Par Riti Gupta
Mis à jour le 30 août 2022
Dans une réaction chimique, le réactif complètement consommé arrête en premier la réaction. Ce réactif est connu sous le nom de réactif limitant. (ou réactif limitant). Le réactif restant, le cas échéant, est appelé réactif en excès. .
Dans la plupart des laboratoires, les réactifs sont ajoutés en quantités qui ne correspondent pas aux rapports stoechiométriques exacts indiqués dans l'équation équilibrée. Comprendre quelles espèces sont limitantes aide les chimistes à prédire les rendements des produits, à concevoir des processus de mise à l'échelle et à éviter des déchets coûteux.
L'équation équilibrée pour la synthèse de l'urée est :
\(2\mathrm{NH}_3(g)+\mathrm{CO}_2(g) \rightarrow (\mathrm{NH}_2)_2\mathrm{CO}(aq)+\mathrm{H}_2\mathrm{O}(l)\)
D'après les coefficients, 2 moles d'ammoniac réagissent avec 1 mole de dioxyde de carbone. Supposons que nous ajoutions 4 moles de \(\mathrm{CO}_2\) et 12 moles de \(\mathrm{NH}_3\).
Calculez l'ammoniac nécessaire pour 4moles de dioxyde de carbone :
\(4\text{ mol }\mathrm{CO}_2\left(\dfrac{2\text{ mol }\mathrm{NH}_3}{1\text{ mol }\mathrm{CO}_2}\right)=8\text{ mol }\mathrm{NH}_3\)
Seulement 8 moles d’ammoniac sont nécessaires, laissant 4 moles inutilisées. Par conséquent, le dioxyde de carbone est le réactif limitant et l'ammoniac est en excès.
Vous pouvez également déterminer la quantité de dioxyde de carbone nécessaire pour 12 moles d'ammoniac :
\(12\text{ mol }\mathrm{NH}_3\left(\dfrac{1\text{ mol }\mathrm{CO}_2}{2\text{ mol }\mathrm{NH}_3}\right)=6\text{ mol }\mathrm{CO}_2\)
Parce que seulement 4mol de \(\mathrm{CO}_2\) sont présents, la même conclusion s'ensuit :le dioxyde de carbone limite la réaction.
L'équation équilibrée est :
\(2\mathrm{Al}+3\mathrm{Cl}_2 \rightarrow 2\mathrm{AlCl}_3\)
Étant donné 25 g d'aluminium et 32 g de chlore gazeux, convertissez les masses en taupes :
Aluminium :\(25\text{ g }\mathrm{Al}\left(\dfrac{1\text{ mol }\mathrm{Al}}{26,98\text{ g }\mathrm{Al}}\right)=0,93\text{ mol }\mathrm{Al}\)
Chlore :\(32\text{ g }\mathrm{Cl}_2\left(\dfrac{1\text{ mol }\mathrm{Cl}_2}{70.90\text{ g }\mathrm{Cl}_2}\right)=0.45\text{ mol }\mathrm{Cl}_2\)
Déterminez le chlore nécessaire pour consommer tout l'aluminium :
\(0,93\text{ mol }\mathrm{Al}\left(\dfrac{3\text{ mol }\mathrm{Cl}_2}{2\text{ mol }\mathrm{Al}}\right)=1,40\text{ mol }\mathrm{Cl}_2\)
Seulement 0,45 mole de chlore sont disponibles, le chlore est donc le réactif limitant. Le réactif en excès est l'aluminium.
Vérification :Taupes d'aluminium nécessaires pour tout le chlore :
\(0,45\text{ mol }\mathrm{Cl}_2\left(\dfrac{2\text{ mol }\mathrm{Al}}{3\text{ mol }\mathrm{Cl}_2}\right)=0,30\text{ mol }\mathrm{Al}\)
Puisque 0,93 mole d'aluminium sont présents, la conclusion reste inchangée.
Le réactif limitant est déterminé par les quantités réelles de réactifs utilisées, et non par les seuls coefficients stoechiométriques. Le calcul du rapport entre les taupes disponibles et le rapport stœchiométrique révélera toujours quelle espèce limite la formation de produit.