Resumen de Estequiometría: Reactivos y Rendimiento

## Introducción La estequiometría permite cuantificar relaciones entre reactivos y productos en una reacción química. Una parte fundamental es identificar el **reactivo limitante**, que determina la cantidad máxima de producto posible, y calcular cuánto de los reactivos queda en exceso al finalizar la reacción. > **Definición:** El *reactivo limitante* es el reactivo que se consume primero y, por lo tanto, detiene la reacción; el *reactivo en exceso* es cualquier reactivo que queda sin reaccionar cuando el limitante se ha consumido. ## Conceptos básicos ### 1. Relación molar y ecuación balanceada - Siempre parte de la **ecuación química balanceada** para conocer las proporciones molares. - Usa la ecuación para convertir moles de un reactivo en moles de producto o de otro reactivo mediante factores de conversión. > **Definición:** Un *factor estequiométrico* es la relación molar entre dos especies en la ecuación balanceada. ### 2. ¿Cómo identificar el reactivo limitante? Pasos prácticos: 1. Convertir las masas dadas a moles si es necesario: $n=\frac{m}{M}$. 2. Usar la ecuación balanceada para calcular cuántos moles de producto (o del otro reactivo) puede formar o consumir cada reactivo por separado. 3. El que produce menos moles de producto es el reactivo limitante. ### 3. Cálculo del reactivo en exceso - Calcular cuántos moles del reactivo en exceso han reaccionado con el limitante usando los factores estequiométricos. - Restar esos moles de los moles iniciales para obtener los moles en exceso restantes. - Si se requiere, convertir moles en gramos: $m = n\,M$. ## Ejemplos resueltos ### Ejemplo 1 — Azufre y flúor Reacción: $$\ce{S + 3F2 -> SF6}$$ - Moles iniciales: $4\ \text{mol\ de\ S}$, $20\ \text{mol\ de\ F2}$. - Supuesto 1: Si S se consume, por la estequiometría $1\ \text{mol\ S} \to 1\ \text{mol\ SF6}$, entonces $4\ \text{mol\ S} \to 4\ \text{mol\ SF6}$. - Supuesto 2: Si F2 se consume, por la estequiometría $3\ \text{mol\ F2} \to 1\ \text{mol\ SF6}$, entonces $$X = 20\ \text{mol\ F2 }\times\frac{1\ \text{mol\ SF6}}{3\ \text{mol\ F2}} = 6.666\ldots\ \text{mol\ SF6}.$$ - Comparación: $4\ \text{mol}\ <\ 6.666\ldots\ \text{mol}$, por lo tanto **S es el reactivo limitante** y **F2 está en exceso**. Cálculo del exceso de F2: 1. Cantidad de F2 que reacciona con los $4\ \text{mol}$ de S: $$4\ \text{mol\ S }\times\frac{3\ \text{mol\ F2}}{1\ \text{mol\ S}} = 12\ \text{mol\ F2}.$$ 2. Moles de F2 en exceso: $20-12=8\ \text{mol\ F2}$. ### Ejemplo 2 — Óxido nítrico y oxígeno (Ejercicio 1 del material) Reacción: $$\ce{2NO + O2 -> 2NO2}$$ - Moles iniciales: $0.886\ \text{mol\ NO}$, $0.503\ \text{mol\ O2}$. - Calcular producción de $\ce{NO2}$ si NO fuese limitante: $0.886\ \text{mol\ NO }\times\frac{2\ \text{mol\ NO2}}{2\ \text{mol\ NO}} = 0.886\ \text{mol\ NO2}.$ - Si O2 fuese limitante: $0.503\ \text{mol\ O2 }\times\frac{2\ \text{mol\ NO2}}{1\ \text{mol\ O2}} = 1.006\ \text{mol\ NO2}.$ - El menor valor es $0.886\ \text{mol\ NO2}$, por tanto **NO es limitante**, se forma $0.886\ \text{mol\ NO2}$ y queda exceso de O2. - Moles de O2 consumidos: $0.886\ \text{mol\ NO }\times\frac{1\ \text{mol\ O2}}{2\ \text{mol\ NO}} = 0.443\ \text{mol\ O2}$. Exceso de O2: $0.503-0.443=0.060\ \text{mol\ O2}$. ### Ejemplo 3 — Sulfuro de hidrógeno y dióxido de azufre (Ejercicio 2) Reacción: $$\ce{2H2S + SO2 -> 3S + 2H2O}$$ - Masas dadas: $170\ \text{g\ H2S}$, $168\ \text{g\ SO2}$. - Masas molares: $M_{\ce{H2S}}=34\ \text{g mol^{-1}}$, $M_{\ce{SO2}}=64\ \text{g mol^{-1}}$. - Moles: $n_{\ce{H2S}}=\frac{170}{34}=5\ \text{mol}$, $n_{\ce{SO2}}=\frac{168}{64}=2.625\ \text{mol}$. - Calcular producto teórico de azufre desde cada reactivo: - Desde H2S: $$5\ \text{mol\ H2S }\times\frac{3\ \text{mol\ S}}{2\ \text{mol\ H2S}} = 7.5\ \text{mol\ S}.$$ - Desde SO2: $$2.625\ \text{mol\ SO2 }\times\frac{3\ \text{mol\ S}}{1\ \text{mol\ SO2}} = 7.875\ \text{mol\ S}.$$ - Menor: $7.5\ \text{mol\ S}$, por tanto **H2S es el reactivo limitante**. - Masa de S formada: