Exces de reactiv și reactiv limitativ. reactiv limitativ

În general, atunci când studiem reacțiile, le privim ca fiind ideale, adică privim toți reactanții ca reacționând complet; exact așa cum este descris în ecuațiile chimice. Cu toate acestea, în lumea reală acest lucru nu este întotdeauna cazul. O serie de factori pot interfera cu dezvoltarea unei reacții chimice.

De exemplu: există impuritatea reactivilor, manipularea necorespunzătoare a acestora, imprecizia măsurătorilor efectuate de echipamentul de laborator sau mașini industriale, nu completitudinea reacției în momentul efectuării măsurătorilor, o reacție concurentă (adică, care are loc exact în timp ce reacția noastră de interes poate consuma reactivii utilizați), presiunea și temperatura pot varia și așa pe.

Toți acești factori trebuie luați în considerare pentru a prepara cantitatea maximă de produse dintr-o cantitate dată de reactiv. Să vedem, de exemplu, ce se întâmplă atunci când reacția nu are loc cu consumul total de reactivi din cauza exces de unul dintre ei, deoarece de multe ori în industrie reactivii nu sunt aduși în contact în proporții Științe exacte.

De exemplu, luați în considerare reacția de mai jos dintre monoxid de carbon și oxigen:

2 CO _(g) + O_{2 (g)} → 2CO_{2 (g)}

Pe baza raportului stoichiometric prezentat în reacția echilibrată de mai sus, două molecule de monoxid de carbon pentru a reacționa cu una de oxigen, generând două molecule de dioxid de carbon. carbon. Prin urmare, raportul este de 2: 1: 2. Dacă acest raport este modificat și unul dintre reactanți este în exces, reacția nu va continua în același mod:

2 CO _(g) + 2 O_{2 (g)} → 2 CO_{2 (g)} + O_{2 (g)}

Având în vedere exemplul de mai sus, care nu este în proporția stoichiometrică, se pare că monoxidul de carbon este consumat în totalitate, în timp ce oxigenul nu este. Aceasta înseamnă că oxigenul este exces de reactiv iar monoxidul de carbon este reactiv limitativ.

O reactiv limitativ de fapt limitează reacția, deoarece odată ce este complet consumată, reacția încetează, indiferent de cât de mult ai mai rămas din celălalt reactant.

Determinarea reactivului limitativ:

Din ecuația chimică echilibrată este posibil să se determine cine este reactivul limitativ și ce este în exces și relația dintre cantitățile de substanțe implicate.

Să vedem un exemplu despre cum să efectuați acest calcul; să luăm în considerare cazul arderii alcoolului:

Problemă: O masă de 138 g alcool etilic (C₂H₆O) a fost setat să ardă cu 320g oxigen (O₂), în condiții normale de temperatură și presiune. Care este masa dioxidului de carbon eliberat și reactivul în exces, dacă există?

Rezoluţie:
Reacția echilibrată este dată de:

1C₂H₆O_(V) + 3 O_{2 (g)} → 2CO_{2 (g)} + 3H₂O_(v)
1 mol 3 mol 2 mol
46g 96g 88g
138g 320g

Doar analizând datele, vedem că masa oxigenului este proporțional mai mare decât cea a alcoolului, deci oxigenul este reactantul în exces, iar alcoolul etilic este reactantul limitativ.

Calcularea masei de dioxid de carbon formată din cantitatea de reactiv limitativ:

46g de C₂H₆88g de CO₂
138g de C₂H₆x
x = 264 g CO₂

Excesul de masă de oxigen este determinat în mod analog:

46g de C₂H₆96 0₂
138g de C₂H₆x
x = 288 g de 0₂

Excesul de masă este diferența dintre masa care a fost pusă să reacționeze și cea care a reacționat efectiv:

320g - 288g = 32 g

De Jennifer Fogaça
Absolvent în chimie
Echipa școlii din Brazilia

Sursă: Școala din Brazilia - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reagente-excesso-reagente-limitante.htm