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Come si determina la quantità di reagente in eccesso rimasta? Inoltre, come si determina QUANTO PIÙ del reagente limitante sarebbe necessario utilizzare l'eccesso?

Risposta:

Una volta identificato il reagente limitante, si calcola la quantità dell'altro reagente con cui deve aver reagito e sottratto dalla quantità originale.

Spiegazione:

Un'analogia di fabbricazione di sandwich

Questo video da Noel Pauller usa l'analogia della creazione di sandwich.

Il problema generale

Data l'equazione chimica e le masse di reagenti, determinare la massa del reagente in eccesso e la massa del reagente limitante necessaria per esaurire l'eccesso.

Un problema specifico

Un campione di 2.00 g di ammoniaca reagisce con 4.00 g di ossigeno secondo l'equazione

#"4NH"_3 + "5O"_2 → "4NO" + "6H"_2"O"#.

Quanto reagente in eccesso rimane dopo che la reazione si è fermata? Quanto più del reagente limitante avrebbe bisogno di utilizzare l'eccesso?

Strategia

  1. Scrivi l'equazione chimica.
  2. Calcola le moli di prodotto dal primo reagente.
  3. Calcola le moli di prodotto dal secondo reagente.
  4. Identificare il reagente limitante e il reagente in eccesso.
  5. Calcola la massa del reagente in eccesso utilizzata.
  6. Calcola la massa del reagente in eccesso inutilizzato.
  7. Calcola la massa del reagente limitante necessaria per reagire con il reagente in eccesso inutilizzato.

Soluzione

1. Equazione bilanciata

#"4NH"_3 + "5O"_2 → "4NO" + "6H"_2"O"#

2. Talpe di #"NO"# da #"NH"_3#

Convertire grammi di #"NH"_3# in moli di #"NH"_3#, quindi utilizzare il rapporto molare dall'equazione per ottenere le talpe #"NO"#.

La massa molare di #"NH"_3# è 17.03 g / mol.

#"Moles of NH"_3 = 2.00 cancel("g NH"_3) × ("1 mol NH"_3)/(17.03 cancel("g NH"_3)) = "0.1174 mol NH"_3#

#0.1174 cancel("mol NH₃") × "4 mol NO"/(4 cancel("mol NH₃")) = "0.1174 mol NO"#

3. Talpe di #"NO"# da #"O"_2#

La massa molare di #"O"_2# è 32.00 g / mol.

#"Moles of O"_2 = 4.00 cancel("g O"_2) × ("1 mol O"_2)/(32.00 cancel("g O"_2)) = "0.1250 mol O"_2#

Sappiamo dall'equazione bilanciata che è il rapporto molare #"4 mol NO ≡ 5 mol O"_2#, quindi creiamo un fattore di conversione con "#"mol O"_2#"in basso per annullare le unità.

#0.1250 cancel("mol O"_2) × "4 mol NO"/(5 cancel("mol O"_2)) = "0.1000 mol NO"#

4. Identificare i reagenti limitanti e in eccesso

#"O"_2# è il reagente limitante, poiché fornisce la quantità minore di #"NO"#.

#"NH"_3# è l'unico altro reagente, quindi è il reagente in eccesso.

5. Calcola la massa del reagente in eccesso esaurita.

Usa il rapporto molare dall'equazione per convertire le moli di #"O"_2# (dal passaggio 3) alle moli di #"NH"_3#e quindi convertire moli di #"NH"_3# a grammi di #"NH"_3#.

#0.1250 cancel("mol O"_2)× ("4 mol NH"_3)/(5 cancel("mol O"_2)) = "0.1000 mol NH"_3#

#0.1000 cancel("mol NH"_3) × ("17.03 g NH"_3)/(1 cancel("mol NH"_3)) = "1.703 g NH"_3#

6. Calcola la massa del reagente in eccesso inutilizzato.

Abbiamo iniziato con 2.00 g di #"NH"_3# e usato fino a 1.703 g, quindi

#"Mass of excess NH"_3 = "2.00 g – 1.703 g" = "0.30 g"#

7. Calcola la massa del reagente limitante necessaria per reagire con il reagente in eccesso residuo.

#"Moles of NH"_3 = 0.30 cancel("g NH"_3) × ("1 mol NH"_3)/(17.03 cancel("g NH"_3)) = "0.0176 mol NH"_3#

#"Moles of O"_2 = 0.0176 cancel("mol NH"_3) × (5 cancel("mol O"_2))/(4 cancel("mol NH"_3)) = "0.0220 mol O"_2#

#"Mass of O"_2 = 0.0220 cancel("mol O"_2) × ("32.00 g O"_2)/(1 cancel("mol O"_2)) = "0.70 g O"_2#

Risposta

Ci vogliono 0.70 g di #"O"_2# reagire con 0.30 g di eccesso #"NH"_3#.

Ecco un altro esempio ...

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