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Soluciones de Reactivo limitante
1. Se mezclan 12 gramos de C2H4(OH)2 y 12 gramos de O2 para
obtener CO2 y H2O según la siguiente reacción:
1 C2H4(OH)2 + 5/2 O2  2 CO2 + 3 H2O
Indicar si la reacción propuesta tiene lugar en la proporción
estequiométrica o bien hay un reactivo limitante y un
reactivo en exceso. En este último caso, identificar cada
uno de ellos.
Lo primero que debemos hacer es igualar la reacción. En este
caso la reacción ya está igualada.
Por tanto, sabemos que se necesita 1 mol de C2H4(OH)2 por
cada 5/2 moles de O2.
Puesto que nos dan la masa de cada uno de los reactivos,
necesitamos calcular el número de moles iniciales de cada uno
de ellos.
Para ello necesitamos el peso molecular de cada uno de los
reactivos.
M(C2H4(OH)2) = 2 x M(C) + 6 x M(H) + 2 x M(O)=
=2 x 12 g/mol + 6 x 1 g/mol + 2 x 16 g/mol= 62 g/mol
M (O2)= 2 x M(O)= 2 x 16 g/mol= 32 g/mol
Cálculo del número de moles de cada reactivo.
1 mol O2
 0.38 moles O2
32 g O2
1 mol C 2 H 4 (OH) 2
12 g C 2 H 4 (OH) 2 
 0.19 mol C 2 H 4 (OH) 2
62 g C 2 H 4 (OH) 2
12 g O2 
Es decir, inicialmente tenemos 0.19 moles de C2H4(OH)2 y 0.38
moles de O2
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Ahora calculamos el número de moles de O2 por mol de
C2H4(OH)2:
0.38 moles O 2
moles de O 2
 2 .0
0.19 moles C 2 H 4 (OH) 2
mol de C 2 H 4 (OH) 2
Dado que tenemos menos de 2.5 moles de O2 por cada mol de
C2H4(OH)2, la reacción no tiene lugar en proporciones
estequiométricas.
El reactivo limitante es el O2.
El reactivo en exceso es el C2H4(OH)2.
2. Se mezclan 1206 gramos de HClO4 y 284 gramos de P4O10
para obtener H3PO4 y Cl2O7 según la siguiente reacción:
12 HClO4 + 1 P4O10  4 H3PO4 + 6 Cl2O7
Indicar si la reacción propuesta tiene lugar en la proporción
estequiométrica o bien hay un reactivo limitante y un
reactivo en exceso. En este último caso, identificar cada
uno de ellos.
Lo primero que debemos hacer es igualar la reacción. En este
caso la reacción ya está igualada.
Por tanto, sabemos que se necesita 12 moles de HClO4 por cada
mol de P4O10 .
Puesto que nos dan la masa de cada uno de los reactivos,
necesitamos calcular el número de moles iniciales de cada uno
de ellos.
Para ello necesitamos el peso molecular de cada uno de los
reactivos.
M(HClO4) = 1 x M(H) + 1 x M(Cl) + 4 x M(O)=
=1 x 1 g/mol + 1 x 35.5 g/mol + 4 x 16 g/mol= 100.5 g/mol
M (P4O10)= 4 x M(P) + 10 x M(O)= = 4 x 31 g/mol + 10 x 16 g/mol
= 284 g/mol
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Cálculo del número de moles de cada reactivo.
1206 g HClO 4 
284 g P4 O 10 
1 mol HClO 4
 12 mol HClO 4
100.5 g HClO 4
1 mol P4 O 10
 1 mol P4 O 10
284 g P4 O 10
Es decir, inicialmente tenemos 12 moles de HClO4 y 1 mol de
P4O10.
Ahora calculamos el número de moles de HClO4 por mol de
P4O10 :
12 mol HClO 4
moles de HClO 4
 12
1 mol P4 O 10
mol de P4 O 10
La reacción tiene lugar en proporciones estequiométricas.
No hay reactivo limitante ni reactivo en exceso
3. Se mezclan 100 gramos de Na2CO3 , 50 gramos de C y 50
gramos de N2 para obtener NaCN y CO según la siguiente
reacción:
1 Na2CO3 + 4 C + 1 N2  2 NaCN + 3 CO
Indicar si la reacción propuesta tiene lugar en la proporción
estequiométrica o bien hay un reactivo limitante y un
reactivo en exceso. En este último caso, identificar cada
uno de ellos.
Lo primero que debemos hacer es igualar la reacción. En este
caso la reacción ya está igualada.
Por tanto, sabemos que se necesitan 4 moles de C y 1 mol de
N2 por cada mol de Na2CO3.
Puesto que nos dan la masa de cada uno de los reactivos,
necesitamos calcular el número de moles iniciales de cada uno
de ellos.
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Para ello necesitamos el peso molecular de cada uno de los
reactivos.
M(Na2CO3) = 2 x M(Na) + 1 x M(C) + 3 x M(O)=
=2 x 23 g/mol + 1 x 12 g/mol + 3 x 16 g/mol= 106 g/mol
M (C)= 12 g/mol
M(N2) = 2 x M(N) = 2 x 14 g/mol = 28 106 g/mol
Cálculo del número de moles de cada reactivo.
100 g Na 2 CO3 
50 g C 
1 mol Na 2 CO 4
 0.94 mol Na 2 CO3
106 g Na 2 CO
1 mol C
 4.17 moles C
12 g C
50 g N 2 
1 mol N 2
 1.79 moles N 2
28 g N 2
Es decir, inicialmente tenemos 0.94 moles de Na2CO3
moles de C y 1.79 moles de N2.
,
4.17
Ahora calculamos el número de moles de C y N2 por mol de
Na2CO3 :
4.17 moles C
moles de C
 4.43
0.94 moles Na 2 CO 3
mol de Na 2 CO 3
1.79 moles N 2
moles de N 2
 1.90
0.94 moles Na 2 CO 3
mol de Na 2 CO 3
Dado que tenemos más de 4 moles de C y más de 1 mol de N2
por cada mol de Na2CO3, la reacción no tiene lugar en
proporciones estequiométricas.
El reactivo limitante es el Na2CO3.
Los reactivos en exceso son el C y el N2.
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