Reactivo limitante y en exceso: qué son, cómo se calculan, ejemplos

¿Qué son el reactivo limitante y en exceso?

En una reacción química, el reactivo limitante es aquel que se consume por completo y determina cuánta masa de productos se forma. El reactivo en exceso es el que no reacciona completamente tras haberse consumido el reactivo limitante, y sobra.

En muchas reacciones, se busca que haya un exceso de un reactivo para garantizar que todo el reactivo de interés reaccione.

Por ejemplo, si A reacciona con B para producir C, y se desea que A reaccione completamente, se añade un exceso de B. Sin embargo, la síntesis, y el criterio científico y económico, son los que deciden si conviene un exceso de A o de B.

El reactivo limitante determina la cantidad de producto que puede formarse en la reacción química. Por lo tanto, si se conoce cuánto reaccionó de A, se determina inmediatamente cuánto se formó de C. El reactivo en exceso nunca revela las cantidades formadas de producto.

Cuando se consumen tanto A como B en la reacción, entonces se habla de una mezcla equimolar de A y B.

En la práctica, no obstante, no es tarea fácil asegurar que haya iguales números de moles o equivalentes de todos los reactivos. En tal caso, cualquiera de los dos, A o B, puede servir para calcular la cantidad formada de C.

¿Cómo se calculan los reactivos limitante y en exceso?

Hay muchas maneras de identificar y calcular la cantidad del reactivo limitante que puede intervenir en la reacción. Una vez calculada, los demás reactivos están en exceso.

Un método que permite identificar cuál es el reactivo limitante se describe a continuación, y está basado en la comparación de la proporción de los reactivos con la relación estequiométrica.

Método 1

Una reacción química puede esquematizarse en la forma siguiente:

aX    +    bY =>  cZ

Donde X, Y y Z representan el número de moles de cada reactivo y producto. Mientras, a, b y c representan sus coeficientes estequiométricos, resultantes del balance químico de las reacciones.

Si se obtiene el cociente (X/a) y el cociente (Y/b), aquel reactivo que tenga el menor cociente es el reactivo limitante.

Cuando se calculan los cocientes señalados se está estableciendo la relación entre el número de moles presentes en la reacción (X, Y y Z) y el número de moles que intervienen, representados por los coeficientes estequiométricos de los reactivos (a y b).

Por lo tanto, mientras más bajo sea el cociente señalado para un reactivo, mayor será el déficit de ese reactivo para concluir la reacción. Y por ello, es el reactivo limitante.

Ejemplo

SiO₂(s)   +    3 C(s) =>  SiC(s)     +      2 CO₂(g)

Se hacen reaccionar 3 g de SiO₂ (óxido de silicio) con 4,5 g de C (carbono).

Moles de SiO₂

Masa = 3 g

Peso molecular = 60 g/mol

Número de moles de SiO₂ = 3 g/(60 g/mol)

0,05 moles

Número de moles de C

Masa = 4,5 g

Peso atómico = 12 g/mol

Número de moles de C = 4,5 g/(12 g/mol)

0,375 moles

Cociente entre el número de moles de los reactivos y sus coeficientes estequiométricos:

Para el SiO₂ = 0,05 moles / 1 mol

Cociente = 0,05

Para el C = 0,375 moles / 3 moles

Cociente = 0,125

De la comparación de los valores de los cocientes, se puede concluir que el reactivo limitante es el SiO₂.

Método 2

A la reacción anterior se le calcula la masa producida de SiC, cuando se usan 3 g de SiO₂ y cuando se usan los 4,5 g de C

(3 g SiO₂) x (1 mol SiO₂/60 g SiO₂) x (1 mol SiC/1 mol SiO₂) x (40 g SiC/ 1 mol SiC) = 2 g de SiC

(4,5 g C) x (3 mol C/ 36 g C) x (1 mol de SiC/ 3 mol de C) x (40 g SiC/ 1 mol de SiC) = 5 g de SiC

Entonces, se produciría más SiC (carburo de silicio) si la reacción ocurriese consumiendo todo el carbono que la cantidad producida al consumirse todo el SiO₂. En conclusión, el SiO₂ es el reactivo limitante, ya que al consumirse todo el exceso de C se generaría más SiC.

Ejemplos

Ejemplo 1

Se hacen reaccionar 0,5 moles de aluminio con 0,9 moles de cloro (Cl₂) para formar cloruro de aluminio (AlCl₃): ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso? Calcule la masa del reactivo limitante y del reactivo sobrante

2 Al(s)    +    3 Cl₂(g) =>  2 AlCl₃(s)

Método 1

Los cocientes entre los moles de los reactivos y los coeficientes estequiométricos son:

Para el aluminio = 0,5 moles/2 moles

Cociente del aluminio = 0,25

Para el Cl₂ = 0,9 moles/3 moles

Cociente del Cl₂ = 0,3

Luego, el reactivo limitante es el aluminio.

Se llega a una conclusión similar, si se determinan los moles de cloro que se requieren para combinarse con los 0,5 moles de aluminio.

Moles de Cl₂ = (0,5 moles de Al) x (3 moles de Cl₂/2 moles de Al)

0,75 moles de Cl₂

Luego hay un exceso de Cl₂: se requieren 0,75 moles para reaccionar con el aluminio, y están presentes 0,9 moles. Por lo tanto, hay un exceso de 0,15 moles de Cl_2.

Se puede concluir que el reactivo limitante es el aluminio.

Cálculo de las masas de los reactivos

Masa del reactivo limitante:

Masa del aluminio = 0,5 moles de Al x 27 g/mol

13,5 g.

La masa atómica del Al es 27 g/mol.

Masa del reactivo en exceso:

Sobró 0,15 moles de Cl₂

Masa de Cl₂ sobrante = 0,15 moles de Cl₂ x 70 g/mol

10,5 g

Ejemplo 2

La siguiente ecuación representa la reacción entre el nitrato de plata y el cloruro de bario en disolución acuosa:

2 AgNO₃ (ac)    +     BaCl₂ (ac) => 2 AgCl (s)     +     Ba(NO₃)₂ (ac)

Según esta ecuación, si una disolución que contiene 62,4 g de AgNO₃ se mezcla con una disolución que contiene 53,1 g de BaCl₂: a) ¿Cuál es el reactivo limitante?, b) ¿Cuántos de qué reactivo quedan sin reaccionar?, c) ¿Cuántos gramos de AgCl se formaron?

Pesos moleculares:

-AgNO₃: 169,9 g/mol

-BaCl₂: 208,9 g/mol

-AgCl: 143,4 g/mol

-Ba(NO₃)₂: 261,9 g/mol

Método 1

Para aplicar el método 1, que permite la identificación del reactivo limitante, es necesario determinar los moles de AgNO₃ y BaCl₂ presentes en la reacción.

Moles de AgNO₃

Peso molecular = 169,9 g/mol

Masa = 62,4 g

Número de moles = 62,4 g/(169,9 g/mol)

0,367 moles

Moles de BaCl₂

Peso molecular = 208,9 g/mol

Masa = 53,1 g

Número de moles = 53,1 g/(208,9 g/mol)

0,254 moles

Determinación de los cocientes entre el número de moles de los reactivos y sus coeficientes estequiométricos.

Para el AgNO₃ = 0,367 moles / 2 moles

Cociente = 0,184

Para el BaCl₂ = 0,254 moles / 1 mol

Cociente = 0,254

Basándose en el método 1, el valor de los cocientes permite identificar al AgNO₃ como el reactivo limitante.

Cálculo de la masa del reactivo en exceso

El balance estequiométrico de la reacción indica que 2 moles de AgNO₃ reaccionan con 1 mol de BaCl_2.

Moles de BaCl₂= (0,367 moles de AgNO₃) x (1 mol BaCl₂/ 2 moles de AgNO₃)

0,1835 moles de BaCl₂

Y los moles de BaCl₂ que no intervinieron en la reacción, es decir, que están en exceso son:

0,254 moles – 0,1835 moles = 0,0705 moles

Masa de BaCl₂ en exceso:

0,0705 moles x 208,9 g/mol = 14,72 g

Resumen:

Reactivo en exceso: BaCl₂

Masa en exceso: 14,72 g

Cálculo de los gramos de AgCl producidos en la reacción

Para calcular la masa de los productos, los cálculos se hacen basándose en el reactivo limitante.

g de AgCl = (62,4 g de AgNO₃) x (1 mol AgNO₃/169,9 g) x (2 mol AgCl/2 mol AgNO₃) x (142,9 g/mol de AgCl)

52,48 g

Referencias

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8.ª ed.). CENGAGE Learning.
2. Flores J. Química. Editorial Santillana