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| Hola gente, ¿cómo están? Yo soy Nahuel Da Ré y les traigo un nuevo capítulo de nuestra saga educativa de química. Hoy vamos a dar un paso muy importante: aprender a identificar el reactivo limitante y a calcular el rendimiento de una reacción química. | Hi people, how are you? I’m Nahuel Da Ré and I bring you a new chapter of our chemistry educational saga. Today we take an important step: learning to identify the limiting reactant and calculate the yield of a chemical reaction. |
🔄 Repaso rápido / 🔄 Quick recap
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| Hasta ahora hemos recorrido varios temas: 1. 👉 La química desde cero 2. 👉 Conociendo lo que hay dentro del átomo 3. 👉 Cómo los átomos se combinan 4. 👉 La tabla periódica: el mapa mágico de los elementos 5. 👉 Cómo leer la información de un elemento 6. 👉 Las familias de elementos 7. 👉 Propiedades periódicas de la tabla 8. 👉 Cómo resolver ejercicios de química 9. 👉 Porcentajes en compuestos 10. 👉 Estructuras de Lewis 11. 👉 Tipos de reacciones químicas 12. 👉 Balanceo de ecuaciones |
So far we have covered several topics: 1. 👉 Chemistry from scratch 2. 👉 Inside the atom 3. 👉 How atoms combine 4. 👉 The periodic table: the magical map 5. 👉 How to read an element’s information 6. 👉 Element families 7. 👉 Periodic properties of the table 8. 👉 How to solve chemistry exercises 9. 👉 Percentages in compounds 10. 👉 Lewis structures 11. 👉 Types of chemical reactions 12. 👉 Balancing equations |
⚖️ ¿Qué es el reactivo limitante? / ⚖️ What is the limiting reactant?
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| Cuando mezclamos dos o más reactivos, uno de ellos se consume primero: ese es el reactivo limitante, porque es el que “limita” cuánto producto puede formarse. El otro queda en exceso. 👉 Ejemplo cotidiano: si tengo 10 panes y 4 fetas de jamón, solo puedo hacer 4 sándwiches. El jamón es el limitante. |
When mixing two or more reactants, one of them is consumed first: this is the limiting reactant, because it “limits” how much product can form. The other remains in excess. 👉 Everyday example: if I have 10 pieces of bread and 4 slices of ham, I can only make 4 sandwiches. Ham is the limiting reactant. |
📊 Ejemplo práctico en química / 📊 Practical example in chemistry
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Reacción: 2H₂ + O₂ → 2H₂ODisponemos de: - 5 moles de H₂ - 2 moles de O₂ Según la ecuación: - Con 2 moles de O₂ necesito 4 moles de H₂. - Tengo 5 moles de H₂, sobra 1 mol. 👉 El O₂ es el limitante. Máximo producto: 4 moles de H₂O. |
Reaction: 2H₂ + O₂ → 2H₂OWe have: - 5 moles of H₂ - 2 moles of O₂ According to the equation: - With 2 moles of O₂ we need 4 moles of H₂. - We have 5 moles of H₂, so 1 mol is left over. 👉 O₂ is the limiting reactant. Maximum product: 4 moles of H₂O. |
🔍 Recordatorio: ¿Qué es un mol? / 🔍 Reminder: What is a mole?
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| El mol es la unidad usada en química para contar partículas muy pequeñas. 1 mol = 6.022 × 10²³ partículas. 👉 Ejemplo: - 1 mol de agua (H₂O) ≈ 18 g = 6.022 × 10²³ moléculas. - 1 mol de oxígeno (O₂) ≈ 32 g = 6.022 × 10²³ moléculas. |
The mole is the unit used in chemistry to count very small particles. 1 mole = 6.022 × 10²³ particles. 👉 Example: - 1 mole of water (H₂O) ≈ 18 g = 6.022 × 10²³ molecules. - 1 mole of oxygen (O₂) ≈ 32 g = 6.022 × 10²³ molecules. |
📉 Rendimiento teórico vs. real / 📉 Theoretical vs. actual yield
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| - Rendimiento teórico: lo máximo que se puede obtener si todo sale perfecto. - Rendimiento real: lo que se obtiene en el laboratorio (siempre menor). 👉 Fórmula: % Rendimiento = (Rendimiento real / Rendimiento teórico) × 100 |
- Theoretical yield: the maximum possible if everything goes perfectly. - Actual yield: what is actually obtained in the lab (always less). 👉 Formula: % Yield = (Actual yield / Theoretical yield) × 100 |
🧪 Ejemplo de rendimiento / 🧪 Yield example
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Reacción:CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂OTeórico: 44 g de CO₂. Real: 40 g de CO₂. % Rendimiento = (40 / 44) × 100 = 90.9% |
Reaction:CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂OTheoretical: 44 g of CO₂. Actual: 40 g of CO₂. % Yield = (40 / 44) × 100 = 90.9% |
⚠️ Errores comunes / ⚠️ Common mistakes
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- No balancear la ecuación antes de calcular. - Confundir el reactivo limitante con el exceso. - Usar masas sin pasarlas a moles. |
- Not balancing the equation before calculations. - Confusing limiting with excess reactant. - Using masses without converting to moles. |
🧩 Ejercicio guiado / 🧩 Guided exercise
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Reacción: N₂ + 3H₂ → 2NH₃Disponemos de: - 10 moles de N₂ - 20 moles de H₂ 1. Relación: 1 : 3. 2. Para 10 N₂ necesito 30 H₂, pero solo tengo 20. 👉 El H₂ es el limitante. Máximo producto: ≈ 13.3 moles de NH₃. Si obtengo 12 moles reales: % Rendimiento = (12 / 13.3) × 100 ≈ 90.2% |
Reaction: N₂ + 3H₂ → 2NH₃We have: - 10 moles of N₂ - 20 moles of H₂ 1. Ratio: 1 : 3. 2. For 10 N₂ I need 30 H₂, but I only have 20. 👉 H₂ is the limiting reactant. Maximum product: ≈ 13.3 moles of NH₃. If I get 12 moles in practice: % Yield = (12 / 13.3) × 100 ≈ 90.2% |
🌟 Conclusión / 🌟 Conclusion
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| El reactivo limitante determina cuánto producto se puede formar y el rendimiento mide la eficiencia de la reacción. Estos conceptos son fundamentales en la química académica, la industria y hasta la vida cotidiana. | The limiting reactant determines how much product can form and yield measures the efficiency of the reaction. These concepts are fundamental in academic chemistry, industry, and even daily life. |
🚀 Lo que viene / 🚀 What’s next
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| En el próximo capítulo veremos cómo aplicar estos cálculos a problemas de la vida real como la combustión de combustibles o la fotosíntesis. | In the next chapter we will apply these calculations to real-life problems such as fuel combustion or photosynthesis. |
✍️ Créditos: Texto y formato asistidos; ejemplos adaptados para aprendizaje progresivo. | ✍️ Credits: Text and formatting assisted; examples adapted for progressive learning.