Reagente em excesso e reagente limitante

Toda reação química sempre ocorre de acordo com a proporção estequiométrica indicada pelos coeficientes da equação, que são a quantidade de matéria (número de mol) de cada espécie química.

Por exemplo, há um aparecimento de flashes de luz quando se reage o antimônio (Sb) em pó com o gás cloro (Cℓ₂). Essa reação é representada pela seguinte equação:

2 Sb_(s) + 3 Cℓ_2(g) → 2 SbCℓ_3(s)

Observe que a proporção estequiométrica dessa reação é 2 : 3 : 2, isto é, 2 mol de Sb_(s) reagem com 3 mol de Cℓ_2(g), produzindo 2 mol de SbCℓ_3(s). Se quisermos que essa reação produza o dobro, ou seja, 4 mol de SbCℓ_3(s), temos que dobrar a quantidade de cada reagente, para que todos continuem na mesma proporção de 2 : 3 : 2.

4 Sb_(s) + 6 Cℓ_2(g) → 4SbCℓ_3(s)

O mesmo vale para qualquer quantidade de produto que desejarmos formar.

No entanto, num experimento, 2 mol de Sb_(s) foram misturados com 5 mol de Cℓ_2(g). Observe que nesse caso ficaria fora da proporção estequiométrica. Dessa forma, os 2 mol de Sb_(s) reagirão normalmente com 3 mol de Cℓ_2(g), sobrando 2 mol de Cℓ_2(g). Portanto, o antimônio é considerado o reagente limitante e o cloro, o reagente em excesso dessa reação.

Veja uma analogia: imagine que uma fábrica possui 4 carrocerias de carros e 18 rodas disponíveis para montagem. Visto que cada carro precisa de 4 rodas, usaremos 16 rodas para montar nas 4 carrocerias, mas irão sobrar ainda duas rodas. Nessa analogia as carrocerias são o reagente limitante e as rodas são o reagente em excesso.

Para conseguirmos determinar qual é o reagente limitante de uma reação precisamos seguir as seguintes etapas:

1. Pegue um dos reagentes e considere por meio da proporção estequiométrica quanto de produto seria formado se ele fosse o reagente limitante;

2. Repita a etapa anterior para o outro reagente;

3. A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e é a quantidade de produto que será formada.

Exemplo:

Digamos que para neutralizar 4,9 toneladas de ácido sulfúrico (H₂SO₄) foram utilizados 8,0 toneladas de carbonato de cálcio (CaCO₃). Determine:

a) Há reagente em excesso e reagente limitante? Se houver, quais são?

b) Qual a massa de sulfato de cálcio (CaSO₄) formado?

c) Se houver reagente em excesso, qual é a massa que não participou da reação?

(Massas molares: H= 1 g/mol, S = 32 g/mol, O = 16 g/mol, Ca = 40 g/mol, C = 12 g/mol).

Resolução:

Sempre temos que escrever a equação balanceada da reação, que nesse caso é:

H₂SO_4(ℓ) + CaCO_{3 (s)} → CaSO_4(s) + H₂O_(ℓ) + CO_2(g)

A proporção estequiométrica entre as três substâncias de nosso interesse é 1 : 1 : 1. Relacionando com as suas massas moleculares e com as massas dadas no exercício, temos:

M (H₂SO_4(ℓ)) = (2 . 1) + (32) + (4 . 16) = 98 g/mol
M (CaCO_3(s)) = (40) + (12) + (3 . 16) = 100 g/mol
M (CaSO_4(s)) = (40) + (32) + (4 . 16) = 136 g/mol

H₂SO_4(ℓ) + CaCO_{3 (s)} → CaSO_4(s) + H₂O_(ℓ) + CO_2(g)
    ↓               ↓                ↓
1 mol         1 mol          1 mol
98 g            100 g          136 g
4,9 t            8,0 t

Agora vamos seguir as etapas que foram mencionadas, sendo que a primeira é considerar uma das substâncias reagentes como limitante e determinar quanto de produto será formado. Vamos começar com o ácido sulfúrico:

98 g de H₂SO_4(ℓ) --------- 136 g de CaSO_4(s)
4,9 t de H₂SO_4(ℓ) --------- x
x = 6,8 t de CaSO_4(s)

A segunda etapa é fazer o mesmo procedimento para o outro reagente:

100g de CaCO_{3 (s)} --------- 136 g de CaSO_4(s)
8,0 t de CaCO_{3 (s)} --------- y
y = 10,88 t de CaSO_4(s

O ácido sulfúrico (H₂SO_4(ℓ)) é o reagente limitante, porque correspondeu à menor quantidade de reagente formada. Assim, as respostas para as perguntas são:

a) Sim, o ácido sulfúrico (H₂SO_4(ℓ)) é o reagente limitante e o carbonato de cálcio (CaCO_3(s)) é o reagente em excesso.

 b) A massa do sulfato de cálcio (CaSO_4(s)) formada é igual a 6,8 t (que é a massa formada de acordo com o cálculo feito para o reagente limitante).

c) A massa do carbonato de cálcio que não participou da reação é a diferença entre a quantidade que foi posta para reagir e a quantidade que de fato reagiu.

Para sabermos quanto que reagiu, basta fazer a seguinte regra de três:

98 g de H₂SO_4(ℓ) --------- 100g de CaCO_3(s)
4,9 t de H₂SO_4(ℓ) --------- m
m = 5,0 t de CaCO_{3 (s)}

Agora é só diminuir:

8,0t – 5,0t = 3,0t

A massa do reagente em excesso que não participou da reação é igual a 3,0 toneladas.