Question

16. Uno de los pasos en el proceso comercial para convertir amoniaco en ácido nítrico es la conversión de NH3 a NO: NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g) En cierto experimento, 1.50 g de NH3 reacciona con 2.75 g de O2. (a) ¿Cuál es el reactivo limitante? (b) ¿Cuántos gramos de NO y de H2O se forman? (c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan una vez que el reactivo limitante se consume? (d) Muestre que los cálculos en los incisos (b) y (c) son consistentes con la ley de la conservación de la masa.

Answer 1

Respuestas: a) El reactivo limitante es el O₂. b) Se forman 2,065 g NO y
1,859 g H₂O. c) Quedan 0,328g de NH₃ sin reaccionar. d) La suma de los gramos de los reactivos es igual a la suma de los gramos de los productos más los gramos del reactivo en exceso.

- En primer lugar se debe balancear la ecuación química, para ello se colocan coeficientes estequiométricos con los cuales se asegure que exista la misma cantidad de átomos de cada elemento tanto en los reactivos como en los productos, existen varias formas de balancear las reacciones químicas y en este caso, la ecuación química balanceada es:
2 NH₃ + (5/2) O₂ ⇒ 2 NO + 3 H₂O.

- Parte a). Para identificar el reactivo límite primero se deben convertir los gramos de los reactivos a moles, para ello se emplea la masa molar, la cual relaciona los gramos que hay en un mol del compuesto:
Amoníaco: 1,5 g NH₃ *  (1 mol / 17,031 g) = 0,088 mol NH₃.
Oxígeno molecular:  2,75 g O₂ * (1 mol / 31,998 g) = 0,086 mol O₂.

- Luego, se dividen los moles entre los coeficientes estequiométricos y el valor más bajo será el reactivo limitante:
Amoníaco: 0,088 / 2 = 0,044
Oxígeno molecular: 0,086 / (5/2) = 0,034.
Con estos valores se sabe que el O₂ es el reactivo limitante.

- Parte b). Para el NO: primero se calculan los moles que se producen de NO a partir de los moles del O₂ por los coeficientes estequiométricos de la ecuación química balanceada, en este caso se tiene que (5/2) moles de O₂ producen 2 moles de NO, por lo tanto:
0,086 mol O₂ * (2 mol NO / (5/2) mol O₂) = 0,0688 mol NO.

- Luego, se convierten los moles del NO a gramos empleando la masa molar: 0,0688 mol NO * (30,01 g /1 mol NO) = 2,065 g NO.

- Para el H₂O: se realiza el mismo procedimiento de los dos pasos anteriores, se calcula los moles de H₂O:
0,086 mol O₂ * (3 mol H₂O / (5/2) mol O₂) = 0,1032 mol H₂O.

- Luego, se convierten a gramos con la masa molar: 
0,1032 mol H₂O * (18,0153g / 1 mol) = 1,859 g H₂O.

- Parte c). Para esta parte se calculan los moles de amoníaco que reaccionan con los moles de O₂ empleando los factores estequiométricos, en este caso (5/2) moles de O₂ reaccionan con 2 moles de NH₃, entonces:
0,086 mol O₂ * (2 mol NH₃ / (5/2) mol O₂) = 0,0688 mol NH₃ reaccionan.

- Luego, se convierten los moles a gramos empleando la masa molar:
0,0688 mol NH₃ * (17,031 g / 1 mol) = 1,172 g NH₃ reaccionan.

- Para calcular los gramos que quedan se restan los gramos iniciales de NH₃ menos los gramos que reaccionan:
1,5 g - 1,172 g = 0,328 g NH₃ sin reaccionar.

- Parte d). Según la ley de conservación de la materia los gramos de los reactivos deben ser igual a los gramos del producto, los gramos de los reactivos serían: 1,5 g (NH₃) + 2,75 g (O₂) = 4,25 g. (reactivos). Esto debe ser igual a los gramos de los productos más los gramos de reactivos que no reaccionaron: 2,065 g (NO) + 1,859 g (H₂O) + 0,328 g (NH₃) = 4,25 g. (productos).

- Debido a que se encuentran la misma cantidad de gramos en el inicio de la reacción y posterior a la reacción, estos son consistentes con la ley de conservación de la materia.