Estequimetria. Dada la siguiente ecuación Al+HCl---' AlCl3.+ H2
Con 2 moles de Al y 6 moles de HCl
Determine el reactivo limitante
El reactivo en exceso y cuanto exceso
Cuantos gramos se producen e AlCl3
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
Ejemplo 1: encontrar el reactivo limitante
En la siguiente reacción, ¿cuál es el reactivo limitante si empezamos con 2.80g de \text {Al}Alstart text, A, l, end text y 4.25g de \text {Cl}_2Cl
2
start text, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript?
2 \text{Al}(s)+ 3\text{Cl}_2(g) \rightarrow 2 \text{AlCl}_3(s)2Al(s)+3Cl
2
(g)→2AlCl
3
(s)2, start text, A, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, 3, start text, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis, right arrow, 2, start text, A, l, C, l, end text, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis
Primero revisemos si nuestra reacción está balanceada: tenemos dos átomos de \text{Al}Alstart text, A, l, end text y seis de \text{Cl}Clstart text, C, l, end text a ambos lados de la flecha, ¡así que estamos listos! En este problema conocemos la masa de ambos reactivos y nos gustaría saber cuál va a ser el primero en agotarse. Lo que haremos será convertir todo a moles, después vamos a utilizar la relación estequiométrica de la reacción balanceada para encontrar el reactivo limitante.
Paso 1: convertir las cantidades a moles.
Podemos convertir las masas de \text {Al}Alstart text, A, l, end text y \text {Cl}_2Cl
2
start text, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript a moles usando los pesos moleculares:
\text{moles de Al}=2.80 \,\cancel{\text {g de Al}} \times \dfrac{1\,\text{mol de Al}}{26.98 \,\cancel{\text {g de Al}}}= 1.04 \times 10^{-1}\,\text {mol de Al}~~~~~~~~~~~~~~~~\text{(Convertir los g de Al a moles de Al).}moles de Al=2.80
g de Al
×
26.98
g de Al
1mol de Al
=1.04×10
−1
mol de Al (Convertir los g de Al a moles de Al).start text, m, o, l, e, s, space, d, e, space, A, l, end text, equals, 2, point, 80, start cancel, start text, g, space, d, e, space, A, l, end text, end cancel, times, start fraction, 1, start text, m, o, l, space, d, e, space, A, l, end text, divided by, 26, point, 98, start cancel, start text, g, space, d, e, space, A, l, end text, end cancel, end fraction, equals, 1, point, 04, times, 10, start superscript, minus, 1, end superscript, start text, m, o, l, space, d, e, space, A, l, end text, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, start text, left parenthesis, C, o, n, v, e, r, t, i, r, space, l, o, s, space, g, space, d, e, space, A, l, space, a, space, m, o, l, e, s, space, d, e, space, A, l, right parenthesis, point, end text
\text{moles de Cl}_2=4.25 \,\cancel{\text {g de Cl}_2} \times \dfrac{1\,\text{mol de Cl}_2}{70.90 \,\cancel{\text {g de Cl}_2}}= 5.99 \times 10^{-2} \,\text {mol de Cl}_2~~~~~~~~~\text{(Convertir g de Cl}_2 \text{ a moles de Cl}_2)moles de Cl
2
=4.25
g de Cl
2
×
70.90
g de Cl
2
1mol de Cl
2
=5.99×10
−2
mol de Cl
2
(Convertir g de Cl
2
a moles de Cl
2
)start text, m, o, l, e, s, space, d, e, space, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, equals, 4, point, 25, start cancel, start text, g, space, d, e, space, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, end cancel, times, start fraction, 1, start text, m, o, l, space, d, e, space, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, divided by, 70, point, 90, start cancel, start text, g, space, d, e, space, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, end cancel, end fraction, equals, 5, point, 99, times, 10, start superscript, minus, 2, end superscript, start text, m, o, l, space, d, e, space, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, space, space, space, space, space, space, space, space, space, start text, left parenthesis, C, o, n, v, e, r, t, i, r, space, g, space, d, e, space, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, space, a, space, m, o, l, e, s, space, d, e, space, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript, right parenthesis
Paso 2: encontrar el reactivo limitante mediante la relación estequiométrica.
Ahora que las cantidades que conocemos están en moles, hay varias formas de encontrar el reactivo limitante. Aquí te vamos a enseñar tres métodos. Todos dan la misma respuesta, así que puedes escoger el que más te guste. Los tres métodos usan la relación estequiométrica de formas ligeramente distintas.
MÉTODO 1: el primer método consiste en calcular la relación molar verdadera de los reactivos y compararla con la relación estequiométrica de la ecuación balanceada.
\text{Proporción real}=\dfrac{\text{moles de Al}}{\text{moles de Cl}}_2=\dfrac{1.04 \times 10^{-1}\,\text {mol de Al}}{5.99 \times 10^{-2} \,\text {mol de Cl}_2}=\dfrac{1.74 \,\text{mol de Al}}{\text{1 mol de Cl}_2}Proporci