Definición de reactivo limitante
Dentro de la química y la estequiometría, existen factores o variables limitantes que determinan los resultados conocidos como reactivos limitantes . Los reactivos limitantes son ingredientes dentro de una reacción química que limitan la cantidad de producto elaborado durante una reacción química. Dentro de una reacción química, el elemento o compuesto que se agota o se consume primero es el reactivo limitante. Los reactivos limitantes también se denominan a veces reactivos limitantes. Las reacciones químicas requieren ciertas proporciones de sustancias que actúan como combustible que mantienen la reacción. Si una de esas sustancias se agota o se consume por completo, la reacción química no puede sostenerse y, por lo tanto, cesa, produciendo solo una cierta cantidad de un producto, mientras que queda un reactivo en exceso . Un reactivo en exceso es el reactivo que queda después de que la reacción se detiene cuando el reactivo limitante se consume por completo. Dentro de las reacciones químicas siempre hay un reactivo limitante y un reactivo en exceso a menos que las proporciones de los reactivos estén perfectamente equilibradas. La única forma de determinar cuál de las sustancias es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso es comparar sus proporciones con una ecuación química balanceada que representa la reacción química que esas sustancias están a punto de sufrir.
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Determinación del reactivo limitante
Es importante determinar el reactivo limitante en una reacción química porque también determina la cantidad de producto que resultará de la reacción y la cantidad de reactivo en exceso que quedará. Hay dos formas de determinar qué reactivo es el reactivo limitante: comparando la proporción de reactivos entre sí junto a una ecuación química equilibrada o comparando las cantidades de producto que puede producir cada reactivo.
Usando la comparación de reactivo
La comparación de las proporciones de los reactivos con una ecuación química equilibrada es el método más útil cuando se trata de determinar el reactivo limitante cuando solo hay dos reactivos. Para hacer esto, las cantidades de cada reactivo dadas en gramos deben compararse con la relación molar de los reactivos en la versión balanceada de la reacción química. Por ejemplo, considere la siguiente ecuación química balanceada que representa la reacción química entre propano ({eq} C_3H_8 {/ eq}) y oxígeno ({eq} O_2 {/ eq}) que produce agua ({eq} H_2O {/ eq} ) y dióxido de carbono ({eq} CO_2 {/ eq}). {eq} C_3H_8 + 5O_2 → 4H_2O + 3CO_2 {/ eq} Al observar la reacción química anterior, los coeficientes frente a cada molécula representan cuántas unidades o moles de esa molécula están presentes antes y después de la reacción química. La ecuación expresa que 1 mol de propano combinado con 5 moles de oxígeno produce 4 moles de agua y 3 moles de dióxido de carbono. Tenga en cuenta que a un químico que estudie esta reacción se le proporcionará propano y oxígeno. Esto significa que por cada mol de propano, se necesitan 5 moles de oxígeno para producir 3 moles de dióxido de carbono. Por lo tanto, la proporción de propano a oxígeno debe ser de 1: 5 para equilibrarse y no tener ningún reactivo en exceso. Sin embargo, un mol de propano no pesa lo mismo que un mol de oxígeno. Por tanto, resulta difícil utilizar esta relación cuando se trabaja con sustancias reales. Considere que un químico recibe propano y oxígeno y necesita determinar el reactivo limitante. El químico no puede contar los lunares dentro de cada muestra, pero el químico puede pesar cada una de las sustancias. Suponga que al químico se le dan 10 gramos de propano y 15 gramos de oxígeno. El químico debe seguir los siguientes pasos para determinar qué sustancia será el reactivo limitante: Paso 1 : Primero determine los pesos moleculares de cada mol porque un mol de propano no pesa lo mismo que un mol de oxígeno. El peso molecular es cuántos gramos (o uma) de un elemento o compuesto se encuentran en un mol de ese elemento o compuesto. El propano está formado por 3 átomos de carbono y 8 átomos de hidrógeno. La masa atómica de un átomo de carbono es 12 unidades de masa atómica y la masa atómica de un átomo de hidrógeno es 1 unidad de masa atómica. Por lo tanto, por cada molécula de propano, hay 44 unidades de masa atómica. Una molécula de oxígeno está formada por 2 átomos de oxígeno. La masa atómica del oxígeno es 16 amu, por lo tanto, una molécula de oxígeno es igual a 32 amu. La reacción química requiere 5 moles de oxígeno y por lo tanto requiere 160 uma de oxígeno. Paso 2 : Determine la relación de unidades de masa atómica entre cada uno de los reactivos en la ecuación química balanceada. Por lo tanto, por cada 44 amu de propano, es necesario que haya 160 amu de oxígeno para que la reacción se mantenga. Por lo tanto, la proporción debe ser de 3.63: 1 o 3.63 amu de oxígeno por cada 1 amu de propano. Paso 3 : Compare la proporción de unidades de masa atómica con la proporción que proporciona el químico en gramos. La proporción de 3.63: 1 amu se puede escalar a gramos y aún funciona. Entonces, si el químico recibe 15 gramos de oxígeno y 10 gramos de propano, la proporción es 1.5: 1 en gramos. Dado que la proporción de oxígeno es 1.5 en lugar del 3.63 necesario, no hay suficiente oxígeno para mantener la reacción química el tiempo suficiente para consumir todo el propano. Por lo tanto, el oxígeno es el reactivo limitante y el propano es el reactivo en exceso.
Uso de la comparación de producto
Otra estrategia que también funciona consiste en que el químico calcule cuánto producto producirá cada reactivo. El reactivo que produce la menor cantidad de producto es el reactivo limitante. Para hacer esto, el químico aún tendrá que considerar los pesos moleculares de los reactivos. Por cada mol de propano, la reacción química produce 3 moles de dióxido de carbono. Y por cada 5 moles de oxígeno, la reacción química también produce 3 moles de dióxido de carbono. El dióxido de carbono está formado por 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno. El carbono tiene una masa atómica de 12 amu y el oxígeno tiene una masa atómica de 16 amu. Por tanto, 1 mol de dióxido de carbono equivale a 44 uma. La ecuación química balanceada tiene 3 moles de dióxido de carbono y por lo tanto 132 uma de dióxido de carbono. Teniendo en cuenta las matemáticas del ejemplo anterior, esto significa que por cada 44 uma de propano y 160 uma de oxígeno, se producen 132 uma de dióxido de carbono en la reacción química. Nuevamente, esta relación sería la misma en gramos, ya que las unidades de masa atómica y los gramos son unidades de masa. Por lo tanto, amu se puede representar simplemente como gramos. Para este ejemplo, el químico recibe 25 gramos de propano y 150 gramos de oxígeno. En este ejemplo, los gramos deben convertirse en moles y, por lo tanto, la uma por mol se puede representar como gramos por mol. Considere la ecuación balanceada nuevamente: {eq} C_3H_8 + 5O_2 → 4H_2O + 3CO_2 {/ eq} Paso 1 : Convierta los gramos de los ingredientes proporcionados en moles. Convertir 25 gramos de propano en moles: {eq} Mol C_3H_8 = frac {gramos C_3H_8} {g / mol C_3H_8} = frac {25 g} {44g / mol} = 0.5681 mol {/ eq} Convertir 150 gramos de oxígeno en moles: {eq} Mol O_2 = frac {gramos O_2} {g / mol O_2} = frac {150 g} {32 g / mol} = 4.6875 mol {/ eq} Paso 2 : Multiplique los moles de cada reactivo a su proporción correspondiente con el producto dióxido de carbono. Esto determinará la cantidad de moles de dióxido de carbono que producirá cada reactivo. Cantidad de moles de dióxido de carbono producidos por 25 gramos de propano: {eq} Mol CO_2 = 0.5681 mol C_3H_8 cdot frac {3 mol CO_2} {1 mol C_3H_8} = 1.7043 mol CO_2 {/ eq} Cantidad de moles de dióxido de carbono producidos por 150 gramos de oxígeno: {eq} Mol CO_2 = 4.6875 mol O_2 cdot frac {3 mol CO_2} {5 mol O_2} = 2.8125 mol CO_2 {/ eq} Paso 3 : Determine el reactivo limitante comparando la cantidad de moles de dióxido de carbono que produce cada reactivo. El reactivo que produce la menor cantidad de dióxido de carbono es el reactivo limitante. Por lo tanto, para este ejemplo, el propano es el reactivo limitante y el oxígeno es el reactivo en exceso.
Fórmula de reactivo limitante
El reactivo limitante también se puede determinar más fácilmente si los reactivos ya se proporcionan en unidades de moles. Si se proporcionan unidades en moles, los moles de cada reactivo se pueden dividir por el coeficiente estequiométrico del reactivo de la ecuación balanceada. {eq} frac {Moles de reactivo} {Coeficiente de reactivo} {/ eq} Entonces, si se proporcionan 5 moles de propano y 10 moles de oxígeno, el reactivo limitante se puede determinar fácilmente con los siguientes pasos: Paso 1 : Determine la cantidad en moles de cada reactivo que se necesitan para producir dióxido de carbono al observar la ecuación química balanceada. {eq} C_3H_8 + 5O_2 → 4H_2O + 3CO_2 {/ eq} Al observar la misma ecuación química equilibrada, se necesita 1 mol de propano con 5 moles de oxígeno para producir 3 moles de dióxido de carbono. Paso 2 : A continuación, tome los moles de cada reactivo proporcionado y divídalos por el coeficiente estequiométrico (moles) que se encuentra en la ecuación química balanceada. {eq} frac {5C_3H_8} {1} = 5 {/ eq} {eq} frac {10O_2} {5} = 2 {/ eq} Mirando las matemáticas anteriores, el reactivo que tiene el cociente más bajo es el reactivo limitante. Por lo tanto, el oxígeno es el reactivo limitante y el propano es el reactivo en exceso.
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Ejemplos de reactivos limitantes
A continuación se muestran dos ejemplos más considerando la siguiente ecuación química balanceada: {eq} N_2 + 3H_2 → 2NH_3 {/ eq} En la ecuación química balanceada anterior, 1 mol de gas nitrógeno ({eq} N_2 {/ eq}) y 3 moles de gas hidrógeno ({eq} H_2 {/ eq}) producen 2 moles de gas amoniaco ({eq} NH_3 { / eq})
Ejemplo 1: Uso del método de comparación de reactivos para 20 gramos de gas nitrógeno y 40 gramos de gas hidrógeno.
Paso 1 : Primero determine los pesos moleculares de cada mol porque un mol de gas nitrógeno no pesa lo mismo que un mol de gas hidrógeno. Una molécula de nitrógeno gaseoso está formada por 2 átomos de nitrógeno. Los átomos de nitrógeno tienen una masa atómica de 14 uma. Por lo tanto, 1 mol de nitrógeno gaseoso equivale a 28 uma. Una molécula de hidrógeno gaseoso está formada por 2 átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno tienen una masa atómica de 1 uma. Por lo tanto, 1 mol de gas hidrógeno es igual a 2 amu. La ecuación química balanceada muestra 3 moles de gas hidrógeno que es igual a 6 amu. Paso 2 : Determine la relación de unidades de masa atómica entre cada uno de los reactivos en la ecuación química balanceada. Por lo tanto, por cada 28 amu de gas nitrógeno, es necesario que haya 6 amu de gas hidrógeno para que la reacción se mantenga. Por lo tanto, la relación debe ser de 4,67: 1 amu (nitrógeno: hidrógeno). Paso 3 : Compare la proporción de unidades de masa atómica con la proporción proporcionada en el ejemplo en gramos. La relación de 4,67: 1 amu se puede escalar a gramos porque ambas unidades son unidades de masa. Entonces, si al químico se le proporcionan 20 gramos de nitrógeno gaseoso y 40 gramos de hidrógeno, la proporción es 0.5: 1 en gramos (nitrógeno: hidrógeno). Sienta que la proporción de nitrógeno es 0,5 en lugar de 4,67, no hay suficiente nitrógeno para mantener la reacción química el tiempo suficiente para consumir todo el hidrógeno. Por tanto, el nitrógeno es el reactivo limitante.
Ejemplo 2: Usando el método que compara la cantidad de producto producido por los reactivos para 20 gramos de gas nitrógeno y 40 gramos de gas hidrógeno.
Paso 1 : Convierta los gramos de reactivos en moles. Conversión de 20 gramos de nitrógeno gaseoso en moles: {eq} Mol N_2 = frac {gramos N_2} {g / mol N_2} = frac {20 g} {28g / mol} = 0,7142 mol {/ eq} Conversión de 40 gramos de hidrógeno gaseoso en moles: {eq} Mol H_2 = frac {gramos H_2} {g / mol H_2} = frac {40 g} {2g / mol} = 20 mol {/ eq} Paso 2 : Multiplique los moles de cada reactivo a su proporción correspondiente con el gas amoniaco producto. Esto determinará la cantidad de moles de amoníaco que producirá cada reactivo. Cantidad de moles de amoníaco producidos por 20 gramos de gas nitrógeno: {eq} Mol NH_3 = 0,7142 mol N_2 cdot frac {2 mol NH_3} {1 mol N_2} = 1,43 mol NH_3 {/ eq} Cantidad de moles de amoníaco producidos por 40 gramos de gas oxígeno: {eq} Mol NH_3 = 20 mol H_2 cdot frac {2 mol NH_3} {3 mol H_2} = 13,33 mol NH_3 {/ eq} Paso 3 : Determine el reactivo limitante comparando la cantidad de moles de amoníaco que produce cada reactivo. El reactivo que produce la menor cantidad de amoníaco es el reactivo limitante. Por lo tanto, para este ejemplo, el gas nitrógeno sería el reactivo limitante y el gas hidrógeno sería el reactivo en exceso.
Resumen de la lección
En general, un reactivo limitante es un ingrediente en una reacción química que limita la cantidad de producto producido por la reacción. El reactivo limitante es el reactivo que se agota o se consume antes de que cese una reacción química. Para encontrar un reactivo limitante, se necesitan los pesos moleculares de los reactivos y productos junto con la ecuación química equilibrada y la cantidad de reactivos utilizados. El peso molecular es cuántos gramos de un elemento o compuesto se encuentran en un mol de esa sustancia. Una vez agotado el reactivo limitante, el reactivo que queda es el reactivo en exceso . En el ejemplo del propano y el oxígeno, si se proporcionan 10 gramos de propano por 30 gramos de oxígeno, el oxígeno sería el reactivo limitante. Esto se debe a que el oxígeno se consumiría primero, cesando la reacción química, dejando algo de propano como reactivo en exceso.
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