El Reactivo Limitante: En una Reacción Química, Química, el Reactivo Limitante es Limitante es el que se consume antes y por lo tanto va a limitar la cantidad de los productos que se forman. Por otra parte, los Reactivos en Exceso son aquellos que van a sobrar cuando el reactivo limitante se consuma completamente. Sea la siguiente ecuación:
aX + b Y
→
cZ.
Entonces los reactivos limitantes dependerán de las cantidades de reactivo presentes en la reacción:
X es el reactivo limitante .
b · moles de X < a · moles de Y
→
b · moles de X > a · moles de Y
→
Y es el reactivo limitante .
El concepto de Reactivo Limitante sirve para evitar costes innecesarios: el reactivo más caro será el limitante asegurando que se aprovecha lo máximo posible.
Ejemplos de Reactivo Limitante: Ejemplo 1 : sea la reacción de síntesis del metanol: CO + 2H2 CH CH3OH. Si se tienen 3 moles de CO y 5 moles de , calcular cuál es el reactivo limitante y la cantidad de metanol producida. →
Calculamos cual es el reactivo limitante:
b · moles de X = 2 · 3 = 6
a · moles de Y de Y = 1 · 5 = 5
Como b · moles X > a · moles Y
Y es el reactivo limitante, limitante, es decir el
→
H2
La cantidad de metanol que se forma será por lo tanto: moles de Z = moles de Y · (c/b) = 5 · (1/2) = 2,5 moles de metanol
Ejemplo 2 : sea la reacción de síntesis de la urea: 2 NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O Si tenemos 500 gramos de NH3 y 1000 gramos de CO2 calculcular cuál es el reactivo limitante y la cantidad de urea producida.
→
Los pesos moleculares del
NH3 , CO2 y (NH2)2CO son 17,03, 44,01 y 60,06 gramos/mol
Solución:
Calculamos en primer lugar cuántos moles hay de cada reactivo:
NH3 = 500 gramos / 17,03 gramos · mol-1 = 29,36 moles moles CO2 = 1000 gramos / 44,01 gramos · mol -1 = 22,72 moles moles
Calculamos ahora cual es el reactivo limitante:
b · moles de X = 1 · 29,36 = 29,36
a · moles de Y = 2 · 22,72 = 45,44
Como b · moles X < a · moles Y
X es el reactivo limitante, es decir el
→
NH3
Por último calculamos la cantidad de urea producida teniendo en cuenta el reactivo limitante:
moles de urea producidos = moles de
Peso urea = moles · peso molecular = 14,68 · 60,06 = 881,68 gramos
NH3 · (1/2) = 29,36 · (1/2) = 14,68 moles
Reactivo en exceso 19 de Octubre de 2010 Publicado por Mónica González Cuando colocamos dos elementos o compuestos para que reaccionen químicamente entre sí, lo usual es colocar una cantidad exacta de uno de los reactivos, y colocar una cantidad en exceso del segundo reactivo, para asegurarnos que el primero podrá reaccionar completamente, y de esta manera, poder realizar cálculos basados en la ecuación química ajustada estequiométricamente l reactivo que se consume por completo es el llamado reactivo limitante, porque es el que determina la cantidad de producto que se puede producir en la reacción. Cuando el reactivo limitante se consume, la reacción se detiene. El reactivo que no reacciona completamente, sino que “sobra”, es el denominado reactivo en exceso.
Si tenemos una cierta cantidad de dos elementos o compuestos diferentes, para producir una reacción química, podemos saber con anticipación cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso, realizando algunos cálculos basados en la ecuación química ajustada. omemos por ejemplo la reacción de formación del amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno.
H2 + N2 = NH3 Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener? Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia. Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera: 3H2 + N2 = 2NH3 Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o mol de nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco. Entonces, si tengo 15 moles de hidrógeno, reaccionarán con 5 moles de nitrógeno, sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante, y el nitrógeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15 moles de hidrógeno obtendremos 10 moles de amoníaco. Podemos trabajar con la unidad que necesitemos, sean gramos o moles es indistinto, siempre que respetemos las proporciones estequiométricas representadas en la reacción. Otra manera de hallar el reactivo en exceso y el reactivo limitante es calcular cuánta cantidad de producto se obtendría con cada uno. El reactivo con el cual se obtendría mayor cantidad de producto es el reactivo en exceso, y el otro, el reactivo limitante. Por ejemplo, para la reacción: 2NH3 + CO2 = (NH2)2CO + H2O Si tengo 637,2 gramos de amoníaco y 1142 gramos de dióxido de carbono, que reaccionarán para formar urea ¿cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso? Lo primero es pasar de gramos a moles, según el peso sumado de los átomos de cada compuesto. Entonces, haciendo los cálculos correspondientes, obtenemos que: 637,2 gramos de amoníaco son 37,5 moles. 1142 gramos de dióxido de carbono son 26 moles. Por lo tanto, con los 37,5 moles de amoníaco se podrían obtener 18,75 moles de urea.
Con los 26 moles de dióxido de carbono, se obtendrían 26 moles de urea. Entonces, en este caso, el amoníaco es el reactivo limitante, y el CO2, el reactivo en exceso.
Los elementos que se encuentran en estado gaseoso a temperatura ambiente son los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) . Compuestos: dioxido de azufre SO amoniaco NH metano CH dioxido de carbono CO etileno C H Tipos de reacciones
químicas con ejemplos Tipos de reacciones químicas con ejemplos 1) de combustión / quema de reacciones: La reacción de algunos asuntos con los elementos combustibles oxidantes como el oxígeno se llama combustión reactions.After estas reacciones se producen productos oxidados. En general, estas reacciones se han exothermic.To reacción de combustión que debemos tener; asuntos combustibles, oxidantes y los elementos necesarios temperature.Examine siguientes muestras de reacción de combustión; Ca(s) + 1/2O2(g) → CaO(s) + calor 2Fe(s) + 3/2O2(g) → Fe2O3(s) + calor Si los compuestos incluidos C y los elementos de H qu emadura con O2 es necesario, los productos son H 2O y CO2.
ejemplo: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) +calor C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) + calor
2) Combinación / Síntesis Reacciones: Más de una materia se combinan y forman la materia nueva que se llama reacciones de combinación o síntesis.
X + Y → XY 2H2(g) + O2 → 2H2O(l) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
3) Descomposición / Las reacciones de análisis: Estas reacciones son lo contrario de las reacciones de combinación. Un compuesto se descompone en otros compuestos o elementos en las reacciones de descomposición. Por ejemplo;
XY → X + Y 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
4. Desplazamiento / sustitución de las reacciones: Un elemento reacciona con el compuesto y reemplazarlo con un elemento de ese compuesto. Por ejemplo;
ejemplo: Mg(s) + Cu(NO3)2(aq) → Mg(NO3)2(aq) + Cu(s)
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) Si dos elementos o compuestos de reemplazar, los llamamos reacciones de doble d esplazamiento. Por ejemplo; AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) Ag reemplazar con Na y Cl NO 3 reemplazar con.
5. Ácido y la base de reacciones (reacciones de neutralización): Materias ácidas y básicas reaccionar y nos llaman a estas reacciones las reacciones de neutralización.
Ácido + base → sal + agua o
Ácido + base → sal
ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H 2O 3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O SO3 + Na2O → Na2SO4
6. Metal + Reacciones ácido: Cuando los metales reaccionan con los ácidos, la sal y el hidrógeno se pro duce.
Metal + ácido → sal + H 2 (g) Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 (g) Algunos de los metales como Pt, Au, Hg, Cu y Ag reacciona con los ácidos, pero el gas H 2 no se produce en lugar de H2 O se produce. Ag + 2HNO3 → AgNO3 + NO2(g) +H2O
7. Metal + Reacciones Base: Ya que los metales tienen la propiedad de base, que no reaccionan con las bases. Sin embargo, hay algunas excepciones como el Zn y Al.
ejemplo: Al + 3KOH → K 3AlO3 + 3/2H 2(g)
Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2(g)
8. Reacciones exotérmicas y endotérmicas: Reacciones de liberación de calor se llaman reacciones exotérmicas y reacciones de absorción de calor se denominan
reacciones endotérmicas.
ejemplo: 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O + 68 kcal reacción exotérmica C (s) + 1/2O2 (g) → CO2 (g) + 94 kcal reacción exotérmica 2NH3 (g) + 22kcal → N 2 (g) + 3H2 (g) Reacción endotérmica