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4.2:

Reagente Limitante

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Chemistry
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JoVE Core Chemistry
Limiting Reactant

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Numa reação química, os reagentes interagem uns com os outros para formarem produtos. O reagente que é completamente consumido é o reagente limitador, e o reagente presente numa quantidade superior à necessária para reagir completamente com o reagente limitador é o reagente em excesso. É uma estabelecer a analogia com uma receita para compreender estes conceitos.Aqui, uma xícara de farinha, 2 ovos e 3 colheres de sopa de açúcar fazem cinco waffles. Se houver 3 xícaras de farinha, 4 ovos e 8 colheres de sopa de açúcar, quantas waffles podem ser feitas. Existe farinha suficiente para fazer 15 waffles e açúcar suficiente para fazer 13 1/3 waffles.Contudo, apenas existem ovos suficientes para 10 waffles. Aqui, o ovo é o reagente limitador porque permite o menor número de waffles, enquanto a farinha e o açúcar estão em excesso. Agora consideremos a reação de combustão entre o metano e o oxigênio para produzirem dióxido de carbono e água.Recordemos que os coeficientes de uma equação equilibrada representam as quantidades estequiométricas dos reagentes e dos produtos. Portanto, a proporção estequiométrica de moles do metano para o dióxido de carbono é de um para um, e a do oxigénio para o dióxido de carbono é de dois para um. Suponhamos que existem 80 gramas de metano e 128 gramas de oxigénio.Qual é o reagente limitador e que quantidade de dióxido de carbono se irá formar. Em primeiro lugar, as massas dos reagentes têm de ser convertidas em mols utilizando as suas massas molares. Estequiometricamente, 5 mols de metano produzem 5 mols de dióxido de carbono, enquanto 4 moles de oxigênio produzem apenas 2 moles de dióxido de carbono.Uma vez que o oxigênio produz a menor quantidade de dióxido de carbono, é o reagente limitador, enquanto o metano é o reagente em excesso. Sabendo o reagente limitador, o número de mols do produto pode ser convertido em gramas. Desta forma, podem ser produzidos 88 gramas de dióxido de carbono.Mas qual é a quantidade de metano que não é reagida, a proporção molar do metano para oxigênio indica que quatro mols de oxigênio reagiriam completamente com 2 mols de metano. Assim, 3 mols de metano não reagido estão em excesso.

4.2:

Reagente Limitante

As quantidades relativas de reagentes e produtos representados em uma equação química equilibrada são muitas vezes referidas como quantidades estequiométricas. No entanto, na realidade, os reagentes nem sempre estão presentes nas quantidades estequiométricas indicadas pela equação equilibrada.

Em uma reação química, o reagente que é consumido primeiro, e limita a quantidade de produto formado, é o reagente limitante, enquanto que a outra substância se torna no reagente em excesso. Um excesso de um ou mais reagentes é frequentemente utilizado para garantir a conversão completa do outro reagente no produto.

Considere a reação para a formação de água representada pela equação:

Eq1

A equação equilibrada mostra a reação do hidrogénio e do oxigénio em uma relação estequiométrica de 2:1. Se esses reagentes forem fornecidos em qualquer outra quantidade, um dos reagentes será quase sempre totalmente consumido, limitando assim a quantidade de produto que pode ser formada. Esta substância é o reagente limitante e a outra substância é o reagente em excesso. A identificação dos reagentes limitantes e em excesso para uma determinada situação requer a determinação das quantidades molares de cada reagente fornecido e a comparação das mesmas com as quantidades estequiométricas representadas na equação química equilibrada. 

A estequiometria indica que dois moles de hidrogénio e um mole de oxigénio reagem para produzir dois moles de água, ou seja, hidrogénio e oxigénio combinam-se em uma razão de 2:1. Imagine se estiverem presentes 5 moles de hidrogénio e 2 moles de oxigénio. A razão entre os reagentes é agora de 5:2 (ou 2,5:1), que é maior do que a relação estequiométrica de 2:1. O hidrogénio, portanto, está presente em excesso e o oxigénio é o reagente limitante. A reação de todo o oxigénio fornecido (2 mol) irá consumir 4 mol dos 5 mol de hidrogénio fornecidos, deixando 1 mol de hidrogénio sem reagir. Computar as quantidades molares de cada reagente fornecido e compará-las com as quantidades estequiométricas representadas na equação química equilibrada é uma forma de identificar o reagente limitante e o em excesso.

Uma abordagem alternativa envolve o cálculo da quantidade de produto formado em moles de cada reagente, de acordo com a estequiometria da reação e, em seguida, comparar as quantidades. O reagente que produz uma quantidade menor de moles de produto é o reagente limitante. Por exemplo, a reação completa de cinco moles de hidrogénio produziria:

Eq2

Da mesma forma, a reação completa de dois moles de oxigénio produziria:

Eq3

O oxigénio produz menos moles de água e, por conseguinte, o oxigénio é o reagente limitante. O oxigénio será completamente consumido depois de terem sido produzidos 4 moles de H2O. A estequiometria entre hidrogénio e oxigénio é de 2:1, são necessários quatro moles de hidrogénio para reagir com dois moles de oxigénio. 

Eq4

Assim, (5 mol H2 − 4 mol H2 = 1 mol H2), um mole de hidrogénio que não reage irá permanecer assim que esta reação estiver concluída. 

Este texto é adaptado de OpenStax, Chemistry 2e, Section 4.4: Reaction Yield.