Reactivo limitante

Reactivo introducido en déficit, consumido totalmente y deteniendo la reacción química.

Masas iguales de hierro (Fe) y azufre (S) reaccionan para formar sulfuro de hierro (FeS), pero debido a su mayor peso atómico, el hierro es el reactivo limitante y una vez que se consume todo el hierro, parte del azufre permanece sin reaccionar.

El reactivo limitante (o reactivo limitante o agente limitante ) en una reacción química es un reactivo que se consume totalmente cuando se completa la reacción química. ^{[1] [2]} La cantidad de producto formado está limitada por este reactivo, ya que la reacción no puede continuar sin él. Si uno o más reactivos están presentes en exceso de las cantidades requeridas para reaccionar con el reactivo limitante, se describen como reactivos en exceso o reactivos en exceso (a veces abreviado como "xs"), o en abundancia . ^[3]

Se debe identificar el reactivo limitante para poder calcular el rendimiento porcentual de una reacción, ya que el rendimiento teórico se define como la cantidad de producto que se obtiene cuando el reactivo limitante reacciona completamente. Dada la ecuación química balanceada , que describe la reacción, existen varias formas equivalentes de identificar el reactivo limitante y evaluar las cantidades en exceso de otros reactivos.

Método 1: Comparación de cantidades de reactivos

Este método es más útil cuando sólo hay dos reactivos. Se elige un reactivo (A) y se utiliza la ecuación química balanceada para determinar la cantidad del otro reactivo (B) necesaria para reaccionar con A. Si la cantidad de B realmente presente excede la cantidad requerida, entonces B está en exceso y A es el reactivo limitante. Si la cantidad de B presente es menor que la requerida, entonces B es el reactivo limitante.

Ejemplo para dos reactivos

Consideremos la combustión del benceno , representada por la siguiente ecuación química :

${\displaystyle {\ce {2 C6H6(l) + 15 O2(g) -> 12 CO2(g) + 6 H2O(l)}}}$

Esto significa que se requieren 15 moles de oxígeno molecular (O _{2 ) para reaccionar con 2 moles de benceno (C 6} H ₆ ).

La cantidad de oxígeno necesaria para otras cantidades de benceno se puede calcular mediante multiplicación cruzada (la regla de tres). Por ejemplo, si están presentes 1,5 moles de C ₆ H ₆ , se requieren 11,25 moles de O _{2 :}

${\displaystyle 1.5\ {\ce {mol\,C6H6}}\times {\frac {15\ {\ce {mol\,O2}}}{2\ {\ce {mol\,C6H6}}}}=11.25\ {\ce {mol\,O2}}}$

Si de hecho están presentes 18 moles de O ₂ , habrá un exceso de (18 - 11,25) = 6,75 moles de oxígeno sin reaccionar cuando se consuma todo el benceno. El benceno es entonces el reactivo limitante.

Esta conclusión se puede verificar comparando la relación molar de O ₂ y C ₆ H ₆ requerida por la ecuación balanceada con la relación molar realmente presente:

• requerido: ${\displaystyle {\frac {\ce {mol\,O2}}{\ce {mol\,C6H6}}}={\frac {15\ {\ce {mol\,O2}}}{2\ {\ce {mol\,C6H6}}}}=7.5\ {\ce {mol\,O2}}}$
• actual: ${\displaystyle {\frac {\ce {mol\,O2}}{\ce {mol\,C6H6}}}={\frac {18\ {\ce {mol\,O2}}}{1.5\ {\ce {mol\,C6H6}}}}=12\ {\ce {mol\,O2}}}$

Como la proporción real es mayor que la requerida, el reactivo en exceso es O ₂ , lo que confirma que el benceno es el reactivo limitante.

Método 2: Comparación de las cantidades de producto que se pueden formar a partir de cada reactivo

En este método, la ecuación química se utiliza para calcular la cantidad de un producto que se puede formar a partir de cada reactivo en la cantidad presente. El reactivo limitante es aquel que puede formar la menor cantidad del producto considerado. Este método se puede extender a cualquier número de reactivos más fácilmente que el primer método.

Ejemplo

Se hacen reaccionar 20,0 g de óxido de hierro (III) (Fe ₂ O ₃ ) con 8,00 g de aluminio (Al) en la siguiente reacción de termita :

${\displaystyle {\ce {Fe2O3(s) + 2 Al(s) -> 2 Fe(l) + Al2O3(s)}}}$

Dado que las cantidades de reactivo se dan en gramos, primero se deben convertir a moles para compararlas con la ecuación química, a fin de determinar cuántos moles de Fe se pueden producir a partir de cualquiera de los reactivos.

• Moles de Fe que se pueden producir a partir del reactivo Fe ₂ O ₃

  ${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {mol~Fe2O3}}&={\frac {\ce {grams~Fe2O3}}{\ce {g/mol~Fe2O3}}}\\&={\frac {20.0~{\ce {g}}}{159.7~{\ce {g/mol}}}}=0.125~{\ce {mol}}\end{aligned}}}$

  ${\displaystyle {\ce {mol~Fe}}=0.125\ {\ce {mol~Fe2O3}}\times {\frac {\ce {2~mol~Fe}}{\ce {1~mol~Fe2O3}}}=0.250~{\ce {mol~Fe}}}$

• Moles de Fe que se pueden producir a partir del reactivo Al

  ${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {mol~Al}}&={\frac {\ce {grams~Al}}{\ce {g/mol~Al}}}\\&={\frac {8.00~{\ce {g}}}{26.98~{\ce {g/mol}}}}=0.297~{\ce {mol}}\end{aligned}}}$

  ${\displaystyle {\ce {mol~Fe}}=0.297~{\ce {mol~Al}}\times {\frac {\ce {2~mol~Fe}}{\ce {2~mol~Al}}}=0.297~{\ce {mol~Fe}}}$

Hay suficiente Al para producir 0,297 moles de Fe, pero sólo suficiente Fe ₂ O ₃ para producir 0,250 moles de Fe. Esto significa que la cantidad de Fe realmente producida está limitada por el Fe ₂ O ₃ presente, que es, por tanto, el reactivo limitante.

Atajo

Se puede ver en el ejemplo anterior que la cantidad de producto (Fe) formada a partir de cada reactivo X (Fe ₂ O ₃ o Al) es proporcional a la cantidad

${\displaystyle {\frac {\mbox{Moles of Reagent X }}{\mbox{Stoichiometric Coefficient of Reagent X}}}}$

Esto sugiere un atajo que funciona para cualquier número de reactivos. Simplemente calcule esta fórmula para cada reactivo, y el reactivo que tenga el valor más bajo de esta fórmula será el reactivo limitante. Podemos aplicar este atajo en el ejemplo anterior.

Ver también

• Factor limitante

Referencias

1. Olmsted, Juan; Williams, Gregory M. (1997). Química: la ciencia molecular. Aprendizaje de Jones y Bartlett. pag. 163.ISBN _  0815184506.
2. Zumdahl, Steven S. (2006). Principios químicos (4ª ed.). Nueva York: Compañía Houghton Mifflin. ISBN 0-618-37206-7.
3. Masterton, William L.; Hurley, Cecile N. (2008). Química: principios y reacciones (6 ed.). Aprendizaje Cengage. ISBN 978-0-495-12671-3.