Reactivo limitante
es un concepto muy pedido en Química cuando tenemos que hacer cálculos del tipo estequiométrico. A continuación te explicaré el este concepto. Cuando dos reactivos se unen para formar productos generalmente uno de ellos termina antes y el del otro sobrará cierta cantidad. El que termina primero es el reactivo limitante. Hay otra definición más teórica pero menos simpática. Reactivo limitante es aquel que se encuentra por debajo de su proporción estequiométrica. Con los siguientes ejemplos quedará mucho más claro este concepto.
Como ejemplo veamos la reacción entre el bario y el oxígeno para formar óxido de bario. Nos preguntan, cuánto óxido se formará a partir de 200 g de Ba y 40 g de O2.
El óxido de bario esta bien escrito pero esta reacción esta incompleta. Lo primero que hay que hacer en Estequiometría es balancear la reacción. Entonces la reacción nos queda de esta manera.
Ahora si podemos empezar. Lo que debemos tener en cuenta ahora es la relación teórica entre ambos reactivos. Esta información la podemos obtener de una tabla periódica. El Ba tiene una masa de 137,33 y el O de 16. Como vemos en la reacción balanceada, se necesitan 2 moles de Bario para reaccionar con un mol de O2. En términos de masa en gramos esto se traduce a 274,66 g de Ba ya que un mol es 137,33 g y necesitamos 2 moles. Esta cantidad se combina perfectamente con 32 g de O2. Como es biatómico (O2) son 2×16 = 32 g. Aunque suene extraño, 274,66 g de Ba se combinan perfectamente con 32 g de O2. Esto significa que con estas masas, ninguno de los reactivos sobrará o estará en exceso y por lo tanto tampoco habrá limitante. Esto es porque se trata de una relación teórica. Pero en os ejercicios tenemos valores distintos, y las cantidades que nos dan son para que calculemos quién es el limitante y quién es el excedente.
El cálculo ahora será sumamente sencillo. Si 274,66 g de Ba reaccionan con 32 g de O2. 200 g de Ba lo harán con ?. Esto es una regla de tres simple muy sencilla de resolver.
274,66 g Ba —— 32 g O2
200 g Ba ———- X = 23,30 g O2.
Necesitamos 23,30 g de O2 y tenemos 40 g de O2 (Fijate los datos al inicio). Significa que tenemos más de lo que necesitamos. Por o tanto el O2 es el reactivo excedente y el Ba es el limitante. Observa que si alguien que no sabe, compara los 200 g de Ba contra los 40 g de O2 diría que el Ba como está en mucha mayor cantidad que el oxígeno tendrá un exceso. esto no tiene nada que ver. a verdadera relación se calcula con las masas teóricas como ya explicamos. Siempre ten en cuenta estos pasos y jamás tendrás inconvenientes en resolver este tipo de problemas. Ahora que ya sabes cuál es el reactivo limitante puedes calcular la cantidad de producto que se forma. Siempre la cantidad de producto de calcula a partir del limitante, porque justamente este es el que limita a la reacción. Determina cuando termina.
Calculamos la masa del mol de óxido de bario. (137,33 g + 16 g) = 153,33 g. En la reacción balanceada verás que se necesitan 2 moles de Ba para formar 2 moles del óxido. La relación es 2:2 y por esto podría ser 1:1. Pero usemos los coeficientes de nuestra reacción, siempre es lo aconsejable y correcto. 2 moles del óxido serán 306,66 g.
274,66 g Ba ——- 306,66 g BaO
200 g Ba ———– X = 223,3 g BaO.
Con esta relación calculamos la cantidad de producto formado (óxido). Se relaciona al limitante contra el producto. Los datos teóricos (274,66g de Ba y 306,66 g de BaO) los coloco arriba en la parte superior. Debajo el dato (200g) y la incógnita x. Recuerden que el cálculo es: 200 x 306,66 / 274,66 lo que se conoce como producto cruzado.
En esta reacción comparamos gramos contra gramos. Pero a veces nos podemos encontrar con cantidad de moles o incluso litros si se trata de reacciones gaseosas en las cuáles se miden volumenes.
Veamos otro ejemplo. La reacción entre el H2 y el O2 para formar agua.
Esta reacción esta equilibrada. Vamos a suponer que tenemos 3 moles de hidrógeno contra 42 g de O2 y debemos saber cuál es el reactivo limitante.
En este caso sería muy conveniente pasar los g de O2 a moles para compararlo con los moles de H2.
42 g O2 x 1 mol / 32 g = 1,31 moles de O2.
2 moles H2 —- 1 mol O2
3 moles H2 —- x = 1,5 mol O2
Para 3 moles de H2 necesitamos 1,5 de O2. Solo tenemos 1,31 moles de O2. Así que como esta cantidad se encuentra por debajo de lo que necesitamos concluimos que el O2 es el reactivo limitante.
Espero que este artículo te haya servido. Deja tus comentarios y compártelo.
Bioquímico y Profesor: Patricio Arroyo
4 respuestas a “Reactivo Limitante. Concepto y Ejemplos.”
Muchas gracias por la informarcion. Muy util y clara
Gracias Anto.
Hola soy estudiante de bachillerato quisiera saber:
– Cuando nos piden encontrar la masa o moles de un reactivo o producto, conociendo la masa o moles de un producto o reactivo, ¿nos referimos a un problema estequiométrico de rendimiento?
– Cuando nos piden encontrar la masa o moles de un producto, conociendo la masa o moles de 2 o más reactivos, ¿nos referimos a un problema estequiométrico de reactivo limitante?
Le agradecería mucho que me pudiera explicar. Bendiciones
– Cuando nos piden encontrar la masa o moles de un reactivo, en base al reactivo limitante, ¿nos referimos a un problema estequiométrico de rendimiento?
Hola. La primera pregunta. No es un problema de rendimiento. De rendimiento es cuando comparas por ejemplo la cantidad de un producto formado con la cantidad del mismo que se tendría que haber formado llevándolo a porcentaje. La segunda. Para que sea de limitante tenés que tener las masas de dos reactivos porque es un problema de comparación. Uno de ellos es el que determina la cantidad de producto formado. La tercera. El reactivo limitante es para determinar la cantidad de producto formado.