Pregunta: ¿Cuál es el propósito de este laboratorio? Laboratorio 8: Reactivos Limitantes y en Exceso Objetivos Al finalizar este laboratorio, los estudiantes deben ser capaces de calcular el rendimiento teórico y real de una reacción química; determinar el reactivo limitante de una reacción; y Describir la relación entre la concentración y el número de moles de un

¿Cuál es el propósito de este laboratorio?

Laboratorio 8: Reactivos Limitantes y en Exceso

Objetivos

Al finalizar este laboratorio, los estudiantes deben ser capaces de

• calcular el rendimiento teórico y real de una reacción química;
• determinar el reactivo limitante de una reacción; y
• Describir la relación entre la concentración y el número de moles de un reactivo.

Introducción

El concepto de reactivos limitantes y en exceso se refiere a la cantidad de producto que resulta cuando se mezclan dos o más reactivos. Considere una reacción simple donde un mol del reactivo A reacciona con un mol del reactivo B

\mathrm A+\mathrm B\rightarrow\mathrm CA+B→C

¿Qué sucede si se agrega demasiado reactivo A? Cuando se agote todo el reactivo B, quedará algo del reactivo A. En términos científicos, decimos que el reactivo B es el reactivo limitante . En otras palabras, no importa cuánto A se agregue, no se produce más producto cuando se consume B; el reactivo B limita la cantidad de producto que se obtiene. Por otro lado, el reactivo A se llama reactivo en exceso porque hay más que suficiente del reactivo A.

En la reacción anterior, si agregamos más reactivo limitante, el reactivo B, se forma más producto C. ¿Por qué, usted puede pedir? El reactivo B limita la cantidad de producto que se obtiene, por lo que cuando se agrega más B, la reacción se reanudará hasta que uno de los reactivos se agote nuevamente. Por lo tanto, la pregunta final es "¿Cuál es la mezcla más eficiente de estos dos reactivos?" De hecho, la mejor mezcla consiste en cantidades correctamente emparejadas de reactivo A y reactivo B que permitirían que ambos reactivos se usen por completo. Tenga en cuenta que, a menos que las proporciones molares sean uno a uno, "coincidencia correcta" no significa "coincidencia uniforme".

El concepto de calcular el reactivo limitante de una reacción y, lo que es más importante, el rendimiento de una reacción tiene aplicaciones muy prácticas en el mundo real. Por ejemplo, en el negocio de fabricar un producto químico de cualquier tipo, es importante hacerlo de la manera más eficiente y con el menor desperdicio posible. Esto también es cierto en el laboratorio, donde desea usar solo las cantidades de reactivos necesarias para producir la mayor cantidad de producto, ya que cualquier otra cantidad simplemente se desperdiciaría.

Fondo

Encontrar el reactivo limitante

Para practicar, veamos el siguiente ejemplo y veamos si podemos determinar qué reactivo es limitante y cuál está en exceso. Supongamos que hemos viajado en el tiempo hasta principios de la década de 1970, donde todos somos empleados de la NASA como científicos espaciales. Estamos trabajando con una mezcla combustible compuesta por tetraóxido de dinitrógeno (N ₂ O ₄ ) e hidracina (N ₂ H ₄ ). Estos dos reactivos reaccionan para producir gas nitrógeno (N ₂ ) y vapor de agua (H ₂ O), como se muestra a continuación. Se nos ha asignado averiguar qué reactivo es el limitante cuando se permite que reaccionen 1,40 kg de N ₂ H ₄ y 2,80 kg de N ₂ O ₄ .

{\mathrm N}_2{\mathrm H}_4(\mathrm l)+{\mathrm N}_2{\mathrm O}_4(\mathrm l)\rightarrow{\mathrm N}_2(\mathrm g)+{ \mathrm H}_2\mathrm O(\mathrm g)N2​H4​(l)+N2​O4​(l)→N2​(g)+H2​O(g)

El primer paso es balancear la ecuación.

2{\mathrm N}_2{\mathrm H}_4(\mathrm l)+{\mathrm N}_2{\mathrm O}_4(\mathrm l)\rightarrow3{\mathrm N}_2(\mathrm g)+ 4{\mathrm H}_2\mathrm O(\mathrm g)2N2​H4​(l)+N2​O4​(l)→3N2​(g)+4H2​O(g)

Luego, tenemos que usar la estequiometría para ver cuántos moles de uno de los productos se producen en función de las cantidades iniciales de cada reactivo. Encontremos el número de moles de H ₂ O.

Basado en moles de hidrazina (N ₂ H ₄ )

1,40\;\mathrm{kg}\;{\mathrm N}_2{\mathrm H}_4\times\frac{1000\;\mathrm g}{1\;\mathrm{kg}}\times\frac{1 \;\mathrm{mol}\;{\mathrm N}_2{\mathrm H}_4}{32.06\;\mathrm g\;{\mathrm N}_2{\mathrm H}_4}\times\frac{4 \;\mathrm{mol}\;{\mathrm H}_2\mathrm O}{2\;\mathrm{mol}\;{\mathrm N}_2{\mathrm H}_4}=87,3\;\mathrm{ mol}\;{\mathrm H}_2\mathrm O1.40kgN2​H4​×1kg1000g​×32.06gN2​H4​1molN2​H4​​×2molN2​H4​4molH2​O​=87.3molH2​O

Basado en moles de tetraóxido de dinitrógeno (N ₂ O ₄ )

2,80\;\mathrm{kg}\;{\mathrm N}_2{\mathrm O}_4\times\frac{1000\;\mathrm g}{1\;\mathrm{kg}}\times\frac{1 \;\mathrm{mol}\;{\mathrm N}_2{\mathrm O}_4}{92.02\;\mathrm g\;{\mathrm N}_2{\mathrm O}_4}\times\frac{4 \;\mathrm{mol}\;{\mathrm H}_2\mathrm O}{1\;\mathrm{mol}\;{\mathrm N}_2{\mathrm O}_4}=122\;\mathrm{ mol}\;{\mathrm H}_2\mathrm O2.80kgN2​O4​×1kg1000g​×92.02gN2​O4​1molN2​O4​​×1molN2​O4​4molH2​O​=122molH2​O

Dado que la hidracina produce menos moles de agua, ¡debe ser el reactivo limitante!

Como puede ver ahora, es muy importante calcular exactamente cuánto producto se puede hacer en función de la estequiometría de todos y cada uno de los reactivos. Otro punto a tener en cuenta es que en cualquier reacción siempre hay una parte del producto que se pierde por error humano, mezcla incompleta de reactivos, etc. Por lo tanto, es importante en cualquier preparación química tener en cuenta esta pérdida para que se obtenga suficiente producto. hecho.

Precipitación

En este experimento, la reacción de las dos soluciones, nitrato de cobre(II), Cu(NO ₃ ) ₂ ; y el yoduro de potasio, KI, forma un precipitado. Un precipitado es un sólido formado durante una reacción entre dos compuestos acuosos. (Esta es la misma palabra que usan los meteorólogos cuando hablan de lluvia o nieve). Para separar mejor las fases sólida y líquida, los tubos de ensayo que contienen precipitados se colocan en una centrífuga. Al hacerlos girar a una velocidad extremadamente alta, la centrífuga empuja el precipitado más pesado hacia el fondo del tubo de ensayo. Después de la centrifugación, una solución que estaba turbia se vuelve transparente (pero no necesariamente incolora) con un sólido acumulado en el fondo del tubo.

Figura 8.1. Precipitar con un sobrenadante claro (pero no incoloro). © bluedoor, LLC

El líquido claro que se encuentra sobre el precipitado en la Figura 8.1 se llama sobrenadante. En este experimento, probaremos el sobrenadante para ver qué reactivo queda después de que se complete la reacción. El reactivo que está presente en el sobrenadante cuando la reacción se detiene obviamente está en exceso, mientras que el reactivo que no se detectó en el sobrenadante se utilizó por completo y, de hecho, es nuestro reactivo limitante. Esto se puede verificar agregando más de las dos soluciones que estamos estudiando. Usando nuestro ejemplo anterior, si se agrega más solución A y se forma un precipitado adicional, entonces el reactivo A es el reactivo limitante. De manera similar, si se agrega más solución B y se forma un precipitado adicional, entonces el reactivo B es el reactivo limitante.

El experimento

Este experimento consiste en mezclar soluciones acuosas de Cu(NO ₃ ) ₂ y KI, que reaccionarán como se muestra:

2\mathrm{Cu}({\mathrm{NO}}_3)_2(\mathrm{aq})+4\mathrm{KI}(\mathrm{aq})\rightarrow2\mathrm{CuI}(\mathrm s) +{\mathrm I}_2(\mathrm{aq})+4{\mathrm{KNO}}_3(\mathrm{aq})2Cu(NO3​)2​(aq)+4KI(aq)→2CuI(s )+I2​(ac)+4KNO3​(ac)

Como se trata de soluciones, la concentración se expresa en molaridad . Recuerde que la molaridad (M) se define como el número de moles de soluto en un litro de solución. Si conocemos el volumen de la solución, podemos calcular el número de moles presentes multiplicando el volumen en litros por la molaridad de la solución.

Volumen\;(\mathrm L)\times Molaridad\left(\frac{mol}L\right)=\mathrm{moles}Volumen(L)×Molaridad(Lmol​)=moles

Una reacción entre 0,50 M Cu(NO ₃ ) ₂ y 0,50 M KI ahora tiene un poco más de significado para nosotros. En el experimento, a cada estudiante se le asignarán diferentes volúmenes de reactivos para investigar. En función del volumen de reactivos asignado, se puede calcular una cantidad teórica de producto. Después de que las soluciones reaccionan, se recupera el precipitado y se determina su masa. El paso final del proceso es evaluar la eficiencia general de la reacción informando el porcentaje de rendimiento de la reacción en función de los resultados experimentales.