Reactivo Limitante Y Reactivo En Exceso-normalidad.docx

Reactivo Limitante y Reactivo en Exceso

Una reacción química se produce en condiciones estequiométricos cuando las cantidades de reactivos (en moles) están en las proporciones idénticas a las de la ecuación química ajustada. Es frecuente que se use un exceso de alguno de los reactivos para conseguir que reaccione la mayor cantidad del reactivo menos abundante. El reactivo que se consume en su totalidad es el que va a limitar la cantidad de producto que se obtendrá y se denomina reactivo limitante. Los otros reactivos se llaman excedentes o en exceso y no se consumen totalmente. ¿Cómo puedes saber cuál es el reactivo limitante? Por ejemplo, en la reacción del aluminio con el oxígeno para formar óxido de aluminio, mezclas para que reaccionen dos moles de aluminio con dos moles de oxígeno.

La ecuación ajustada es : 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 y haciendo uso de la proporción estequiométrica entre el aluminio y el oxígeno: 4 mol de Al -----------3 mol de O2 2 mol de Al __________ X X= (2mol Al)( 3mol O2) / 4mol X= 1.5mol O2 Por tanto, únicamente reaccionan 1,5 moles de O2 y quedan sin reaccionar 0,5 moles de oxígeno. El reactivo limitante es el aluminio, que se consume totalmente. ejemplo Fíjese en la siguiente reacción: 2H2

+

O2

>

2H2O

Suponga que hay 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno y sucede la reacción. ¿Cuál será el reactivo limitante? 2 mol H2 ___________1 mol O2 10mol H2 ___________X X= (10mol O2) (1mol O2)/ 2 mol H2 X= 5 mol O2 Con este resultado se puede decir que de los 10 mol O2 solo se consumen 5 mol, por lo cual el reactivo limitante es el H2 pórque es el que se consume y sobran 5 mol de O2,por lo cual se llama reactivo en exceso

Problema: Se mezclan 15 moles de H2 con 5 moles de O2 ¿Cuál es el reactivo limitante y cual en exceso?. Si se considera la siguiente reacción. 2H2

+

O2

>

2H2O

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

Ejemplo:

La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).

En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S. (6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100. (8,2/9,6) x 100 = 85,4%

Rendimiento con Reactivos Limitantes

Ejemplo: La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)

En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3. 1) Calcular el número de moles que hay de cada Peso Molecular del Sb4: 487,2 número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156

reactivo:

Peso Molecular del Cl2: 70,9 número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,0282

2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría: 0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2. 3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl2 (el reactivo limitante).

4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100. (3,65/4,29) x 100 = 85,08%

La concentración Normal o NormalidadNormalidad La normalidad es una medida de concentración que expresa el número de equivalentes de soluto por litro de solución. La definición de equivalentes de soluto depende del tipo de reacción que ocurre. Para reacciones entre ácidos y bases, el equivalente es la masa de ácido o base que dona o acepta exactamente un mol de protones (iones de hidrógeno). Normalidad = equivalentes gramo de soluto / litros de solución N = equivalentes g soluto / L solución Ejemplo: Calcule la concentración normal de una solución que contiene 3.75 moles de ácido sulfúrico por litro de solución. Solución:

Como cada mol de ácido sulfúrico es capaz de donar dos moles de protones o ioneshidrógeno, un mol de ácido es igual a 2 equivalentes de soluto. Puesto que hay 3.75moles de soluto en la solución, hay 3.72 x 2 ó 7.50 equivalentes de soluto. Como el volumen de solución es de 1 L, la normalidad de la solución es 7.50 N. Peso equivalente El peso equivalente de un ácido se define como la masa en gramos que producirá 1 mol de iones H+ en una reacción. El peso equivalente de una base es la cantidad en gramos que proporcionará 1 mol de iones OH-.

Se tienen 5 gramos de AlF3 en 250 ml de solución, cuál será la Normalidad? Es una sal y como el aluminio tiene carga 3 y tenemos solo 1, la carga total + será 3, por lo que cada mol dará 3 equivalentes. Peso Molar: 27 + 19x3 = 84 g / mol, ahora bien si cada mol da 3 equivalentes, el peso de cada uno de ellos será PM / 3. Peso Equivalente; 84 g / mol : 3 equivalentes / mol = 28 g / equivalente Para hallar los equivalentes existentes en 5 gramos de sustancia, se debe considerar cuántos gramos tiene cada equivalente (Peso Equivalente) 5 g : 28 g / equivalente = 0,18 equivalentes Por último si se conoce el volumen final de solución se puede calcular la NORMALIDAD. Ejemplo: Para 250 ml (0,25 l) se tendría: NORMALIDAD = equivalentes soluto / litro solución = 0,18 eq / 0,25 l = 0,72 N Fuente(s)

Ejemplo N° 12 Por ejemplo, considere una reacción de H2SO4 en la cual ambos iones H+ son remplazados:

En esta reacción 1 mol de H2SO4 (98 g/mol) contienen 2 moles de iones H+ y por lo tanto la cantidad necesaria para producir un mol de H+ será 98 g/ 2 = 49 g. Resumiendo, se puede decir que el peso equivalente de un ácido o una base es igual a:

Ejemplo N° 13 Calcular el peso equivalente de cada uno de los siguientes compuestos: 1. H2SO4 en una reacción en la cual solamente es remplazado un ion H+.

2. Ca(OH)2 en donde ambos iones OH- son remplazados.

3. HCl

Ejemplo N° 14 El peso equivalente de una sal se calcula dividiendo el peso fórmula por la carga positiva total (o negativa, puesto que debe ser la misma). Calcular el peso equivalente de cada una de las siguientes sales: 1. AlCl3

2. CaSO4

3. Al2(SO4)3

Ejemplo N° 15 Calcular la normalidad de una solución de H3PO4 que contiene 2.50 g de ácido en 135 mL de solución en reacciones que se remplazan los tres hidrógenos.

Ejemplo N° 16 Calcular el número de gramos de H2SO4 necesarios para preparar 225 mL de solución 0.150 N en reacciones en que se remplazan ambos hidrógenos.

Ejemplo N° 17 (problema de neutralización) Calcular el número de mililitros de NaOH 0.1 N necesarios para neutralizar 1.5 mililitros de HCl 0.15 N. En este caso se usa la formula:

N1 V1 N1 = normalidad conocida V1 = volumen conocido

=

N2 V2

N2 = normalidad conocida o a determinar V2 = volumen conocido o a determinar

Se tiene que realizar el despeje correspondiente, dependiendo lo que se pida.