Reactivos limitantes y rendimiento porcentual
Un camión de comida en un partido de fútbol americano en Houston prepara sándwiches. Cada uno lleva 2 rebanadas de pan y 3 rebanadas de pavo. Al abrir tienen 10 rebanadas de pan y 12 de pavo. ¿Cuántos sándwiches pueden hacer? ¿Qué se les acaba primero? Una reacción química funciona igual, y en esta página aprenderás a responder esas preguntas con moles y gramos.
El reactivo limitante
Una receta no pregunta cuánto tienes de cada ingrediente. Solo importa cuántas veces puedes repetirla completa. En los sándwiches, cada ingrediente da un número distinto de sándwiches:
El pan alcanzaría para 5 sándwiches, pero el pavo solo para 4. Se pueden hacer 4 sándwiches. Sobran 2 rebanadas de pan, porque 4 sándwiches usan 8 rebanadas.
En una reacción química, el "pan" y el "pavo" son los reactivos. Los coeficientes de la ecuación balanceada son la receta. En $\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3$, la receta es 1 molécula de $\text{N}_2$ por cada 3 de $\text{H}_2$.
Un camión de comida vende sándwiches hechos con 2 rebanadas de pan y 3 rebanadas de pavo cada uno. Usa esta idea para explicar con tus propias palabras qué es un…
Un camión de comida vende sándwiches hechos con 2 rebanadas de pan y 3 rebanadas de pavo cada uno. Usa esta idea para explicar con tus propias palabras qué es un reactivo limitante en una reacción química. Luego indica qué es un reactivo en exceso y qué pasa con él cuando la reacción termina.
Cómo encontrar el reactivo limitante
Los coeficientes de la ecuación relacionan moles, no gramos. Por eso siempre se empieza convirtiendo las masas a moles.
¿Por qué funciona? Dividir entre el coeficiente te dice cuántas "recetas completas" alcanzan con ese reactivo. Es lo mismo que hicimos con el pan (10 ÷ 2 = 5) y el pavo (12 ÷ 3 = 4). Gana el número menor.
Considera la ecuación balanceada $\text{N}2(g) + 3\,\text{H}2(g) \rightarrow 2\,\text{NH}3(g)$. Un recipiente de reacción contiene 2.0 mol de $\text{N}2$ y 3.0 mol de…
Considera la ecuación balanceada $\text{N}_2(g) + 3\,\text{H}_2(g) \rightarrow 2\,\text{NH}_3(g)$. Un recipiente de reacción contiene 2.0 mol de $\text{N}_2$ y 3.0 mol de $\text{H}_2$. Identifica cuál reactivo es el limitante y muestra la comparación de razones molares que respalda tu respuesta.
Mateo quema magnesio en oxígeno: $2\,\text{Mg}(s) + \text{O}2(g) \rightarrow 2\,\text{MgO}(s)$. Empieza con 6.07 g de Mg y 4.00 g de $\text{O}2$. Las masas molares son…
Mateo quema magnesio en oxígeno: $2\,\text{Mg}(s) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\,\text{MgO}(s)$. Empieza con 6.07 g de Mg y 4.00 g de $\text{O}_2$. Las masas molares son Mg = 24.31 g/mol, $\text{O}_2$ = 32.00 g/mol y MgO = 40.31 g/mol. Determina el reactivo limitante y calcula el rendimiento teórico de MgO en gramos.
Marcus estudia la reacción $\text{Fe}2\text{O}3(s) + 3\,\text{CO}(g) \rightarrow 2\,\text{Fe}(s) + 3\,\text{CO}2(g)$. Prueba tres ensayos, cada uno con diferentes masas…
Marcus estudia la reacción $\text{Fe}_2\text{O}_3(s) + 3\,\text{CO}(g) \rightarrow 2\,\text{Fe}(s) + 3\,\text{CO}_2(g)$. Prueba tres ensayos, cada uno con diferentes masas de reactivos:
| Ensayo | Masa de $\text{Fe}_2\text{O}_3$ (g) | Masa de CO (g) |
|---|---|---|
| 1 | 80.0 | 42.0 |
| 2 | 80.0 | 21.0 |
| 3 | 40.0 | 42.0 |
Las masas molares son $\text{Fe}_2\text{O}_3$ = 159.69 g/mol, CO = 28.01 g/mol y Fe = 55.85 g/mol. En cada ensayo, identifica el reactivo limitante y calcula el rendimiento teórico de hierro en gramos. Luego explica en cuál ensayo aumentaría más el hierro producido si Marcus duplicara solamente la masa de CO.
Rendimiento teórico y reactivo sobrante
El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que se puede formar, suponiendo que todo el limitante reacciona. Se calcula con la ruta de siempre: gramos → moles → moles (con la razón molar) → gramos.
Si el enunciado dice que un reactivo está "en exceso", ya sabes que el otro es el limitante y no necesitas compararlos. Si no lo dice, primero encuentra el limitante.
Para saber cuánto sobra del reactivo en exceso, calcula cuánto se usó y réstalo:
$$\text{sobrante} = \text{cantidad inicial} - \text{cantidad que reaccionó}$$Un estudiante hace reaccionar 10.0 g de aluminio con cloro gaseoso en exceso: $2\,\text{Al}(s) + 3\,\text{Cl}2(g) \rightarrow 2\,\text{AlCl}3(s)$. Las masas molares son…
Un estudiante hace reaccionar 10.0 g de aluminio con cloro gaseoso en exceso: $2\,\text{Al}(s) + 3\,\text{Cl}_2(g) \rightarrow 2\,\text{AlCl}_3(s)$. Las masas molares son Al = 26.98 g/mol y $\text{AlCl}_3$ = 133.33 g/mol. (a) Calcula el rendimiento teórico de $\text{AlCl}_3$ en gramos. (b) El estudiante recoge 41.5 g de $\text{AlCl}_3$. Calcula el rendimiento porcentual.
Chloe hace reaccionar 5.00 g de $\text{CH}4$ con 5.00 g de $\text{O}2$ en la combustión…
Chloe hace reaccionar 5.00 g de $\text{CH}_4$ con 5.00 g de $\text{O}_2$ en la combustión $\text{CH}_4(g) + 2\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(g)$. Las masas molares son $\text{CH}_4$ = 16.04 g/mol y $\text{O}_2$ = 32.00 g/mol. Determina cuál reactivo es el limitante y calcula cuántos gramos del reactivo en exceso quedan sin usar cuando la reacción termina.
Rendimiento porcentual
El rendimiento teórico es un máximo ideal. En el laboratorio casi nunca se alcanza: parte del producto se queda pegado al recipiente, se pierde al filtrar o secar, o se forman otros productos. La cantidad que realmente obtienes y mides en la balanza es el rendimiento real.
Es como un jugador de baloncesto que podría anotar 10 tiros libres y anota 8. Su rendimiento es $8 \div 10 \times 100 = 80\%$.
En el laboratorio, Aaliyah calcula que una reacción debería producir 12.0 g de producto (el rendimiento teórico). Después de hacer el experimento y secar el producto,…
En el laboratorio, Aaliyah calcula que una reacción debería producir 12.0 g de producto (el rendimiento teórico). Después de hacer el experimento y secar el producto, mide 9.0 g. Calcula el rendimiento porcentual y explica en una oración qué indica sobre el experimento.
Un químico prepara aspirina haciendo reaccionar 2.00 g de ácido salicílico ($\text{C}7\text{H}6\text{O}3$, 138.12 g/mol) con 5.00 g de anhídrido acético…
Un químico prepara aspirina haciendo reaccionar 2.00 g de ácido salicílico ($\text{C}_7\text{H}_6\text{O}_3$, 138.12 g/mol) con 5.00 g de anhídrido acético ($\text{C}_4\text{H}_6\text{O}_3$, 102.09 g/mol) en una razón molar 1:1 para dar aspirina ($\text{C}_9\text{H}_8\text{O}_4$, 180.16 g/mol) y ácido acético. (a) Identifica el reactivo limitante. (b) Calcula el rendimiento teórico de aspirina. (c) El químico aísla 1.85 g de aspirina. Calcula el rendimiento porcentual. (d) Da dos razones realistas por las que el rendimiento real es menor que el teórico.
Vuelve al principio: el camión de comida podía hacer 4 sándwiches porque el pavo (12 ÷ 3 = 4) se acababa antes que el pan (10 ÷ 2 = 5). El máximo posible, 4 sándwiches, es el rendimiento teórico. Si por un descuido se les caen 2 sándwiches, solo les quedan 2: ese es el rendimiento real, y el rendimiento porcentual es $2 \div 4 \times 100 = 50\%$.
Resumen
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El reactivo limitante se consume primero y decide cuánto producto se forma. El reactivo en exceso sobra al terminar.
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Para encontrarlo: convierte a moles, divide entre el coeficiente y elige el número menor. Nunca compares solo los gramos.
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El rendimiento teórico se calcula a partir del limitante con la ruta gramos → moles → moles → gramos.
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El reactivo sobrante es lo que había menos lo que reaccionó. Comprueba con la conservación de la masa.
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$\%\ \text{rendimiento} = \dfrac{\text{real}}{\text{teórico}} \times 100$. El real se mide en el laboratorio y normalmente es menor que el teórico.