Back to chapter

4.2:

גורם מגביל

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Limiting Reactant

Languages

Share

בתגובה כימית, חומרי המוצא מגיבים זה עם זה ליצירת תוצרים. המגיב שמתכלה לחלוטין הוא המגיב המגביל, והמגיב הנמצא בכמות גדולה מהנדרש לתגובה מוחלטת עם המגיב המגביל הוא המגיב העודף. אנלוגיה למתכון מסייעת להבנת מושגים אלה.כוס אחת של קמח, שתי ביצים ושלוש כפות סוכר יוצרות חמישה ופלים. אם יש שלוש כוסות קמח, ארבע ביצים, ושמונה כפות סוכר, כמה ופלים ניתן להכין? יש מספיק קמח להכנת 15 ופלים ודי סוכר להכנת 13 ופלים ושליש.עם זאת, הביצים מספיקות רק להכנת עשרה ופלים. כאן, הביצה היא המגיב המגביל, משום שהיא מספיקה להכנת הכמות הקטנה ביותר של ופלים, בעוד הקמח והסוכר בעודף. כעת חשבו על תגובה ההתלקחות בין מתאן ובין חמצן, היוצרת פחמן דו-חמצני ומים.זכרו שהמקדמים של משוואה מאוזנת מייצגים את הכמויות הסטויכומטריות של המגיבים ושל התוצרים. לכן, יחס המולים הסטויכומטרי של מתאן לפחמן דו-חמצני הוא 1:1 והיחס של חמצן לפחמן דו-חמצני הוא 2:1. נניח שישנם 80 גרם של מתאן ו-128 גרם של חמצן.מי הוא המגיב המגביל וכמה פחמן דו-חמצני ייווצר? ראשית, יש להמיר את מסות המגיבים למולים, באמצעות המסות המולריות שלהם. סטויכומטרית, חמישה מולים של מתאן מייצרים חמישה מולים של פחמן דו-חמצני, בעוד ארבעה מולים של חמצן מייצרים רק שני מולים של פחמן דו-חמצני.היות שחמצן מייצר את הכמות הקטנה ביותר של פחמן דו-חמצני, הוא המגיב המגביל, בעוד המתאן הוא המגיב בעודף. ביודענו איזה הוא המגיב המגביל, ניתן להמיר את מספר המולים של התוצר לגרמים. לכן ניתן לייצר 88 גרם של פחמן דו-חמצני.אך כמה מתאן נשאר? יחס המולים של מתאן לחמצן מראה שארבעה מולים של חמצן יגיבו לחלוטין עם שני מולים של מתאן. ולכן שלושה מולים עודפים של מתאן לא יגיבו.

4.2:

גורם מגביל

The relative amounts of reactants and products represented in a balanced chemical equation are often referred to as stoichiometric amounts. However, in reality, the reactants are not always present in the stoichiometric amounts indicated by the balanced equation.

In a chemical reaction, the reactant which gets consumed first, and limits the amount of product formed, is the limiting reactant, while the other substance becomes the excess reactant. An excess of one or more reactants is often used to ensure the complete conversion of the other reactant into the product.

Consider the reaction for the formation of water represented by the equation:

Eq1

The balanced equation shows the hydrogen and oxygen react in a 2:1 stoichiometric ratio. If these reactants are provided in any other amounts, one of the reactants will nearly always be entirely consumed, thus limiting the amount of product that may be generated. This substance is the limiting reactant, and the other substance is the excess reactant. Identifying the limiting and excess reactants for a given situation requires computing the molar amounts of each reactant provided and comparing them to the stoichiometric amounts represented in the balanced chemical equation. 

Stoichiometry indicates that two moles of hydrogen and one mole of oxygen react to produce two moles of water; that is, hydrogen and oxygen combine in a 2:1 ratio. Imagine if 5 moles of hydrogen and 2 moles of oxygen are present. The ratio of the reactants is now 5:2 (or 2.5:1), which is greater than the stoichiometric ratio of 2:1. Hydrogen, therefore, is present in excess, and oxygen is the limiting reactant. Reaction of all the provided oxygen (2 mol) will consume 4 mol of the 5 mol of hydrogen provided, leaving 1 mol of hydrogen unreacted. Computing the molar amounts of each reactant provided and comparing them to the stoichiometric amounts represented in the balanced chemical equation is one way of identifying the limiting and excess reactant.

An alternative approach involves calculating the amount of product formed in moles from each reactant, as per the reaction’s stoichiometry, and then comparing the amounts. The reactant that produces a lesser amount of product moles is the limiting reactant. For example, the complete reaction of five moles of hydrogen would yield:

Eq2

Similarly, the complete reaction of two moles of oxygen would yield:

Eq3

Oxygen produces fewer moles of water, and therefore, oxygen is the limiting reactant. Oxygen will be completely consumed once 4 moles of H2O have been produced. The stoichiometry between hydrogen and oxygen being 2:1, four moles of hydrogen are needed to react with two moles of oxygen. 

Eq4

Thus, (5 mol H2 − 4 mol H2 = 1 mol H2), one mole of unreacted hydrogen will remain once this reaction is complete. 

This text is adapted from OpenStax, Chemistry 2e, Section 4.4: Reaction Yield.