Généralement, lorsque nous étudions les réactions, nous les considérons comme idéales, c'est-à-dire que nous considérons que tous les réactifs réagissent complètement; exactement comme décrit dans les équations chimiques. Cependant, dans le monde réel, cela ne se produit pas toujours. Un certain nombre de facteurs peuvent interférer avec le développement d'une réaction chimique.
Par exemple: il y a l'impureté des réactifs, leur mauvaise manipulation, l'imprécision des mesures effectuées par le matériel de laboratoire ou machines industrielles, pas l'exhaustivité de la réaction au moment où les mesures sont prises, une réaction concurrente (c'est-à-dire ce qui se passe exactement alors que notre réaction d'intérêt peut consommer les réactifs utilisés), la pression et la température peuvent varier, et ainsi au.
Tous ces facteurs doivent être pris en compte afin de préparer le maximum de produits à partir d'une quantité donnée de réactif. Voyons, par exemple, ce qui se passe lorsque la réaction ne se produit pas avec la consommation totale de réactifs en raison de la excès de l'un d'eux, car souvent dans l'industrie les réactifs ne sont pas mis en contact dans les proportions Sciences exactes.
Par exemple, considérons la réaction ci-dessous entre le monoxyde de carbone et l'oxygène :
2 CO (g) + O2 (g) → 2CO2(g)
Sur la base du rapport stoechiométrique indiqué dans la réaction équilibrée ci-dessus, deux molécules de monoxyde de carbone à réagir avec l'une d'oxygène, générant deux molécules de dioxyde de carbone. carbone. Le rapport est donc de 2: 1: 2. Si ce rapport est modifié et que l'un des réactifs est en excès, la réaction ne se déroulera pas de la même manière :
2 CO (g) + 2O2 (g) → 2 CO2(g) + O2 (g)
En considérant l'exemple ci-dessus, qui n'est pas dans la proportion stoechiométrique, il apparaît que le monoxyde de carbone est totalement consommé alors que l'oxygène ne l'est pas. Cela signifie que l'oxygène est le réactif en excès et le monoxyde de carbone est le réactif limitant.
O réactif limitant cela limite en fait la réaction, car une fois qu'il est complètement consommé, la réaction cesse, peu importe l'excès qu'il vous reste de l'autre réactif.
Détermination du réactif limitant :
A partir de l'équation chimique équilibrée, il est possible de déterminer qui est le réactif limitant et ce qui est en excès et la relation entre les quantités de substances impliquées.
Regardons un exemple de la façon d'effectuer ce calcul; considérons le cas de la combustion de l'alcool :
Problème: Une masse de 138 g d'alcool éthylique (C2H6O) a été réglé pour brûler avec 320g d'oxygène (O2), dans des conditions normales de température et de pression. Quelle est la masse de dioxyde de carbone libérée et de réactif en excès, le cas échéant ?
Résolution:
La réaction équilibrée est donnée par :
1C2H6O(V) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)
1 mol 3 mol 2 mol
46g 96g 88g
138g 320g
Rien qu'en analysant les données, nous voyons que la masse d'oxygène est proportionnellement plus grande que celle d'alcool, donc l'oxygène est le réactif en excès et l'alcool éthylique est le réactif limitant.
Calcul de la masse de dioxyde de carbone formée à partir de la quantité de réactif limitant :
46g de C2H688g de CO2
138g de C2H6le x
x = 264 g de CO2
La masse d'oxygène en excès est déterminée de manière analogue :
46g de C2H696 02
138g de C2H6le x
x = 288 g de 02
La masse en excès est la différence entre la masse qui a été mise à réagir et celle qui a réellement réagi :
320g - 288g= 32 grammes
Par Jennifer Fogaça
Diplômé en Chimie
Équipe scolaire du Brésil
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reagente-excesso-reagente-limitante.htm