Por Claire Gillespie - Actualizado el 30 de agosto de 2022
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El exceso de reactivo (también llamado exceso de reactivo) se refiere a la cantidad de una sustancia química que permanece sin reaccionar después de que la reacción ha llegado a su fin. Está determinada por el hecho de que el otro reactivo se ha consumido por completo y, por tanto, no puede participar más. Conocer el exceso de reactivo le permite determinar las cantidades finales tanto de producto como de reactivo restante.
Comience equilibrando la ecuación química para comprender las relaciones estequiométricas exactas requeridas. Por ejemplo, considere la reacción:Mg(OH)2 + HCl → MgCl2 + H2 O. La ecuación desequilibrada muestra un desequilibrio de los átomos de hidrógeno, cloro y oxígeno. Agregando un coeficiente de 2 antes de HCl y 2 antes de H2 O equilibra la ecuación:Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2 O.
Convierta las masas dadas de reactivos a moles. Utilice una tabla periódica para obtener masas atómicas:Mg = 24,305, O = 16,000, H = 1,008. Para Mg(OH)2 , el peso molecular es 24,305 + (2 × 16,000) + (2 × 1,008) =58,305 g/mol.
Aplicar la fórmula moles = gramos ÷ peso molecular . Por 65 g de Mg(OH)2 :65 ÷ 58,305 = 1,11 mol. Para 57 g de HCl (H = 1,008, Cl = 35,453):57 ÷ 36,461 = 1,56 mol.
Utilice los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada. Dos moles de HCl reaccionan con un mol de Mg(OH)2 . Calcule la cantidad límite:1,56 ÷ 2 = 0,78 mol de HCl requerido. Desde 0,78 mol < 1,11 mol de Mg(OH)2 , Mg(OH)2 está en exceso y el HCl es el reactivo limitante.
Encuentra la fracción de Mg(OH)2 que realmente reaccionaron:0,78 ÷ 1,11 = 0,704 (70,4%). Multiplica la masa original de Mg(OH)2 por esta fracción para obtener la cantidad utilizada:65 × 0,704 = 45,78 g. Resta esto de la masa inicial para encontrar el exceso:65 – 45,78 = 19,21 g de Mg(OH)2 permanecer sin reaccionar.
