Química

Reactivo en exceso

Publicado por Mónica González

Cuando colocamos dos elementos o compuestos para  que reaccionen químicamente entre sí,  lo usual es colocar una cantidad exacta de uno de los reactivos, y colocar una cantidad en exceso del segundo reactivo, para asegurarnos que el primero podrá reaccionar completamente, y de esta manera, poder realizar cálculos basados en la ecuación química  ajustada  estequiométricamente.

El reactivo que se consume por completo es el llamado reactivo limitante, porque es el que determina la cantidad de producto que se puede producir en la reacción. Cuando el reactivo limitante se consume, la reacción se detiene. Este concepto es fundamental en la química, ya que nos permite predecir la cantidad de producto que se generará en una reacción dada, y por lo tanto, es esencial para la planificación y optimización de los procesos químicos industriales.

El reactivo que no reacciona completamente, sino que “sobra”, es el denominado reactivo en exceso. Esta práctica de usar un reactivo en exceso se utiliza a menudo para asegurar que el reactivo limitante se consuma por completo, maximizando así la cantidad de producto formado. Sin embargo, también es importante tener en cuenta que el uso de un reactivo en exceso puede tener implicaciones económicas y ambientales, ya que el reactivo no utilizado puede requerir eliminación o reciclaje.

Si tenemos una cierta cantidad de dos elementos o compuestos diferentes, para producir una reacción química, podemos saber con anticipación cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso, realizando algunos cálculos basados en la ecuación química ajustada.

Tomemos por ejemplo la reacción de formación del amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno.

H2 + N2 = NH3

Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?

Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia. Este proceso de ajuste de la ecuación química es esencial para garantizar que se cumpla la ley de conservación de la masa, que establece que la cantidad total de materia no cambia durante una reacción química.

Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:

3H2 + N2 = 2NH3

Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o mol de nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco.

Entonces, si  tengo 15 moles de hidrógeno,  reaccionarán con 5 moles de nitrógeno, sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante, y el nitrógeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15 moles de hidrógeno obtendremos 10 moles de amoníaco.

Podemos trabajar con la unidad que necesitemos, sean gramos o moles es indistinto, siempre que respetemos las proporciones estequiométricas representadas en la reacción. Es importante recordar que la estequiometría no se limita a las reacciones químicas en fase gaseosa o en solución, sino que también se aplica a las reacciones en fase sólida, como las que ocurren en la industria de los materiales y la metalurgia.

Otra manera de hallar el reactivo en exceso y el reactivo limitante es calcular cuánta cantidad de producto se obtendría con cada uno. El reactivo con el cual se obtendría mayor cantidad de producto es el reactivo en exceso, y el otro, el reactivo limitante.

Por ejemplo, para la reacción:

2NH3 + CO2 = (NH2)2CO + H2O

Si tengo 637,2 gramos de amoníaco y 1142 gramos de dióxido de carbono, que reaccionarán para formar urea ¿cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?

Lo primero es pasar de gramos a moles, según el peso sumado de los átomos de cada compuesto. Entonces, haciendo los cálculos correspondientes, obtenemos que:

637,2 gramos de amoníaco son 37,5 moles.

1142 gramos de dióxido de carbono son 26 moles.

Por lo tanto, con los 37,5 moles de amoníaco se podrían obtener 18,75 moles de urea.

Con los 26 moles de dióxido de carbono, se obtendrían 26 moles de urea.

Entonces, en este caso, el amoníaco es el reactivo limitante, y el CO2, el reactivo en exceso. Este concepto de reactivo limitante y reactivo en exceso es fundamental no solo en la química teórica, sino también en la química práctica, como la química analítica y la química industrial. En la química analítica, por ejemplo, a menudo se utiliza un reactivo en exceso para asegurar una reacción completa, mientras que en la química industrial, el uso eficiente de los reactivos puede tener importantes implicaciones económicas y ambientales.