Generalmente, cuando estudiamos reacciones, las vemos como ideales, es decir, vemos que todos los reactivos reaccionan completamente; exactamente como se describe en las ecuaciones químicas. Sin embargo, en el mundo real esto no siempre sucede. Varios factores pueden interferir con el desarrollo de una reacción química.
Por ejemplo: existe la impureza de los reactivos, su inadecuado manejo, imprecisión de las medidas realizadas por el equipo de laboratorio o máquinas industriales, no la completitud de la reacción en el momento en que se toman las medidas, una reacción concurrente (es decir, lo que ocurre exactamente mientras que nuestra reacción de interés puede consumir los reactivos utilizados), la presión y la temperatura pueden variar, por lo que en.
Todos estos factores deben tenerse en cuenta para preparar la máxima cantidad de productos a partir de una determinada cantidad de reactivo. Veamos, por ejemplo, qué pasa cuando la reacción no ocurre con el consumo total de reactivos debido a la exceso de uno de ellos, porque a menudo en la industria los reactivos no se ponen en contacto en las proporciones Ciencias Exactas.
Por ejemplo, considere la siguiente reacción entre el monóxido de carbono y el oxígeno:
2 CO (gramo) + O2 (g) → 2CO2 (g)
Basado en la relación estequiométrica que se muestra en la reacción balanceada anterior, dos moléculas de monóxido de carbono para reaccionar con una de oxígeno, generando dos moléculas de dióxido de carbono. carbón. Por tanto, la relación es 2: 1: 2. Si se cambia esta relación y uno de los reactivos está en exceso, la reacción no procederá de la misma manera:
2 CO (gramo) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + O2 (g)
Considerando el ejemplo anterior, que no está en la proporción estequiométrica, parece que el monóxido de carbono se consume totalmente mientras que el oxígeno no. Esto significa que el oxígeno es el exceso de reactivo y el monóxido de carbono es el reactivo limitante.
O reactivo limitante en realidad limita la reacción, porque una vez que se consume por completo, la reacción cesa, sin importar cuánto exceso le quede del otro reactivo.
Determinación de reactivo limitante:
A partir de la ecuación química balanceada es posible determinar quién es el reactivo limitante y qué está en exceso y la relación entre las cantidades de sustancias involucradas.
Veamos un ejemplo de cómo realizar este cálculo; consideremos el caso de la combustión del alcohol:
Problema: Una masa de 138 g de alcohol etílico (C2H6O) se configuró para quemar con 320 g de oxígeno (O2), en condiciones normales de temperatura y presión. ¿Cuál es la masa de dióxido de carbono liberado y el exceso de reactivo, si lo hay?
Resolución:
La reacción equilibrada viene dada por:
1C2H6O(V) + 3 O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2O(v)
1 mol 3 mol 2 mol
46g 96g 88g
138 g 320 g
Con solo analizar los datos, vemos que la masa de oxígeno es proporcionalmente mayor que la del alcohol, por lo que el oxígeno es el reactivo en exceso y el alcohol etílico es el reactivo limitante.
Cálculo de la masa de dióxido de carbono formado a partir de la cantidad de reactivo limitante:
46 g de C2H688g de CO2
138 g de C2H6la x
x = 264 g de CO2
El exceso de masa de oxígeno se determina de forma análoga:
46 g de C2H696 02
138 g de C2H6la x
x = 288 g de 02
El exceso de masa es la diferencia entre la masa que se puso a reaccionar y la que realmente reaccionó:
320 g - 288 g = 32 g
Por Jennifer Fogaça
Licenciada en Química
Equipo Escolar de Brasil
Fuente: Escuela Brasil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reagente-excesso-reagente-limitante.htm
