[Estequiometría de reactivo
limitante de cantidades, masas o gases]
Uno de los pasos en
el proceso industrial para convertir amoníaco en ácido nítrico es la conversión
de NH₃ a monóxido de nitrógeno (NO):
4 NH₃(g) + 5 O₂(g) → 4 NO(g) + 6 H₂O(g)
En un experimento, 2.00 g de NH₃ reaccionan con 2.50 g de O₂.
(a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
(b) ¿Cuántos gramos de NO y H₂O se forman?
(c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso permanecen una vez que el limitante
se ha consumido por completo?
(d) Muestra que los cálculos de los apartados (b) y (c) son coherentes con la
ley de conservación de la masa.
Etapa analítica
Usaremos las formas [3] y [4] de los [Teoremas
de cantidad de reacción moles, gramos, gases]; y la forma [2] de los [Teorema
del reactivo en exceso que no reacciona]
Factor de conversión
Por factor de conversión calculamos directo hasta el
producto (puede ser cualquiera).
El reactivo limitante es el oxígeno
Ahora tomamos la cantidad más pequeña de producto clave
conocido.
La masa remanente del reactivo en exceso
Calculamos el otro producto
Aplicamos la ley de conservación de la masa, sabemos que la
masa de reacción inicial es de 4.5 g, la diferencia de esto con todas las masas
finales debe ser cero (o cercano a cero por las aproximaciones).
Por teoremas
Calcular las masas molares de todas las sustancias involucradas
Determinamos la cantidad de reacción y el reactivo
limitante.
El reactivo limitante es el oxígeno
Aplicamos la ley de conservación de la masa, sabemos que la
masa de reacción inicial es de 4.5 g, la diferencia de esto con todas las masas
finales debe ser cero (o cercano a cero por las aproximaciones).
Referencias
Ver enlace [Estequiometría de reactivo limitante de cantidades, masas o gases]
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