Reactivo limitante

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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. 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 abreviados como "xs").

El reactivo limitante debe identificarse para 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, hay 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 solo hay dos reactivos. Se elige un reactivo (A) y se usa 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

Considere 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 requerida para otras cantidades de benceno se puede calcular usando la multiplicación cruzada (la regla de tres). Por ejemplo, si hay 1,5 mol de C ₆ H ₆, se requieren 11,25 mol 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 hay presentes 18 mol de O ₂, habrá un exceso de (18 - 11,25) = 6,75 mol 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: ${displaystyle {frac {ce {mol,O2}}{ce {mol,C6H6}}}={frac {18 {ce {mol,O2}}}{1,5 { ce{mol,C6H6}}}}=12 {ce{mol,O2}}}$

Dado que la proporción real es mayor que la requerida, el O ₂ es el reactivo en exceso, 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 usa para calcular la cantidad de un producto que se puede formar a partir de cada reactivo en la cantidad presente. El reactivo limitante es el 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 los reactivos se dan en gramos, primero deben convertirse en moles para compararlos 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 ${displaystyle {begin{alineado}{ce {mol~Fe2O3}}&={frac {ce {gramos~Fe2O3}}{ce {g/mol~Fe2O3}}}\&={ fracción {20,0~{ce {g}}}{159,7~{ce {g/mol}}}}=0,125~{ce {mol}}end{alineado}}}$ ${displaystyle {ce {mol~Fe}}=0,125 {ce {mol~Fe2O3}}times {frac {ce {2~mol~Fe}}{ce {1~mol~Fe2O3} }}=0.250~{ce {mol~Fe}}}$
Moles de Fe que se pueden producir a partir del reactivo Al ${displaystyle {begin{alineado}{ce {mol~Al}}&={frac {ce {gramos~Al}}{ce {g/mol~Al}}}\&={ fracción {8,00~{ce {g}}}{26,98~{ce {g/mol}}}}=0,297~{ce {mol}}end{alineado}}}$ ${displaystyle {ce {mol~Fe}}=0,297~{ce {mol~Al}}times {frac {ce {2~mol~Fe}}{ce {2~mol~Al} }}=0,297~{ce {mol~Fe}}}$

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

Atajo

Puede verse en el ejemplo anterior que la cantidad de producto (Fe) formado a partir de cada reactivo X (Fe ₂ O ₃ o Al) es proporcional a la cantidad

{displaystyle {frac {mbox{Moles del reactivo X}}{mbox{Coeficiente estequiométrico del reactivo X}}}}

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

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