Profesor Titular del la Universidad Tecnológica del Chocó




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fecha de publicación26.11.2015
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ESTEQUIOMETRÍA: Reactivo limitante y reactivo en exceso

Por: ROBERTO GUTIÉRREZ PRETEL, Ingeniero Químico, M. Sc.

Profesor Titular del la Universidad Tecnológica del Chocó

Quibdó- Chocó-Colombia

En los años que llevo dictando la asignatura de Fundamentos de Química en la Universidad Tecnológica del Chocó “Diego Luis Córdoba” he notado que la mayor parte de mis estudiantes tienen dificultad al resolver problemas del título de esta nota. Ello me motivó y después de dictar la clase, el miércoles 23 de Febrero de 2010, en el programa de Licenciatura en Básica Primaria con Énfasis en Recursos Naturales y Ambientales, a escribir detalladamente la forma como hice esa exposición. Deseé haber tenido una cámara para haberla grabado y de esa forma mis alumnos, o quienes vieran el video, podrían repetirlo hasta que comprendieran a profundidad el tema.

Para que entendieran el significado de reactivo limitante y reactivo en exceso, más fácilmente, empecé por hacer la siguiente analogía:

Supongamos que aquí, en el salón de clases, María y Juana montan una microempresa para producir camisas. María corta, al día, 20 camisas; pero Juana puede cocer apenas 10 camisas. Cuántas camisas se producen diariamente?

La respuesta es obvia: 10 camisas, ya que por muchas que corte María, Juana solo podrá cocer 10. Eso quiere decir que Juana está limitando la producción de camisas.

Lo anterior es lo mismo que pasa en una reacción química. Cuando dos reactivos se ponen en contacto, en una reacción química, por lo general uno de ellos se acaba (agota) primero, por lo tanto, al el otro no tener con quien combinarse, la reacción se para. Ese reactivo que se agota primero es el que recibe el nombre de reactivo límite o reactivo limitante y el otro, recibe el nombre de reactivo en exceso.

Es bueno aclarar, que no siempre el reactivo que está en menor cantidad en gramos, es siempre el reactivo limitante, sino, el que está en menor proporción estequiométrica, es decir, el que está en menor relación molar según la estequiometria de la reacción.

Pero como se hace para identificar el reactivo limitante en una reacción química?

El siguiente ejemplo, que es TIPO EXÁMEN, es decir, se preguntará en el parcial un problema similar a éste, al cual se le cambiará la reacción química y las cantidades.

EJEMPLO: El dióxido de carbono, CO2 (Peso molecular 44 g) se obtiene por la reacción del metano, CH4 (Peso molecular 16 g) y el oxígeno, O2 (Peso molecular 32 g). Otro producto de la reacción es el agua, H2O (Peso molecular 18 g). a) Cuántos gramos de dióxido se obtienen cuando reaccionan 48 gramos de metano con 96 gramos de oxígeno? B) Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar?

NOTA: En el examen parcial no se darán los pesos moleculares, sino los pesos atómicos para evaluar la destreza en el cálculo de pesos moleculares, previamente explicado.

Para resolver el ejemplo anterior seguiremos los siguientes pasos:

Primer paso: Escribir la ecuación y balancearla.

Como se puede observar, la ecuación química, no está explícita, pero leyendo, lo que llamo el bla-bla-bla, se puede extraer o construir fácilmente, veamos:

El texto nos dice que el CO2 se obtiene, luego si se obtiene debe ser un producto y debe ir al lado derecho de la flecha, así:

CO2

Ahora, nos dice que por la reacción del metano y del oxígeno, eso quiere decir, que ellos son los reactivos y deben ir al lado izquierdo de la flecha, así:

CH4 + O2 CO2

Luego se lee en el bla-bla-bla que, otro producto de la reacción es agua, y debe ir, al lado derecho de la flecha, como todos los productos, así:

CH4 + O2 CO2 + H2O

La anterior es la ecuación química que refleja el texto del ejemplo, ahora hay que balancearla o ajustarla, hasta que se cumpla la Ley de la Conservación de la Materia. Para ello procedemos a utilizar el método de error y ensayo o de tanteo:

Analizando la ecuación se observa que a la izquierda de la flecha hay un átomo de carbono ( C) y a la derecha también hay uno, luego el C está balanceado.

A la izquierda de la flecha hay 4 átomos de hidrógeno (H) y a la derecha hay dos (2). Como el H aparece como H2 buscamos un número que multiplicado por dos (2) de cuatro (4) y ése es dos (2), el cual colocamos como coeficiente, así:

CH4 + O2 CO2 + 2H2O

Al chequear el O, se ve que a la derecha de la flecha hay dos por un lado (CO2) y dos por el otro (2H2O), para un total de cuatro (4): eso indica que a la izquierda de la flecha también deben haber 4 oxígeno y solo se tienen dos (O2), entonces, se busca un número que multiplicado por dos (2) de cuatro (4) y ése también es dos (2), el cual se coloca como coeficiente del oxígeno, así:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O

Y la ecuación queda balanceada, es decir, cumple la Ley de la conservación de la materia: La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma. En otras palabras: La masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos.

Aprovecho la ocasión para recalcar que NUNCA, en el balanceo de ecuaciones se utilizan subíndices por que eso hace que se pierda la naturaleza de los reactivos y productos originales y además no hay garantía que esos NUEVOS COMPUESTOS EXISTAN.

Segundo paso: Planteamiento del problema.

Tengo que hacer énfasis, de que cuando el problema se plantea correctamente, se garantiza aproximadamente un 30% de la solución. El planteamiento de nuestro ejemplo quedaría así:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O

a) 48 g 96 g g = ?

b) g de reactivo en exceso = ?

PMCH4= 16 g

PMO2= 32 g

PMCO2= 44 g

Tercer paso: Cálculo de las moles de reactivos que tenemos.

Para ello debemos recordar la fórmula: , es decir, el número de moles de cualquier compuesto se obtiene dividiendo la masa en gramos (g) entre el peso molecular (PM), entonces:


TENGO




Cuarto paso: Calcular las moles de uno de los reactivos que necesitamos para que reaccione totalmente con el otro.

En este paso se hace una interpretación de la ecuación química únicamente entre los reactivos, así:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O

Si 1 mol de CH4 necesita 2 moles de O2

3 mol de CH4 cuantas necesita X

Resolviendo la regla de tres simple:


NECESITO


Quinto paso: Encontrar el reactivo limitante.

Ahora construimos una tabla entre las moles de reactivo que tengo y necesito. Se hace el siguiente análisis:

TENGO NECESITO (reactivo uno)

A B

Si lo que tengo (A) es mayor que lo que necesito (B), el reactivo limitante es el reactivo dos (el otro).

TENGO NECESITO (reactivo uno)

A B

Si lo que tengo (A) es menor que lo que necesito (B), el reactivo limitante es el reactivo uno (el escogido).

Apliquemos la tabla a nuestro ejemplo: Reactivo escogido O2 para ver cuánto necesito de O2.

TENGO NECESITO (reactivo O2)

3 6

Tengo 3 moles de O2 y necesito 6 moles de O2, es decir, tengo MENOS moles de las que necesito (3 es menor que 6), luego el REACTIVO LIMITANTE ES ESE, EL OXÍGENO (O2).

Sexto paso: Cálculo de gramos del producto obtenido.

En este tipo de problemas el reactivo limitante se encuentra para con él, hacer los cálculos de producto que se obtendrán, es decir, se hace una interpretación de la ecuación química entre el reactivo limitante y el producto preguntado, así:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O

Es bueno aclarar que nos olvidamos, por ahora, del reactivo en exceso.

Si 2 mol de O2 producen 1 mol de CO2

3 mol de O2 cuantas producirán X

Resolviendo la regla de tres simple:



Como no nos están preguntando moles de producto sino gramos, convertimos las moles a gramos despejando de la siguiente fórmula:

, de aquí: g = n x PM; si las moles de CO2 son 1.5 y el peso molecular es 44 g, entonces:

gco2 = nco2 x PMco2 = 1.5 x 44 = 66 gramos de CO2 que son los que se obtienen en la reacción.

Séptimo paso: Cálculo de los gramos de reactivo en exceso.

Como ya se sabe que el reactivo limitante es el O2, entonces, el reactivo en exceso es el CH4. Para saber cuántos gramos quedan de CH4 simplemente restamos de las moles totales de CH4 que tenemos, las moles que se necesitan para la reacción completa del O2, el resultado se multiplica por el peso molecular del CH4 y esos son gramos de reactivo en exceso, así:

Moles totales de CH4 que se tienen: 3

Las moles de CH4 que se necesitaron para reaccionar con el O2 se obtienen interpretando la ecuación entre los dos reactivos, así:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O

Si 1 mol de CH4 necesitan 2 moles de O2

X mol de CH4 3 moles de O2 que reaccionaron

Resolviendo la regla de tres simple:



Se consumen o reacciona 1.5 moles de CH4.

Moles de exceso de CH4 = las que tengo – las que reaccionaron= 3 – 1.5 = 1.5

Como el peso molecular del CH4 es 16 g, eentonces, los gramos de exceso son:

gCH4 en exceso = nCH4 x PMCH4 = 1.5 x 16 = 24

Entonces, los gramos del reactivo en exceso, CH4 , son 24.



Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel

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