Question

reactivo limitante y en exceso, por favor

Answer 1

Reactivo Limitante es aquel que se consume primero entre los reactivos

Reactivo en Exceso es el que no reacciona completamente quedando así una parte sin reaccionar.

Answer 2

El reactivo limitante es aquel que reacciona en menor cantidad a comparación del reactivo en exceso, es decir se gasta mucho más antes.

El reactivo en exceso es aquel que posee más gramos que el limitante, pues está en exceso y una cierta cantidad de gramos no reaccionarán.

Daré un claro ejemplo relacionado con la vida cotidiana, si se quieren preparar hamburguesas en el salón de clases para 40 alumnos y se compran 40 porciones de carne y 40 panes y mientras se están cocinando viene un Arturo y se come 3 panes pero más tarde viene otro y se come 2 porciones de carne, quedan 37 panes y 38 trozos de carne, insuficientes para los alumnos, el reactivo limitante sería el pan ya que es menor con 37 panes que la cantidad de carne que está en exceso por lo que posee 38 porciones de carne.

Ejemplo.

En síntesis del amoniaco reaccionan 10 gr de H2 con 50 gr de N2 . Calcula los gramos que sobran del reactivo en exceso, la masa de amoniaco que se obtiene, la cantidad de gramos de reactivos que no reaccionaron.

$H_{2}+ N_{2} \longrightarrow NH_{3} \:$

Debemos balancear la ecuación por el método de Tanteo o el método que ustedes gusten, lo haré así ya que es más fácil:

$3H_{2}+ N_{2} \longrightarrow 2NH_{3} \\ \: \scriptsize{10g} \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \scriptsize{50g} \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \: \scriptsize{g?}$

Debemos de calcular la cantidad de moles que posee cada elemento...

Peso atómico de H= 1g/mol

Peso atómico de N= 14g

Calculamos sus pesos atómicos debido a sus subíndices...

$H_{2}=2 \times 1g/mol = \boxed{ \boxed{\textbf{\textit{2g/mol}}}} \\ N_{2}= 2 \times 14g/mol = \boxed{ \boxed{\textbf{\textit{28g/mol}}}}$

Lo que debemos hacer es calcular la cantidad de moles presentes.

$H_{2}: \not10g \:H_{2} \times \dfrac{1 \: mol \: H_{2}}{ \not2g \: H_{2}} = \boxed{ \boxed{\textbf{ \textit{5\: moles \: de} \: H}_{\textbf{2}}}}$

$N_{2}: \not50g \:N_{2} \times \dfrac{1 \: mol \: N_{2}}{ \not28g \: N_{2}} = \boxed{ \boxed{\textbf{1.78 \: moles \: de} \: N_{\textbf{2}}}}$

Ahora calculamos los moles necesarios...

$H_{2} = 1.78 \: moles \: de \: N_{2} \times \dfrac{3 \: moles \: de\: H_{2}}{1 \: mol \: de \: N_{2}} \\ = \boxed{\textit{ \textbf{5.34 \: moles \: de \: H}}_{\textbf{2} }}$

$N_{2} = 5 \: moles \: de \: H_{2} \times \dfrac{1 \: moles \: de\: N_{2}}{3 \: mol \: de \: H_{2}} \\ = \boxed{\textit{ \textbf{1.66 \: moles \: de \: N}}_{\textbf{2} }}$

Si tenemos 5 moles de H2 y necesito 5.34 moles de H2.

Si tenemos 1.78 moles de N2 y necesito 1.66 moles de N2.

El reactivo limitante es el H2.

El reactivo en exceso es N2.

Ahora calculamos la cantidad de gramos que reaccionaron (Productos).

$5 \: moles \: de \: H_{2} \times \dfrac{2 \: moles \: de\: NH_{3}}{3 \: mol \: de \: H_{2}} \times \dfrac{17g \: de \:NH_{3} }{1 \: mol \: de \: NH_{3}} \\ = \boxed{\textit{ \textbf{56.67 \: gramos \: de \: NH}}_{\textbf{3} }}$

$Gramos \: de \: Reactivos: \\ \boxed{10g \: de \: H_{2}+50g \: de \: N_{2}= \textit{\textbf{60 gramos}}}$

$Gramos \: de \: productos: \\ \boxed{NH_{3}= \textit{\textbf{56.67 gramos}}}</p><p>$

Se obtiene 56.67 gramos de amoníaco, es decir reaccionaron 56.67 gramos de NH3.

La cantidad de gramos que no reaccionaron fueron:

60g-56.67g= 3.33 gramos de N2 no reaccionaron.

Espero Haberte Ayudado ;)...