REACTIVO EN EXCESO
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 Cuando colocamos dos elementos o compuestos
para que reaccionen asegurarnos que el primero podrá reaccionar
completamente, y de esta manera, poder realizar cálculos basados en la ecuación
química ajustada estequiométricamente.
El 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.
Tomemos 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.
Pureza de reactivos y
productos
Las sustancias y reactivos químicos producidos por la industria química
pueden contener una cierta cantidad de impurezas, tales como metales pesados,
inertes y otros. Cuando se
realizan cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta el porcentaje
de pureza de estos reactivos.
Se denomina pureza al porcentaje efectivo de
reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80%
significa que 48 g de cobre corresponden a cobre puro, siendo el resto
impurezas inertes
Este material utilizado para hacer cal de blanquimiento se obtiene de
las rocas calizas calcinadas a una temperatura entre 900 y 1200 °C,
durante días, en un horno rotatorio o en un horno tradicional. En estas
condiciones el carbonato es inestable y pierde una molécula de óxido de carbono
(IV). El óxido de calcio reacciona violentamente con el agua, haciendo que ésta
alcance los 90 °C. Se forma entonces hidróxido de calcio, también llamado
cal apagada, o Ca (OH)2.
PUREZA DE LOS REACTIVOS.
Con frecuencia en los
laboratorios e industrias reactivos que se emplean presentan impurezas y
esto afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro.
Como
las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar
seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material
puro que se encuentra en los reactivos con impurezas.
La
cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI)
se puede calcular de la siguiente manera:
SP
= (SI x %Pureza)/100
PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
Se puede pensar que
una reacción química progresa hasta que se agota totalmente el reactivo
limitante, sin embargo en la realidad esto no sucede siempre ni en todos los
casos, por múltiples razones
Unas de las razones son:
-Existe la posibilidad de que no toda la materia prima reaccione
-Es posible que existan reacciones laterales que no lleven al producto
deseado o que no pueda recuperarse totalmente el producto formado, lo cual
ocasiona una merma en la producción
Con lo anterior se han establecido las nociones de rendimiento:
Rendimiento teórico
-Cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante
se consumiera en la reacción
Rendimiento real
-Cantidad de producto efectivamente formado en una reacción
Al analizar estos rendimientos, conduce
a una desigualdad, puesto que en la práctica, el rendimiento real es igual o
menor al rendimiento teórico
Al traducirlo a una fórmula, se puede encontrar el porcentaje de
rendimiento de una reacción
Cabe mencionar que los investigadores trabajan frecuentemente
modificando todas las variables de temperatura, presión, concentración,
catalizadores, etc., para llevar a los procesos del rendimiento real hasta el
rendimiento teórico en la medida de lo posible
Ejemplo:
Problemática
-Se preparó sulfato de calcio al hacer reaccionar 200 g de fluoruro de
calcio con la cantidad adecuada de ácido sulfúrico
-Es necesario calcular el rendimiento porcentual si se obtuvieron 200
g de sulfato calcio
Solución
-Se necesita calcular en primera instancia el rendimiento teórico,
mediante la determinación de los gramos de CASO4 que se pueden formar
El rendimiento teórico es de 348.7 g de CASO4,
y como solamente se obtuvieron 200 g, el porcentaje de rendimiento se calcula
así:
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