantidad de producto formado.
Para ello, hay que determinar el número de moles que se dispone de cada reactivo.
Los moles de un compuesto se calculan como : <img src="https://tex.z-dn.net/?f=moles%20%3D%20%20%5Cfrac%7Bmasa%7D%7BPM%7D%20" /> siendo PM el peso molecular del compuesto.
Sin embargo, los gramos que se disponen de reactivos no son 100% puros, si no que contienen impurezas (otros compuestos).
Por ejemplo, se dispone de 45g deCl₂ de 85% de pureza.
Esto quiere decir que cada 100g tomados, 85 g corresponden efectivamente a Cl₂, el otro 15% consta de impurezas.
Por lo tanto, hay que determinar cuántos gramos de Cl₂ hay efectivamente en los 45 g tomados.
Esto se puede calcular con una simple regla de 3.
100g - - - - - - - - - - - - 85g Cl₂
45g - - - - - - - - - - - - - x
<img src="https://tex.z-dn.net/?f=x%20%3D%20%20%5Cfrac%7B45g%2A85g%7D%7B100g%7D%20%3D%2038%2C25g%20" />
De los 45 g tomados, solo 38, 25 g corresponden a Cl₂.
Se realiza lo mismo con el KOH.
Dado que se toman 90 g de KOH de 70% de pureza, hay que determinar la masa de KOH que hay efectivamente en los 90 g tomados.
100 g - - - - - - - - - - - 70 g KOH
90 g - - - - - - - - - - - - x
x = <img src="https://tex.z-dn.net/?f=x%20%3D%20%20%5Cfrac%7B90g%2A70g%7D%7B100g%7D%20%3D%2063%20g%20" />
En los 70 g tomados, solo 63 g son de KOH.
Ahora se sabe que efectivamente se dispone de 38, 25 g de Cl₂ y 63 g de KOH.
Calculando el número de moles de cada compuesto :
<img src="https://tex.z-dn.net/?f=moles%7B_C_l__%7B2%7D%7D%20%3D%5Cfrac%7B38%2C25g%7D%7B71g%2Fmol%7D%20%3D%20%200%2C54%20moles" />
<img src="https://tex.z-dn.net/?f=moles_K_O_H%20%3D%20%20%5Cfrac%7B63g%7D%7B56g%2Fmol%7D%20%3D%201%2C125%20moles" />
Ahora por la estequiometría de la reacción :
3 moles de Cl₂ - - - - - - - - - - 6 moles de KOH
0, 54 moles de Cl₂ - - - - - - - - - - - - x
<img src="https://tex.z-dn.net/?f=x%20%3D%20%20%5Cfrac%7B0%2C54mol%2A6mol%7D%7B3mol%7D%20%3D%201%2C08%20mol%20" />
Por lo tanto, para que la reacción se de, los 0, 54 moles deCl₂ deben reaccionar con 1, 08 moles de KOH.
Dado que se disponen de 1, 125 moles de KOH, el reactivo que limita la reacción es elCl₂ y el KOH se encuentra en exceso.
ElCl₂ determina la cantidad de producto formado.
Según la estequiometría de la reacción, 3 moles deCl₂ reaccionan con KOH para formar 1 mol de KClO₃.
Con una regla de tres se puede determinar el número de moles que forman los 0, 54 moles deCl₂.
3 molesCl₂ - - - - - - - - - - - - 1 mol KClO₃
0, 54 molesCl₂ - - - - - - - - - - - - x
<img src="https://tex.z-dn.net/?f=x%20%3D%20%20%5Cfrac%7B0%2C54mol%2A1mol%7D%7B3mol%7D%20%3D%200%2C18%20moles" />
Se forman 0, 18 moles de KClO₃.
Sin embargo, el rendimiento o eficiencia de la reacción no es del 100%, por lo que no todo lo que se calcula como producto formado es lo que en la práctica se obtiene.
El 100% de la reacción implica la formación de los 0, 18 moles de KClO₃.
Dado que la eficiencia de la reacción es del 50%, se obtiene efectivamente la mitad del producto calculado.
O sea que se obtienen en realidad, 0, 09 moles de KClO₃.
A partir de la ecuación<img src="https://tex.z-dn.net/?f=masa%20%3D%20moles%2APM" /> se puede determinar la equivalencia en masa de los 0, 09 moles.
<img src="https://tex.z-dn.net/?f=masa%20%3D%200%2C09mol%2A122%2C5g%2Fmol%20%3D%2011%2C025g" />
Se obtienen 11, 025 g de KClO₃.