Mezcla De Óxido Y Amoníaco: Reactivo Limitante Y Exceso

¡Qué onda, mis químicos de corazón! Hoy vamos a desmenuzar un problema clásico de estequiometría que seguro les va a volar la cabeza. Imaginen que tenemos una reacción química donde el oxígeno y el amoníaco se juntan para crear dióxido de nitrógeno y agua en estado gaseoso. La pregunta del millón es: ¿cuál de estos dos compadres, el oxígeno o el amoníaco, se va a acabar primero (el reactivo limitante), cuál nos va a sobrar (el reactivo en exceso), y cuánto de cada uno tendremos al final? ¡Prepárense, porque esto se va a poner bueno!

Para empezar con el pie derecho, lo primero que tenemos que hacer, como buenos detectives de la química, es escribir y balancear la ecuación química que describe esta reacción. Esto es como el mapa del tesoro que nos guiará a través de todo el proceso. La reacción que nos interesa es la siguiente:

$$\text{O}_2(g) + \text{NH}_3(g) \rightarrow \text{NO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(g)$$

Ahora, esta ecuación se ve bonita, pero no está balanceada. ¡Necesitamos que los átomos de cada elemento estén en igualdad de condiciones a ambos lados de la flecha! Después de un poco de magia química y ajustes, llegamos a la ecuación balanceada que representa fielmente lo que sucede:

$$4\text{NH}_3(g) + 7\text{O}_2(g) \rightarrow 4\text{NO}_2(g) + 6\text{H}_2\text{O}(g)$$

¡Ahí está! Con esta ecuación balanceada, sabemos que por cada 4 moléculas de amoníaco (NH₃) que reaccionan, necesitamos 7 moléculas de oxígeno (O₂). Y como resultado, obtenemos 4 moléculas de dióxido de nitrógeno (NO₂) y 6 moléculas de agua (H₂O). ¡Es como una receta molecular perfecta!

Ahora, pasemos a los datos que nos dieron el problema, ¡nuestros ingredientes iniciales! Tenemos 60.1 gramos de oxígeno (O₂) y 15 gramos de amoníaco (NH₃). Para poder comparar estas cantidades y determinar quién manda en la reacción (el reactivo limitante), necesitamos convertir estas masas a moles. ¿Por qué? Porque la estequiometría, la que rige las proporciones de las reacciones, se basa en moles, no en gramos. Es como si quisiéramos comparar manzanas y naranjas; necesitamos una unidad común. En química, esa unidad común son los moles.

Para hacer esta conversión, necesitamos las masas molares de cada sustancia. La masa molar del oxígeno (O₂) es aproximadamente 32.00 g/mol (cada oxígeno pesa ~16 g/mol, y tenemos dos). La masa molar del amoníaco (NH₃) es aproximadamente 17.03 g/mol (un nitrógeno pesa ~14 g/mol y tres hidrógenos pesan ~1 g/mol cada uno).

Calculemos los moles de cada reactivo:

• Moles de O₂:

  $$\text{Moles de O}_2 = \frac{\text{Masa de O}_2}{\text{Masa molar de O}_2} = \frac{60.1 \text{ g}}{32.00 \text{ g/mol}} \approx 1.878 \text{ moles de O}_2$$

• Moles de NH₃:

  $$\text{Moles de NH}_3 = \frac{\text{Masa de NH}_3}{\text{Masa molar de NH}_3} = \frac{15 \text{ g}}{17.03 \text{ g/mol}} \approx 0.881 \text{ moles de NH}_3$$

¡Genial! Ya tenemos nuestras cantidades en la unidad correcta: 1.878 moles de O₂ y 0.881 moles de NH₃. Ahora viene la parte clave: identificar el reactivo limitante. El reactivo limitante es aquel que se consume por completo y limita la cantidad de producto que se puede formar. Para encontrarlo, podemos usar la relación estequiométrica de nuestra ecuación balanceada (4 NH₃ reaccionan con 7 O₂). Podemos hacer esto de varias maneras, pero una forma sencilla es calcular cuánto de un reactivo necesitaríamos para reaccionar completamente con el otro.

Vamos a ver cuánto amoníaco (NH₃) se necesitaría para reaccionar con todos los 1.878 moles de oxígeno (O₂). Usamos la relación 7 moles de O₂ por cada 4 moles de NH₃:

$$\text{Moles de NH}_3 \text{ necesarios} = 1.878 \text{ moles O}_2 \times \frac{4 \text{ moles NH}_3}{7 \text{ moles O}_2} \approx 1.073 \text{ moles de NH}_3$$

¡Ojo aquí, banda! Tenemos 0.881 moles de NH₃ disponibles, pero para reaccionar con todo el O₂, necesitaríamos 1.073 moles de NH₃. Como la cantidad de NH₃ que tenemos (0.881 moles) es menor que la que necesitamos (1.073 moles), ¡el amoníaco es nuestro reactivo limitante! Se va a acabar primero y va a decir "hasta aquí llegamos" en cuanto a la producción de productos.

Por otro lado, si calculamos cuánto oxígeno (O₂) necesitaríamos para reaccionar con los 0.881 moles de amoníaco (NH₃) disponibles, usando la relación 4 moles de NH₃ por cada 7 moles de O₂:

$$\text{Moles de O}_2 \text{ necesarios} = 0.881 \text{ moles NH}_3 \times \frac{7 \text{ moles O}_2}{4 \text{ moles NH}_3} \approx 1.542 \text{ moles de O}_2$$

Tenemos 1.878 moles de O₂ disponibles, y solo necesitamos 1.542 moles para reaccionar con todo el amoníaco. ¡Esto significa que nos sobra oxígeno! Por lo tanto, el oxígeno es nuestro reactivo en exceso.

¡Ya identificamos a los culpables! El amoníaco (NH₃) es el reactivo limitante y el oxígeno (O₂) es el reactivo en exceso. ¡Vamos con la siguiente pregunta del millón!

¿Qué Masa de Agua se Producirá?

Ya que sabemos que el amoníaco (NH₃) es el reactivo que se acabará primero, la cantidad de amoníaco que tenemos determinará cuántos productos se forman. Específicamente, nos preguntan por la masa de agua (H₂O) que se producirá. Para esto, usamos la relación estequiométrica entre el amoníaco (NH₃) y el agua (H₂O) de nuestra ecuación balanceada: 4 moles de NH₃ producen 6 moles de H₂O.

Partimos de los 0.881 moles de NH₃ que tenemos (nuestro reactivo limitante):

$$\text{Moles de H}_2\text{O producidos} = 0.881 \text{ moles NH}_3 \times \frac{6 \text{ moles H}_2\text{O}}{4 \text{ moles NH}_3} \approx 1.322 \text{ moles de H}_2\text{O}$$

¡Perfecto! Hemos calculado que se producirán aproximadamente 1.322 moles de agua. Pero el problema nos pide la masa en gramos. Así que, para obtener la masa, multiplicamos los moles de agua por su masa molar. La masa molar del agua (H₂O) es aproximadamente 18.02 g/mol (dos hidrógenos a ~1 g/mol cada uno, y un oxígeno a ~16 g/mol).

$$\text{Masa de H}_2\text{O producida} = 1.878 \text{ moles H}_2\text{O} \times 18.02 \text{ g/mol} \approx 23.82 \text{ gramos de H}_2\text{O}$$

¡Y ahí lo tienen! Se producirán aproximadamente 23.82 gramos de agua (H₂O). ¡Un aplauso para el agua! 👏

¿Qué Masa de Reactivo Sobrará?

Ahora, la pregunta que todos estábamos esperando: ¿cuánto del reactivo en exceso (oxígeno, O₂) nos quedará al final de la fiesta? Para saber esto, primero necesitamos calcular cuánto oxígeno se consumió realmente al reaccionar con todo el amoníaco. Ya lo habíamos calculado antes como un paso intermedio para identificar el reactivo limitante, ¡pero ahora lo usamos para saber cuánto se gasta!

Calculamos cuánto oxígeno se necesita para reaccionar con los 0.881 moles de amoníaco:

$$\text{Moles de O}_2 \text{ consumidos} = 0.881 \text{ moles NH}_3 \times \frac{7 \text{ moles O}_2}{4 \text{ moles NH}_3} \approx 1.542 \text{ moles de O}_2$$

Esto significa que de los 1.878 moles de O₂ que teníamos al principio, se consumieron 1.542 moles. Para encontrar cuánto oxígeno sobra, simplemente restamos la cantidad consumida de la cantidad inicial:

$$\text{Moles de O}_2 \text{ sobrantes} = \text{Moles iniciales de O}_2 - \text{Moles de O}_2 \text{ consumidos}$$

$$\text{Moles de O}_2 \text{ sobrantes} = 1.878 \text{ moles} - 1.542 \text{ moles} \approx 0.336 \text{ moles de O}_2$$

¡Genial! Sabemos que nos sobran 0.336 moles de oxígeno. Pero, ¡oh sorpresa!, el problema nos pide la masa en gramos. Así que, convertimos estos moles de oxígeno a gramos usando su masa molar (32.00 g/mol):

$$\text{Masa de O}_2 \text{ sobrante} = 0.336 \text{ moles O}_2 \times 32.00 \text{ g/mol} \approx 10.75 \text{ gramos de O}_2$$

¡Y listo, mis estimados aprendices de la química! Nos sobrarán aproximadamente 10.75 gramos de oxígeno (O₂). ¡El oxígeno se quedó con ganas de más reacción!

En resumen, para esta mezcla inicial de 60.1 g de O₂ y 15 g de NH₃:

• El reactivo limitante es el amoníaco (NH₃).
• El reactivo en exceso es el oxígeno (O₂).
• Se producirán aproximadamente 23.82 gramos de agua (H₂O).
• Sobrarán aproximadamente 10.75 gramos de oxígeno (O₂).

Espero que esta explicación detallada les haya servido un montón, ¡y que ahora vean la estequiometría como el pan comido que es! Recuerden, la clave está en balancear la ecuación, convertir a moles y usar las relaciones estequiométricas con sabiduría. ¡Hasta la próxima aventura química, amigos!