Reactivo limitante

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 (O₂ ₎ para reaccionar con 2 moles de benceno _{( C₆H₆} ) .

La cantidad de oxígeno necesaria para otras cantidades de benceno se puede calcular mediante la _{multiplicación} cruzada (la regla de tres). Por ejemplo, si hay 1,5  mol de C₆H₆ _, se requieren 11,25 mol de O₂ _: 

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

Si efectivamente hay 18  moles de O₂ _presentes , habrá un exceso de (18 - 11,25) = 6,75  moles de oxígeno sin reaccionar cuando se consuma todo el benceno. En ese caso, el benceno es 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 O₂ _es el reactivo en exceso, lo que confirma que el benceno es el reactivo limitante.

Se hacen reaccionar 20,0 g de óxido de hierro (III) (Fe₂O₃ _{) con} 8,00 g de aluminio (Al) en la siguiente reacción 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 a moles para compararlas con la ecuación química, con el fin de determinar cuántos moles de Fe se pueden producir a partir de cada reactivo.

• _Moles de Fe que se pueden producir a partir del reactivo _Fe₂O₃

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

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

• 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 mol de  Fe, pero solo suficiente _Fe₂O₃ para producir 0,250 mol _de Fe. Esto significa que la cantidad de Fe producida está limitada por el Fe₂O₃ _presente , que es, por lo tanto, el reactivo _limitante . 

_{Como se} puede observar en el ejemplo anterior, la cantidad de producto (Fe) formado a partir de cada reactivo X (Fe₂O₃ o _Al ) es proporcional a la cantidad

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

Este valor representa el grado de reacción necesario para consumir cada reactivo hasta cero. El reactivo que disminuye a cero moles con el menor grado de reacción es el reactivo limitante. El valor del grado de reacción se puede multiplicar por los coeficientes estequiométricos de los demás reactivos y productos para determinar las cantidades de cada sustancia química una vez completada la reacción.