12.8: Determinar el reactivo limitante
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¿Quién viene a cenar?
Tienes diez personas que se presentan a una cena. Uno de los invitados trae veinte brownies de postre. La decisión de servir postre es fácil: se colocan dos brownies en cada plato. Si alguien quiere más brownies, tendrá que esperar hasta que vaya a la tienda. Sólo hay suficientes brownies para que todos tengan dos.
Determinación del reactivo limitante
En el mundo real, las cantidades de reactivos y productos se miden típicamente por masa o por volumen. Primero es necesario convertir las cantidades dadas de cada reactivo en moles para identificar el reactivo limitante.
Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Determining the Limiting Reactant
El metal plateado reacciona con azufre para formar sulfuro de plata de acuerdo con la siguiente ecuación equilibrada:
\[2 \ce{Ag} \left( s \right) + \ce{S} \left( s \right) \rightarrow \ce{Ag_2S} \left( s \right)\nonumber \]
¿Cuál es el reactivo limitante cuando\(50.0 \: \text{g} \: \ce{Ag}\) se reacciona con\(10.0 \: \text{g} \: \ce{S}\)?
Solución:
Paso 1: Enumere las cantidades conocidas y planifique el problema.
Conocido
- Dado:\(50.0 \: \text{g} \: \ce{Ag}\)
- Dado:\(10.0 \: \text{g} \: \ce{S}\)
Desconocido
- reactivo limitante
Utilizar las masas atómicas de\(\ce{Ag}\) y\(\ce{S}\) para determinar el número de moles de cada presente. Después, utilice la ecuación balanceada para calcular el número de moles de azufre que serían necesarios para reaccionar con el número de moles de plata presentes. Compare este resultado con el número real de moles de azufre presentes.
Paso 2: Resolver.
Primero, calcule el número de moles de\(\ce{Ag}\) y\(\ce{S}\) presente:
\[50.0 \: \text{g} \: \ce{Ag} \times \frac{1 \: \text{mol} \: \ce{Ag}}{107.87 \: \text{g} \: \ce{Ag}} = 0.464 \: \text{mol} \: \ce{Ag}\nonumber \]
\[10.0 \: \text{g} \: \ce{S} \times \frac{1 \: \text{mol} \: \ce{S}}{32.07 \: \text{g} \: \ce{S}} = 0.312 \: \text{mol} \: \ce{S}\nonumber \]
Segundo, encontrar los moles de\(\ce{S}\) que se requeriría para reaccionar con todo lo dado\(\ce{Ag}\):
\[0.464 \: \text{mol} \: \ce{Ag} \times \frac{1 \: \text{mol} \: \ce{S}}{2 \: \text{mol} \: \ce{Ag}} = 0.232 \: \text{mol} \: \ce{S} \: \text{(required)}\nonumber \]
La cantidad de\(\ce{S}\) realmente presente es de 0.312 moles. La cantidad de\(\ce{S}\) eso que se requiere para reaccionar completamente con todos los\(\ce{Ag}\) es de 0.232 moles. Dado que hay más azufre presente del que se requiere para reaccionar, el azufre es el exceso de reactivo. Por lo tanto, la plata es el reactivo limitante.
Paso 3: Piensa en tu resultado.
La ecuación equilibrada indica que la relación molar necesaria de\(\ce{Ag}\) a\(\ce{S}\) es 2:1. Dado que no hubo el doble de moles\(\ce{Ag}\) presentes en las cantidades originales, eso convierte a la plata en el reactivo limitante.
Hay un punto muy importante a considerar sobre el problema anterior. Aunque la masa de plata presente en la reacción\(\left( 50.0 \: \text{g} \right)\) fue mayor que la masa de azufre\(\left( 10.0 \: \text{g} \right)\), la plata fue el reactivo limitante. Esto se debe a que los químicos siempre deben convertir a cantidades molares y considerar la relación molar a partir de la ecuación química equilibrada.
Hay otro componente a determinar en un problema limitante de reactantes: la cantidad del reactivo en exceso que quedará después de que se complete la reacción. Volveremos al problema de la muestra, arriba, para responder a esta pregunta a continuación.
Ejemplo\(\PageIndex{2}\): Determining the Amount of Excess Reactant Left Over
¿Cuál es la masa de exceso de reactivo que queda cuando\(50.0 \: \text{g} \: \ce{Ag}\) reacciona con\(10.0 \: \text{g} \: \ce{S}\)?
\[2 \ce{Ag} \left( s \right) + \ce{S} \left( s \right) \rightarrow \ce{Ag_2S} \left( s \right)\nonumber \]
Solución:
Paso 1: Enumere las cantidades conocidas y planifique el problema.
Conocido
- Exceso de reactivo\(= 0.312 \: \text{mol} \: \ce{S}\) (del Ejemplo\(\PageIndex{1}\))
- Cantidad de reactivo en exceso necesaria\(= 0.232 \: \text{mol} \: \ce{S}\) (del Ejemplo\(\PageIndex{1}\))
Desconocido
- Masa de exceso de reactivo restante después de la reacción =? g
Restar la cantidad (en moles) del exceso de reactivo que reaccionará de la cantidad que originalmente está presente. Convertir moles a gramos.
Paso 2: Resolver.
\[0.312 \: \text{mol} \: \ce{S} - 0.232 \: \text{mol} \: \ce{S} = 0.080 \: \text{mol} \: \ce{S} \: \text{(remaining after reaction)}\nonumber \]
\[0.080 \: \text{mol} \: \ce{S} \times \frac{32.07 \: \text{g} \: \ce{S}}{1 \: \text{mol} \: \ce{S}} = 2.57 \: \text{g} \: \ce{S}\nonumber \]
Quedan\(2.57 \: \text{g}\) de azufre cuando se completa la reacción.
Paso 3: Piensa en tu resultado.
Había azufre presente antes\(10.0 \: \text{g}\) de que comenzara la reacción. Si\(2.57 \: \text{g}\) de azufre permanecen después de la reacción, entonces\(7.43 \: \text{g} \: \ce{S}\) reaccionó.
\[7.43 \: \text{g} \: \ce{S} \times \frac{1 \: \text{mol} \: \ce{S}}{32.07 \: \text{g} \: \ce{S}} = 0.232 \: \text{mol} \: \ce{S}\nonumber \]
Esta es la cantidad de azufre que reaccionó. El problema es internamente consistente.
Resumen
- Determinar el reactivo limitante requiere que todas las cantidades de masa se conviertan primero en moles para evaluar la ecuación.
Revisar
- ¿Por qué todos los valores de masa necesitan ser convertidos en moles antes de determinar el reactivo limitante?
- El metal plateado reacciona con azufre para formar sulfuro de plata de acuerdo con la siguiente ecuación equilibrada:
\[2 \ce{Ag} \left( s \right) + \ce{S} \left( s \right) \rightarrow \ce{Ag_2S} \left( s \right)\nonumber \]
- Si 0.700 moles de Ag reaccionan con 10.0 g S, ¿es el azufre o el aluminio el reactivo limitante?
- ¿Cuántos gramos de Ag 2 S se producirán?