Réactif limitant - Limiting reagent

Le réactif limitant (ou réactif limitant ou agent limitant ) dans une réaction chimique est un réactif qui est totalement consommé lorsque la réaction chimique est terminée. La quantité de produit formé est limitée par ce réactif, puisque la réaction ne peut se poursuivre sans lui. Si un ou plusieurs autres réactifs sont présents en excès des quantités requises pour réagir avec le réactif limitant, ils sont décrits comme des réactifs en excès ou des réactifs en excès (xs).

Le réactif limitant doit être identifié pour calculer le pourcentage de rendement d'une réaction puisque le rendement théorique est défini comme la quantité de produit obtenue lorsque le réactif limitant réagit complètement. Compte tenu de l' équation chimique équilibrée , qui décrit la réaction, il existe plusieurs manières équivalentes d'identifier le réactif limitant et d'évaluer les quantités en excès des autres réactifs.

Méthode 1 : Comparaison des quantités de réactifs

Cette méthode est plus utile lorsqu'il n'y a que deux réactifs. Un réactif (A) est choisi et l'équation chimique équilibrée est utilisée pour déterminer la quantité de l'autre réactif (B) nécessaire pour réagir avec A. Si la quantité de B réellement présente dépasse la quantité requise, alors B est en excès et A est le réactif limitant. Si la quantité de B présente est inférieure à celle requise, alors B est le réactif limitant.

Exemple pour deux réactifs

Considérons la combustion du benzène , représentée par l' équation chimique suivante :

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

Cela signifie qu'il faut 15 moles d' oxygène moléculaire (O ₂ ) pour réagir avec 2 moles de benzène (C ₆ H ₆ )

La quantité d'oxygène nécessaire pour d'autres quantités de benzène peut être calculée en utilisant la multiplication croisée (la règle de trois). Par exemple, si 1,5 mol C ₆ H ₆ est présent, 11,25 mol O ₂ sont requis :

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

Si en fait 18 mol O ₂ sont présents, il y aura un excès de (18 - 11,25) = 6,75 mol d'oxygène n'ayant pas réagi lorsque tout le benzène est consommé. Le benzène est alors le réactif limitant.

Cette conclusion peut être vérifiée en comparant le rapport molaire de O ₂ et C ₆ H ₆ requis par l'équation équilibrée avec le rapport molaire réellement présent :

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

Puisque le rapport réel est plus grand que requis, O ₂ est le réactif en excès, ce qui confirme que le benzène est le réactif limitant.

Méthode 2 : Comparaison des quantités de produits pouvant être formées à partir de chaque réactif

Dans cette méthode, l'équation chimique est utilisée pour calculer la quantité d'un produit qui peut être formé à partir de chaque réactif dans la quantité présente. Le réactif limitant est celui qui peut former la plus petite quantité du produit considéré. Cette méthode peut être étendue à un nombre quelconque de réactifs plus facilement que la première méthode.

Exemple

20,0 g d' oxyde de fer (III) (Fe ₂ O ₃ ) sont mis à réagir avec 8,00 g d' aluminium (Al) dans la réaction de thermite suivante :

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

Étant donné que les quantités de réactifs sont données en grammes, elles doivent d'abord être converties en moles pour comparaison avec l'équation chimique, afin de déterminer combien de moles de Fe peuvent être produites à partir de l'un ou l'autre réactif.

• Moles de Fe pouvant être produites à partir du réactif 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 pouvant être produites à partir du réactif Al

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

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

Il y a assez d'Al pour produire 0,297 mol Fe, mais seulement assez de Fe ₂ O ₃ pour produire 0,250 mol Fe. Cela signifie que la quantité de Fe réellement produite est limitée par le Fe ₂ O ₃ présent, qui est donc le réactif limitant.

Raccourci

On voit d'après l'exemple ci-dessus que la quantité de produit (Fe) formé à partir de chaque réactif X (Fe ₂ O ₃ ou Al) est proportionnelle à la quantité

${\displaystyle {\frac {\mbox{Moles de réactif X }}{\mbox{Coefficient stoechiométrique du réactif X}}}}$

Cela suggère un raccourci qui fonctionne pour n'importe quel nombre de réactifs. Calculez simplement cette formule pour chaque réactif, et le réactif qui a la valeur la plus faible de cette formule est le réactif limitant. Nous pouvons appliquer ce raccourci dans l'exemple ci-dessus.

Voir également

• Facteur limitant

Les références

• Zumdahl, Steven S. Principes chimiques . 4e éd. New York : Houghton Mifflin Company, 2006. ISBN  0-618-37206-7 .