ESTEQUIOMETRÍA: Reactivo limitante y reactivo en exceso Por

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
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Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel
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:
2
Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel
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 (CO 2) 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 (O 2), 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:
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Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel
CH4
+ 2 O2
a) 48 g
CO2
96 g
+ 2H2O
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.
𝑔
Para ello debemos recordar la fórmula: 𝑛 = 𝑃𝑀, es decir, el número de moles de
cualquier compuesto se obtiene dividiendo la masa en gramos (g) entre el peso
molecular (PM), entonces:
48
𝑛𝐶𝐻4 = 16 = 3
𝑛𝑂2
TENGO
96
=
=3
32
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
Si 1 mol de CH4
+ 2H2O
necesita 2 moles de O2
3 mol de CH4
cuantas necesita X
Resolviendo la regla de tres simple:
𝑋=
3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐻4
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐻4
𝑥 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
= 6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
NECESITO
4
Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel
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
A
NECESITO (reactivo uno)
B
Si lo que tengo (A) es mayor que lo que necesito (B), el reactivo limitante es el
reactivo dos (el otro).
TENGO
A
NECESITO (reactivo uno)
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
3
NECESITO (reactivo O2)
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.
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Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel
Si 2 mol de
O2
producen 1 mol de CO2
3 mol de O2
cuantas producirán X
Resolviendo la regla de tres simple:
𝑋=
3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
= 1.5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
Como no nos están preguntando moles de producto sino gramos, convertimos las
moles a gramos despejando de la siguiente fórmula:
𝑔
𝑛 = 𝑃𝑀, 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
en la reacción.
=
1.5 x 44 = 66 gramos de CO2 que son los que se obtienen
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:
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Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel
CH4
+ 2 O2
Si 1 mol de CH4
CO2
+ 2H2O
necesitan 2 moles de O2
X mol de CH4
3 moles de O2 que reaccionaron
Resolviendo la regla de tres simple:
𝑋=
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐻4
𝑥 3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
= 1.5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝐻4
2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2
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.
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Documento elaborado por Roberto Gutiérrez Pretel