Por Riti Gupta
Actualizado el 30 de agosto de 2022
En una reacción química, el reactivo que se consume por completo primero detiene la reacción. Ese reactivo se conoce como reactivo limitante (o reactivo limitante). El reactivo restante, si lo hay, se llama reactivo en exceso. .
En la mayoría de los entornos de laboratorio, los reactivos se agregan en cantidades que no coinciden con las relaciones estequiométricas exactas que se muestran en la ecuación balanceada. Comprender qué especies son limitantes ayuda a los químicos a predecir el rendimiento de los productos, diseñar procesos de ampliación y evitar desperdicios costosos.
La ecuación balanceada para la síntesis de urea es:
\(2\mathrm{NH}_3(g)+\mathrm{CO}_2(g) \rightarrow (\mathrm{NH}_2)_2\mathrm{CO}(aq)+\mathrm{H}_2\mathrm{O}(l)\)
Según los coeficientes, 2 moles de amoníaco reaccionan con 1 mol de dióxido de carbono. Supongamos que agregamos 4mol de \(\mathrm{CO}_2\) y 12mol de \(\mathrm{NH}_3\).
Calcule el amoníaco necesario para 4mol de dióxido de carbono:
\(4\text{ mol }\mathrm{CO}_2\left(\dfrac{2\text{ mol }\mathrm{NH}_3}{1\text{ mol }\mathrm{CO}_2}\right)=8\text{ mol }\mathrm{NH}_3\)
Sólo se necesitan 8 moles de amoníaco, quedando 4 moles sin utilizar. Por lo tanto, el dióxido de carbono es el reactivo limitante y el amoníaco está en exceso.
Alternativamente, determine cuánto dióxido de carbono se necesitaría para 12 moles de amoníaco:
\(12\text{ mol }\mathrm{NH}_3\left(\dfrac{1\text{ mol }\mathrm{CO}_2}{2\text{ mol }\mathrm{NH}_3}\right)=6\text{ mol }\mathrm{CO}_2\)
Debido a que solo están presentes 4 moles de \(\mathrm{CO}_2\), se llega a la misma conclusión:el dióxido de carbono limita la reacción.
La ecuación balanceada es:
\(2\mathrm{Al}+3\mathrm{Cl}_2 \rightarrow 2\mathrm{AlCl}_3\)
Dados 25 g de aluminio y 32 g de cloro gaseoso, convierta las masas a moles:
Aluminio:\(25\text{ g }\mathrm{Al}\left(\dfrac{1\text{ mol }\mathrm{Al}}{26.98\text{ g }\mathrm{Al}}\right)=0.93\text{ mol }\mathrm{Al}\)
Cloro:\(32\text{ g }\mathrm{Cl}_2\left(\dfrac{1\text{ mol }\mathrm{Cl}_2}{70.90\text{ g }\mathrm{Cl}_2}\right)=0.45\text{ mol }\mathrm{Cl}_2\)
Determine el cloro necesario para consumir todo el aluminio:
\(0,93\text{ mol }\mathrm{Al}\left(\dfrac{3\text{ mol }\mathrm{Cl}_2}{2\text{ mol }\mathrm{Al}}\right)=1,40\text{ mol }\mathrm{Cl}_2\)
Sólo están disponibles 0,45 moles de cloro, por lo que el cloro es el reactivo limitante. El reactivo excedente es aluminio.
Verificación:Moles de aluminio necesarios para todo el cloro:
\(0,45\text{ mol }\mathrm{Cl}_2\left(\dfrac{2\text{ mol }\mathrm{Al}}{3\text{ mol }\mathrm{Cl}_2}\right)=0,30\text{ mol }\mathrm{Al}\)
Dado que están presentes 0,93 moles de aluminio, la conclusión no cambia.
El reactivo limitante está determinado por las cantidades reales de reactivos utilizados, no solo por los coeficientes estequiométricos. Calcular la relación entre los moles disponibles y la relación estequiométrica siempre revelará qué especies limitan la formación del producto.
