Les réactifs limitants
Introduction
Le scénario suivant illustre l’importance des réactifs limitants. Pour assembler une voiture, il faut 4 pneus et 2 phares (entre autres). Dans cet exemple, imaginez que les pneus et les phares sont des réactifs tandis que la voiture est le produit formé par la réaction de 4 pneus et 2 phares. Si vous avez 20 pneus et 14 phares, combien de voitures peut-on fabriquer ? Avec 20 pneus, 5 voitures peuvent être produites car il y a 4 pneus pour une voiture. Avec 14 phares, on peut construire 7 voitures (chaque voiture a besoin de 2 phares). Bien qu’il soit possible de fabriquer plus de voitures avec les phares disponibles, seules 5 voitures complètes sont possibles en raison du nombre limité de pneus disponibles. Dans ce cas, les phares sont en excès. Comme le nombre de voitures formées par 20 pneus est inférieur au nombre de voitures produites par 14 phares, les pneus sont le réactif limitant (ils limitent l’achèvement complet de la réaction, dans laquelle tous les réactifs sont utilisés). Ce scénario est illustré ci-dessous :
4 pneus + 2 phares = 1 voiture
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La condition initiale est qu’il doit y avoir 4 pneus pour 2 phares. Les réactifs doivent donc se trouver dans ce rapport, sinon, on limite la réaction. Il y a 20 pneus et 14 phares, il y a donc deux façons de voir ce problème. Pour 20 pneus, 10 phares sont nécessaires, alors que pour 14 phares, 28 pneus sont nécessaires. Parce qu’il n’y a pas assez de pneus (20 pneus sont inférieurs aux 28 nécessaires), les pneus sont le « réactif » limitant. »
Le réactif limitant est le réactif qui est complètement utilisé dans une réaction, et détermine donc quand la réaction s’arrête. À partir de la stœchiométrie de la réaction, on peut calculer la quantité exacte de réactif nécessaire pour réagir avec un autre élément. Si les réactifs ne sont pas mélangés dans les proportions stœchiométriques correctes (comme indiqué par l’équation chimique équilibrée), l’un des réactifs sera entièrement consommé tandis qu’un autre restera. Le réactif limitant est celui qui est totalement consommé ; il limite la poursuite de la réaction car il n’en reste aucun pour réagir avec le réactif en excès.
Il existe deux façons de déterminer le réactif limitant. Une méthode consiste à trouver et à comparer le rapport molaire des réactifs utilisés dans la réaction (approche 1). Une autre méthode consiste à calculer les grammes de produits obtenus à partir des quantités données de réactifs ; le réactif qui produit la plus petite quantité de produit est le réactif limitant (approche 2).
Comment trouver le réactif limitant : Approche 1
Trouver le réactif limitant en regardant le nombre de moles de chaque réactif.
- Déterminer l’équation chimique équilibrée pour la réaction chimique.
- Convertir toutes les informations données en moles (très probablement, en utilisant la masse molaire comme facteur de conversion).
- Calculer le rapport molaire à partir des informations données. Comparez le rapport calculé au rapport réel.
- Utilisez la quantité de réactif limitant pour calculer la quantité de produit fabriqué.
- Si nécessaire, calculez la quantité restante en excès du réactif non limitant.
Comment trouver le réactif limitant : Approche 2
Trouver le réactif limitant en calculant et en comparant la quantité de produit que chaque réactif produira.
- Equilibrer l’équation chimique de la réaction chimique.
- Convertir les informations données en moles.
- Utiliser la stœchiométrie pour chaque réactif individuel pour trouver la masse de produit produite.
- Le réactif qui produit une quantité moindre de produit est le réactif limitant.
- Le réactif qui produit une plus grande quantité de produit est le réactif excédentaire.
- Pour trouver la quantité de réactif excédentaire restant, il faut soustraire la masse de réactif excédentaire consommée de la masse totale de réactif excédentaire donnée.
Exemple \(\PageIndex{1}\) : La photosynthèse
Considérons la respiration, l’une des réactions chimiques les plus courantes sur terre.
Quelle masse de dioxyde de carbone se forme lors de la réaction de 25 grammes de glucose avec 40 grammes d’oxygène ?
Solution
En abordant ce problème, observez que chaque 1 mole de glucose (\(C_6H_{12}O_6\)) nécessite 6 moles d’oxygène pour obtenir 6 moles de dioxyde de carbone et 6 moles d’eau.
Étape 1 : Déterminer l’équation chimique équilibrée de la réaction chimique.
L’équation chimique équilibrée est déjà donnée.
Étape 2 : Convertir toutes les informations données en moles (très probablement, en utilisant la masse molaire comme facteur de conversion).
\(\mathrm{25\:g \times \dfrac{1\ : mol}{180,06\:g} = 0,1388\ : mol\ : C_6H_{12}O_6}\)
(\mathrm{40\:g \times \dfrac{1\ : mol}{32\:g} = 1.25\ : mol\ : O_2})
Étape 3 : Calculer le rapport molaire à partir des informations données. Comparez le rapport calculé au rapport réel.
a. Si toutes les 1,25 moles d’oxygène devaient être utilisées, il faudrait qu’il y ait \(\mathrm{1,25 \times \dfrac{1}{6}}\) ou 0,208 moles de glucose. Il n’y a que 0,1388 moles de glucose disponibles ce qui en fait le réactif limitant.
Si plus de 6 moles de O2 sont disponibles par mole de C6H12O6, le dioxygène est en excès et le glucose est le réactif limitant. Si moins de 6 moles d’oxygène sont disponibles par mole de glucose, l’oxygène est le réactif limitant. Le rapport est de 6 moles d’oxygène pour 1 mole de glucose, OU 1 mole d’oxygène pour 1/6 mole de glucose. Cela signifie : 6 mole de O2 / 1 mole de C6H12O6 .
Cela donne un rapport de 4,004 entre O2 et C6H12O6.
Etape 4 : Utiliser la quantité de réactif limitant pour calculer la quantité de CO2 ou H2O produite.
Pour le dioxyde de carbone produit : \(\mathrm{0,1388\ : moles\ : de glucose \times \dfrac{6}{1} = 0,8328\ : moles\ : de dioxyde de carbone\}\).
Etape 5 : Si nécessaire, calculer la quantité restante en excès.
1,25 mole – 0,8328 mole = 0,4172 mole d’oxygène restant
Exemple \(\PageIndex{2}\) : Oxydation du magnésium
Calculez la masse d’oxyde de magnésium possible si 2,40 g de \(Mg \) réagissent avec 10,0 g de \(O_2\)
Solution
Étape 1 : Équilibre de l’équation
Étape 2 et Étape 3 : Conversion de la masse en moles et stœchiométrie
(\mathrm{2,40\:g\ : Mg \times \dfrac{1.00\ : mol\ : Mg}{24.31\:g\ : Mg} \times \dfrac{2.00 : mol\\ : Mg}{2.00:g\ : Mg} : MgO}{2.00 : mol\ : Mg} : Mg} \times \dfrac{40.31:g\ : MgO}{1.00\ : mol\ : MgO} = 3.98\:g\ : MgO}\)
\N(\mathrm{10.0\:g\ : O_2\times \dfrac{1\ : mol\ : O_2}{32.0\:g\ : O_2} \times \dfrac{2 : mol\ : MgO}{1\ : mol\ : O_2} \times \dfrac{40.31\:g\\ : MgO}{1\ : mol\ : MgO} = 25.2\ : g\ : MgO}\)
Étape 4 : Le réactif qui produit une plus petite quantité de produit est le réactif limitant
Étape 5 : Le réactif qui produit une plus grande quantité de produit est le réactif en excès
\(\mathrm{2,40\:g\ : Mg \times \dfrac{1.00\ : mol\ : Mg}{24.31\:g\ : Mg} \times \dfrac{1.00 : mol\\ : O_2}{2.00\ : mol\ : Mg} \times \dfrac{32.0:g\\ : O_2}{1.00\ : mol\\ : Mg} \pour le temps suivant : ddfrac{32.0\:g\ : g O_2} = 1.58\:g\ : O_2}})
OR Masse du réactif en excès calculée à partir de la masse du produit:
\(\mathrm{3,98\:g\ : MgO \times \dfrac{1.00\ : mol\ : MgO}{40.31\:g\ : MgO} \times \dfrac{1.00 : mol\\ : O_2}{2.00\ : mol\ : MgO} \times \dfrac{32.0:g\\N{\i} : O_2}{1.00\ : mol\ : MgO} \pour le temps suivant : ddfrac{32.0\:g\ : MgO}{32.0\:g\ : O_2}{1.00\ : mol\ : MgO} = 1,58 O_2} = 1.58\:g\ : O_2}\) Masse du réactif total donné en excès – masse du réactif en excès consommé dans la réaction
10,0g – 1,58g = 8,42g O2 est en excès.
Exemple \(\PageIndex{3}\) : Réactif limitant
Quel est le réactif limitant si 76,4 grammes de \(C_2H_3Br_3\) ont réagi avec 49,1 grammes de \(O_2\) ?
Solution
En utilisant l’approche 1:
A. \(\mathrm{76.4\:g \times \dfrac{1\ : mole}{266.72\:g} = 0.286\ : moles\ : of\ : C_2H_3Br_3}\)
(\mathrm{49.1\ : g \times \dfrac{1\ : mole}{32\:g} = 1.53\ : moles\ : of\ : O_2})
B. En supposant que tout l’oxygène est utilisé, il faut 0,556 moles de C2H3Br3, soit \(\mathrm{1,53 \times \dfrac{4}{11}}). Comme il n’y a que 0,286 moles de C2H3Br3 disponibles, le C2H3Br3 est le réactif limitant.
En utilisant l’approche 2:
\(\mathrm{76,4\:g\ : C_2H_3Br_3 \times \dfrac{1\ : mol\\ : C_2H_3Br_3}{266.72\:g\: C_2H_3Br_3} \fois \dfrac{8\ : mol\ : CO_2}{4\ : mol\ : C_2H_3Br_3} \times \dfrac{44.01\:g\\ : CO_2}{1\ : mol\ : CO_2} = 25.2\:g\ : CO_2}\)
\(\mathrm{49.1\:g\: O_2 \times \dfrac{1\ : mol\\\ : O_2}{32\:g\ : O_2} \N-temps \N-temps \N-temps 8\N : mol\N : CO_2}{11\ : mol\ : O_2} \N-temps \N- 44.01\N- g\N : CO_2}{1\ : mol\ : CO_2} = 49.1\:g\ : CO_2}\)
Donc, quelle que soit la méthode utilisée, C2H3Br3 est le réactif limitant.
Exemple \(\PageIndex{4}\) : Réactif limitant
Quel est le réactif limitant si 78 grammes de Na2O2 ont réagi avec 29,4 grammes de H2O ?
Solution
En utilisant l’approche 1:
A. \(\mathrm{78\:g \times \dfrac{1\ : mol}{77.96\:g} = 1.001\ : moles\ : of\ : Na_2O_2})
(\mathrm{29.4\:g \times \dfrac{1\ : mol}{18\:g}= 1.633\ : moles\ : of\ : H_2O})
B. En supposant que toute l’eau est consommée, \(\mathrm{1,633 \times \dfrac{2}{2}}\) ou 1,633 moles de Na2O2 sont nécessaires. Comme il n’y a que 1,001 moles de Na2O2, c’est le réactif limitant.
En utilisant l’approche 2:
\(\mathrm{78\:g\ : Na_2O_2 \times \dfrac{1\ : mol\ : Na_2O_2}{77.96\:g\ : Na_2O_2} \times \dfrac{4\ : mol\ : NaOH}{2\ : mol\ : Na_2O_2} \times \dfrac{40\:g\ : NaOH}{1\ : mol\ : NaOH} = 80,04\:g\ : NaOH}\)
L’utilisation de l’une ou l’autre approche donne Na2O2 comme réactif limitant.
Exemple \(\PageIndex{5}\) : Réactif en excès
Combien reste-t-il de réactif en excès si on fait réagir 24,5 grammes de CoO avec 2,58 grammes d’O2 ?
Solution
A. \(\mathrm{24,5\:g \times \dfrac{1\ : mole}{74,9\:g}= 0,327\ : moles\ : de\ : CoO})
(\mathrm{2,58\:g \times \dfrac{1\ : mole}{32\:g}= 0,0806\ : moles\ : of\ : O_2})
B. En supposant que tout l’oxygène est utilisé, \(\mathrm{0,0806 \times \dfrac{4}{1}}\) ou 0,3225 moles de \(CoO\) sont nécessaires. Comme il y a 0,327 moles de CoO, le CoO est en excès et donc O2 est le réactif limitant.
C. 0,327mol – 0,3224mol = 0,0046 moles restantes en excès.
Exemple \(\PageIndex{6}\) : Identification du réactif limitant
Est-ce que 28,7 grammes de \(SiO_2\) vont réagir complètement avec 22,6 grammes de \(H_2F_2\) ? Si non, identifiez le réactif limitant.
Solution
A. \(\mathrm{28,7\:g \times \dfrac{1\ : mole}{60,08\:g} = 0,478\ : moles\ : de\ : SiO_2})
(\mathrm{22,6\:g \times \dfrac{1\ : mole}{39,8\:g} = 0,568\ : moles\ : de\ : H_2F_2})
B. Il doit y avoir 1 mole de SiO2 pour chaque 2 moles de H2F2 consommées. Comme le rapport est de 0,478 à 0,568, 28,7 grammes de SiO2 ne réagissent pas avec le H2F2.
C. En supposant que tout le dioxyde de silicium est consommé, \(\mathrm{0,478 \times \dfrac{2}{1}}\) ou 0,956 moles de H2F2 sont nécessaires. Comme il n’y a que 0,568 moles de H2F2, c’est le réactif limitant.