Como você determina quanto do excesso de reagente resta? Além disso, como você determina quanto MAIS do reagente limitador precisaria para usar o excesso?

Responda:

Depois de identificar o reagente limitante, você calcula quanto do outro reagente deve ter reagido e subtraído da quantidade original.

Explicação:

Uma analogia para fazer sanduíches

Este vídeo de Noel Pauller usa a analogia de fazer sanduíches.

O problema geral

Dada a equação química e as massas dos reagentes, determine a massa do excesso de reagente e a massa do reagente limitante necessária para usar o excesso.

Um problema específico

Uma amostra de amônia 2.00 g reage com 4.00 g de oxigênio de acordo com a equação

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

Quanto excesso de reagente resta após a reação ter parado? Quanto mais reagente limitante você precisaria para consumir o excesso?

Estratégia

  1. Escreva a equação química.
  2. Calcule as moles de produto do primeiro reagente.
  3. Calcular as moles de produto do segundo reagente.
  4. Identifique o reagente limitante e o excesso de reagente.
  5. Calcular a massa do excesso de reagente usado.
  6. Calcule a massa do excesso de reagente não utilizado.
  7. Calcule a massa do reagente limitante necessária para reagir com o excesso de reagente não utilizado.

Solução

1. Equação equilibrada

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

2. Moles de #"NO"# de #"NH"_3#

Converter gramas de #"NH"_3# para moles de #"NH"_3#e, em seguida, use a razão molar da equação para obter mols de #"NO"#.

A massa molar de #"NH"_3# é 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. Moles de #"NO"# de #"O"_2#

A massa molar de #"O"_2# é 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#

Sabemos pela equação balanceada que a razão molar é #"4 mol NO ≡ 5 mol O"_2#, criamos um fator de conversão com "#"mol O"_2#"na parte inferior para cancelar as unidades.

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

4. Identificar reagentes limitantes e em excesso

#"O"_2# é o reagente limitante, pois fornece a menor quantidade de #"NO"#.

#"NH"_3# é o único outro reagente, por isso é o excesso de reagente.

5. Calcular a massa do excesso de reagente usado.

Use a razão molar da equação para converter mols de #"O"_2# (da Etapa 3) para moles de #"NH"_3#e, em seguida, converta moles de #"NH"_3# para gramas de #"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. Calcule a massa do excesso de reagente não utilizado.

Começamos com o 2.00 g de #"NH"_3# e usou o 1.703 g, então

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

7. Calcule a massa de reagente limitante necessária para reagir com o excesso de reagente em excesso.

#"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#

Responda

Leva 0.70 g de #"O"_2# reagir com o excesso de 0.30 g #"NH"_3#.

Aqui está outro exemplo ...

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