Aplicación del reactivo limitante a la reacción entre nitrógeno e hidrógeno (2412)

, por F_y_Q

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¿Cuántos gramos de $$$ \text{NH}_3$$$ pueden preparase a partir de 85.5 g de $$$ \text{N}_2$$$ y 17.3 g de $$$ \text{H}_2$$$?

P.-S.

Lo primero que debes hacer es escribir la reacción química que tiene lugar, pero debidamente ajustada:

$$$ \color{forestgreen}{\bf N_2 + 3H_2\ \to\ 2NH_3}$$$

Como la reacción ocurre entre moles, conviertes en moles las masas de cada uno de los reactivos:

$$$ \require{cancel} 85.5\ \cancel{\text{g}}\ \text{N}_2\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{28\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 3.05\ mol\ N_2}$$$
$$$ \require{cancel} 17.2\ \cancel{\text{g}}\ \text{H}_2\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{2\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 8.6\ mol\ H_2}$$$

El reactivo limitante será el que antes se agote. Si miras la estequiometría de la reacción puedes ver que necesitas el triple de moles de hidrógeno que de nitrógeno. Para que reaccione todos los moles de nitrógeno serían necesarios:

$$$ \require{cancel} 3.05\ \cancel{\text{moles N}_2}\cdot \dfrac{3\ \text{moles H}_2}{1\ \cancel{\text{mol N}_2}} = \color{royalblue}{\bf 9.15\ \text{moles de hidrógeno}}$$$

Como sólo dispones de 8.6 moles de hidrógeno, éste será el reactivo limitante. Esto quiere decir que debes tomar como referencia los moles de hidrógeno para hacer los cálculos, por lo que aplicas la estequiometría de la reacción:

$$$ \require{cancel} 8.6\ \cancel{\text{mol H}_2}\cdot \dfrac{2\ \text{mol NH}_3}{3\ \cancel{\text{mol H}_2}} = \color{royalblue}{\bf 5.73\ mol\ NH_3}$$$

Como el enunciado pregunta por la masa en gramos, debes hacer la conversión de los moles de amoniaco calculados a gramos, usando la masa molecular del amoniaco como factor de conversión:

$$$ \require{cancel} 5.73\ \cancel{\text{mol}}\ \text{NH}_3\cdot \dfrac{17\ \text{g}}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 97.41\ g\ NH_3}}$$$