Get reliable answers to your questions at Westonci.ca, where our knowledgeable community is always ready to help. Get immediate answers to your questions from a wide network of experienced professionals on our Q&A platform. Experience the convenience of finding accurate answers to your questions from knowledgeable experts on our platform.
Sagot :
Para resolver este problema, sigamos los siguientes pasos:
1. Escribamos la ecuación balanceada de la reacción:
[tex]\[ N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \][/tex]
2. Determinar las cantidades iniciales de los reactivos:
- Moles iniciales de [tex]\( N_2 \)[/tex]: 0.5 moles
- Moles iniciales de [tex]\( H_2 \)[/tex]: 1.0 moles
3. Determinar las proporciones estequiométricas de la reacción:
- De la ecuación balanceada, sabemos que 1 mol de [tex]\( N_2 \)[/tex] reacciona con 3 moles de [tex]\( H_2 \)[/tex].
4. Calcular cuántas reacciones pueden ocurrir con cada reactivo:
- Para [tex]\( N_2 \)[/tex]:
[tex]\[ \text{Reacciones posibles con } N_2 = \frac{0.5 \text{ moles } N_2}{1 \text{ mol } N_2} = 0.5 \text{ reacciones} \][/tex]
- Para [tex]\( H_2 \)[/tex]:
[tex]\[ \text{Reacciones posibles con } H_2 = \frac{1.0 \text{ moles } H_2}{3 \text{ moles } H_2} = \frac{1.0}{3} \approx 0.333 \text{ reacciones} \][/tex]
5. Identificar el reactivo limitante:
- El reactivo limitante es aquel que permite realizar menos reacciones. En este caso, [tex]\( H_2 \)[/tex] permite realizar aproximadamente 0.333 reacciones, mientras que [tex]\( N_2 \)[/tex] permite 0.5 reacciones.
- Por lo tanto, el reactivo limitante es [tex]\( H_2 \)[/tex].
6. Determinar el reactivo en exceso:
- Dado que [tex]\( H_2 \)[/tex] es el reactivo limitante, [tex]\( N_2 \)[/tex] será el reactivo en exceso.
7. Calcular los moles del producto [tex]\( NH_3 \)[/tex] formados:
- Usamos el número de reacciones posibles con el reactivo limitante [tex]\( H_2 \)[/tex]:
[tex]\[ \text{Moles de } NH_3 \text{ producidos} = 2 \times 0.333 = 0.666 \text{ moles} \][/tex]
8. Calcular los moles restantes del reactivo en exceso:
- Moles iniciales de [tex]\( N_2 \)[/tex]: 0.5 moles
- Moles de [tex]\( N_2 \)[/tex] usados en 0.333 reacciones:
[tex]\[ \text{Moles de } N_2 \text{ usados} = 0.333 \text{ reacciones} \times 1 \text{ mol}$ N_2 \text{ por reacción} = 0.333 \text{ moles} \][/tex]
- Moles restantes de [tex]\( N_2 \)[/tex]:
[tex]\[ Moles \, restantes \, de \, N_2 = 0.5 - 0.333 = 0.167 \text{ moles} \][/tex]
9. Los moles restantes de [tex]\( H_2 \)[/tex]:
- Dado que [tex]\( H_2 \)[/tex] es el reactivo limitante, no hay [tex]\( H_2 \)[/tex] restante. Por lo tanto, hay 0 moles de [tex]\( H_2 \)[/tex] restantes.
Resumiendo, la solución es:
- Reactivo limitante: [tex]\( H_2 \)[/tex]
- Reactivo en exceso: [tex]\( N_2 \)[/tex]
- Moles de [tex]\( NH_3 \)[/tex] producidos: 0.666 moles
- Moles restantes de [tex]\( N_2 \)[/tex]: 0.167 moles
- Moles restantes de [tex]\( H_2 \)[/tex]: 0 moles
1. Escribamos la ecuación balanceada de la reacción:
[tex]\[ N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \][/tex]
2. Determinar las cantidades iniciales de los reactivos:
- Moles iniciales de [tex]\( N_2 \)[/tex]: 0.5 moles
- Moles iniciales de [tex]\( H_2 \)[/tex]: 1.0 moles
3. Determinar las proporciones estequiométricas de la reacción:
- De la ecuación balanceada, sabemos que 1 mol de [tex]\( N_2 \)[/tex] reacciona con 3 moles de [tex]\( H_2 \)[/tex].
4. Calcular cuántas reacciones pueden ocurrir con cada reactivo:
- Para [tex]\( N_2 \)[/tex]:
[tex]\[ \text{Reacciones posibles con } N_2 = \frac{0.5 \text{ moles } N_2}{1 \text{ mol } N_2} = 0.5 \text{ reacciones} \][/tex]
- Para [tex]\( H_2 \)[/tex]:
[tex]\[ \text{Reacciones posibles con } H_2 = \frac{1.0 \text{ moles } H_2}{3 \text{ moles } H_2} = \frac{1.0}{3} \approx 0.333 \text{ reacciones} \][/tex]
5. Identificar el reactivo limitante:
- El reactivo limitante es aquel que permite realizar menos reacciones. En este caso, [tex]\( H_2 \)[/tex] permite realizar aproximadamente 0.333 reacciones, mientras que [tex]\( N_2 \)[/tex] permite 0.5 reacciones.
- Por lo tanto, el reactivo limitante es [tex]\( H_2 \)[/tex].
6. Determinar el reactivo en exceso:
- Dado que [tex]\( H_2 \)[/tex] es el reactivo limitante, [tex]\( N_2 \)[/tex] será el reactivo en exceso.
7. Calcular los moles del producto [tex]\( NH_3 \)[/tex] formados:
- Usamos el número de reacciones posibles con el reactivo limitante [tex]\( H_2 \)[/tex]:
[tex]\[ \text{Moles de } NH_3 \text{ producidos} = 2 \times 0.333 = 0.666 \text{ moles} \][/tex]
8. Calcular los moles restantes del reactivo en exceso:
- Moles iniciales de [tex]\( N_2 \)[/tex]: 0.5 moles
- Moles de [tex]\( N_2 \)[/tex] usados en 0.333 reacciones:
[tex]\[ \text{Moles de } N_2 \text{ usados} = 0.333 \text{ reacciones} \times 1 \text{ mol}$ N_2 \text{ por reacción} = 0.333 \text{ moles} \][/tex]
- Moles restantes de [tex]\( N_2 \)[/tex]:
[tex]\[ Moles \, restantes \, de \, N_2 = 0.5 - 0.333 = 0.167 \text{ moles} \][/tex]
9. Los moles restantes de [tex]\( H_2 \)[/tex]:
- Dado que [tex]\( H_2 \)[/tex] es el reactivo limitante, no hay [tex]\( H_2 \)[/tex] restante. Por lo tanto, hay 0 moles de [tex]\( H_2 \)[/tex] restantes.
Resumiendo, la solución es:
- Reactivo limitante: [tex]\( H_2 \)[/tex]
- Reactivo en exceso: [tex]\( N_2 \)[/tex]
- Moles de [tex]\( NH_3 \)[/tex] producidos: 0.666 moles
- Moles restantes de [tex]\( N_2 \)[/tex]: 0.167 moles
- Moles restantes de [tex]\( H_2 \)[/tex]: 0 moles
Thank you for your visit. We're committed to providing you with the best information available. Return anytime for more. We hope you found this helpful. Feel free to come back anytime for more accurate answers and updated information. Thank you for choosing Westonci.ca as your information source. We look forward to your next visit.
