¿Cómo se determina la cantidad del exceso de reactivo que queda? Además, ¿cómo determina cuánto MÁS del reactivo limitante necesitaría para usar el exceso?

Respuesta

Una vez que ha identificado el reactivo limitante, calcula la cantidad del otro reactivo con el que debe haber reaccionado y resta de la cantidad original.

Explicación:

Una analogía para hacer sándwiches

Este video de Noel Pauller usa la analogía de hacer sándwiches.

El problema general

Dada la ecuación química y las masas de los reactivos, determine la masa del exceso de reactivo y la masa del reactivo limitante requerido para usar el exceso.

Un problema especifico

Una muestra de amoníaco 2.00 g reacciona con 4.00 g de oxígeno de acuerdo con la ecuación

#"4NH"_3 + "5O"_2 → "4NO" + "6H"_2"O"#.

¿Cuánto exceso de reactivo queda después de que la reacción se haya detenido? ¿Cuánto más del reactivo limitante necesitarías para usar el exceso?

Estrategias

  1. Escribe la ecuación química.
  2. Calcule los moles de producto del primer reactivo.
  3. Calcule los moles de producto del segundo reactivo.
  4. Identifique el reactivo limitante y el reactivo en exceso.
  5. Calcule la masa del exceso de reactivo usado.
  6. Calcule la masa del exceso de reactivo no utilizado.
  7. Calcule la masa de reactivo limitante necesaria para reaccionar con el reactivo en exceso no utilizado.

Solución

1 Ecuación equilibrada

#"4NH"_3 + "5O"_2 → "4NO" + "6H"_2"O"#

2 Lunares de #"NO"# Desde #"NH"_3#

Convertir gramos de #"NH"_3# a moles de #"NH"_3#, y luego usa la relación molar de la ecuación para obtener moles de #"NO"#.

La masa molar de #"NH"_3# es 17.03 g / mol.

#"Moles of NH"_3 = 2.00 cancel("g NH"_3) × ("1 mol NH"_3)/(17.03 cancel("g NH"_3)) = "0.1174 mol NH"_3#

#0.1174 cancel("mol NH₃") × "4 mol NO"/(4 cancel("mol NH₃")) = "0.1174 mol NO"#

3 Lunares de #"NO"# Desde #"O"_2#

La masa molar de #"O"_2# es 32.00 g / mol.

#"Moles of O"_2 = 4.00 cancel("g O"_2) × ("1 mol O"_2)/(32.00 cancel("g O"_2)) = "0.1250 mol O"_2#

Sabemos por la ecuación balanceada que la relación molar es #"4 mol NO ≡ 5 mol O"_2#, entonces creamos un factor de conversión con "#"mol O"_2#"en la parte inferior para hacer que las unidades se cancelen.

#0.1250 cancel("mol O"_2) × "4 mol NO"/(5 cancel("mol O"_2)) = "0.1000 mol NO"#

4 Identificar reactivos limitantes y en exceso

#"O"_2# es el reactivo limitante, ya que da la menor cantidad de #"NO"#.

#"NH"_3# es el único otro reactivo, por lo que es el reactivo en exceso.

5 Calcule la masa del exceso de reactivo usado.

Usa la relación molar de la ecuación para convertir moles de #"O"_2# (del Paso 3) a moles de #"NH"_3#, y luego convertir moles de #"NH"_3# a gramos de #"NH"_3#.

#0.1250 cancel("mol O"_2)× ("4 mol NH"_3)/(5 cancel("mol O"_2)) = "0.1000 mol NH"_3#

#0.1000 cancel("mol NH"_3) × ("17.03 g NH"_3)/(1 cancel("mol NH"_3)) = "1.703 g NH"_3#

6 Calcule la masa del exceso de reactivo no utilizado.

Comenzamos con 2.00 g de #"NH"_3# y usé 1.703 g, entonces

#"Mass of excess NH"_3 = "2.00 g – 1.703 g" = "0.30 g"#

7 Calcule la masa de reactivo limitante necesaria para reaccionar con el exceso de reactivo sobrante.

#"Moles of NH"_3 = 0.30 cancel("g NH"_3) × ("1 mol NH"_3)/(17.03 cancel("g NH"_3)) = "0.0176 mol NH"_3#

#"Moles of O"_2 = 0.0176 cancel("mol NH"_3) × (5 cancel("mol O"_2))/(4 cancel("mol NH"_3)) = "0.0220 mol O"_2#

#"Mass of O"_2 = 0.0220 cancel("mol O"_2) × ("32.00 g O"_2)/(1 cancel("mol O"_2)) = "0.70 g O"_2#

Responder

Se necesita 0.70 g de #"O"_2# reaccionar con el 0.30 g de exceso #"NH"_3#.

Aquí hay otro ejemplo ...


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