En la reacción de Fe + S -> FeS, si tenemos 34 g de Fe y 93 g de S, ¿cuál es el reactivo limitante?

Aquí está la solución para la pregunta 1.

Paso 1: Escribir la ecuación química balanceada y determinar las masas molares.
La reacción dada es:

$$\text{Fe} + \text{S} \longrightarrow \text{FeS}$$

La ecuación ya está balanceada.

Ahora, calculamos las masas molares de los reactivos y el producto:

• Masa molar de Fe (Hierro): $M_{\text{Fe}} = 55.845 \text{ g/mol}$
• Masa molar de S (Azufre): $M_{\text{S}} = 32.06 \text{ g/mol}$
• Masa molar de FeS (Sulfuro de hierro (II)): $M_{\text{FeS}} = M_{\text{Fe}} + M_{\text{S}} = 55.845 \text{ g/mol} + 32.06 \text{ g/mol} = 87.905 \text{ g/mol}$

Paso 2: Convertir las masas dadas de los reactivos a moles.
Se tienen 34 g de Fe y 93 g de S.

• Moles de Fe: $$\text{Moles de Fe} = \frac{34 \text{ g Fe}}{55.845 \text{ g/mol Fe}} \approx 0.6088 \text{ mol Fe}$$
• Moles de S: $$\text{Moles de S} = \frac{93 \text{ g S}}{32.06 \text{ g/mol S}} \approx 2.901 \text{ mol S}$$

Paso 3: Determinar el reactivo limitante (parte a).
Según la ecuación balanceada, 1 mol de Fe reacciona con 1 mol de S.
Comparamos la cantidad de moles de cada reactivo:

• Tenemos $0.6088 \text{ mol}$ de Fe.
• Tenemos $2.901 \text{ mol}$ de S. Dado que la proporción estequiométrica es 1:1, el reactivo con menor cantidad de moles es el limitante. $0.6088 \text{ mol Fe} < 2.901 \text{ mol S}$ Por lo tanto, el reactivo limitante es: