Reactivo limitante

Imagina que es un sábado por la noche y que tienes un fuerte antojo de galletas. Eliges una receta y buscas los ingredientes en tu despensa. Querías hacer dos docenas de galletas, pero parece que solo tienes harina para una docena. Eso significa que la harina es un reactivo limitante.

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    Reactivo limitante rendimientos de la reacción StudySmarterFig. 1: Hacer galletas es un buen ejemplo para saber cómo funciona el reactivo limitante y los rendimientos de la reacción.

    Ahora que tienes todos los ingredientes, haces la masa. Pero, al cortar las galletas, te das cuenta de que solo te ha alcanzado para hacer 11, a pesar de que la receta decía 12. Este es el rendimiento real.

    La cantidad de producto que se genera realmente durante un experimento se conoce como rendimiento real o experimental. Por una serie de razones, este puede no coincidir exactamente con el rendimiento teórico.

    Algunos ejemplos son las reacciones inefectivas, los efectos adversos, las técnicas de extracción desafiantes o derrochadoras y los errores experimentales.

    En nuestro ejemplo de las galletas, el rendimiento puede deberse a un error experimental (o simplemente has hecho las galletas demasiado grandes). En este artículo trataremos los reactivos limitantes y los rendimientos de las reacciones. Aprenderás su importancia y cómo calcularlos.

    • Este artículo se centra en dos temas pricipales: el reactivo limitante y los rendimientos de las reacciones.
    • En primer lugar, aprenderemos a identificar el reactivo limitante y a calcular el rendimiento, en función de él.
    • Después veremos cómo medir el porcentaje de rendimiento y explicaremos lo que ese valor dice sobre una reacción.

    ¿Qué es un reactivo?

    Un reactivo es una sustancia —generalmente, un átomo de un elemento o una molécula formada por varios átomos de elementos químicos— que tiene la capacidad de llevar a cabo una reacción química que crea otra molécula o sustancia (producto).

    Veamos un ejemplo:

    En la reacción química de la formación del agua, los dos reactivos son dos moléculas de hidrógeno molecular (H2) y una molécula de oxígeno molecular (O2), para dar como producto dos moléculas de agua (H2O):

    $$2H_{2}+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O$$

    Reactivos de una ecuación química

    Antes de adentrarnos en las definiciones de los distintos tipos de reactivos que puede haber en una reacción química, veamos qué son los reactivos de una reacción:

    Los reactivos son los átomos o moléculas que hacemos reaccionar entre sí para generar los productos de una reacción.

    Los reactivos que intervienen en las reacciones químicas se pueden clasificar en función de muchos criterios; pero, en este artículo nos centraremos en su clasificación según su abundancia en la reacción. De acuerdo con esta distinción, tenemos:

    • El reactivo limitante: es el reactivo que se consume más rápidamente. Determina cuándo la reacción se detiene.
    • El reactivo o reactivos en exceso: es el reactivo (o los reactivos) que no se consumen completamente, ya que el reactivo limitante se ha terminado y el resto de reactivos no puede seguir reaccionando, lo que provoca que sobre cierta cantidad del otro (o los otros) reactivos.

    Reactivo limitante Reactivos StudySmarter

    Fig. 2: Los reactivos son los átomos o moléculas que hacemos reaccionar entre sí para generar los productos de una reacción.

    Reactivo en exceso

    El reactivo (o reactivos) en exceso es el átomo o molécula que sobra cuando termina una reacción.

    Cuando se lleva a cabo una reacción química, el reactivo que determina cuándo se finaliza es el reactivo limitante: cuando este se termina, la reacción deja de producirse. Por lo tanto, el o los otros reactivos dejan de reaccionar, y quedan en exceso (como sobrantes) sin dar lugar a más cantidad de productos.

    Reactivo limitante

    Un reactivo inicial que se consume en una reacción se conoce como reactivo limitante. El reactivo limitante restringe la cantidad del producto final que puede producirse en una reacción química; en cuanto se termina, la reacción se detiene.

    Si no hay reactivo limitante en una reacción, esto significa que ambos reactivos se encuentran en la misma medida y se gastan a la misma velocidad; en ese caso, la reacción se detendrá cuando ambos se terminen.

    ¿Cómo calcular el reactivo limitante?

    Cuando llevamos a cabo experimentos, es poco probable que tengamos proporciones exactamente iguales de nuestros reactivos. Ya sea por falta de disponibilidad de reactivos, por un error de medición o por otros motivos, uno de ellos será el reactivo limitante. Los pasos a seguir para determinar cuál es, son los siguientes:

    1. Escribimos y equilibramos la ecuación química.
    2. A continuación, convertimos todas las masas de los reactivos en moles.
    3. Calculamos el producto creado para ambos reactivos, utilizando la relación molar.
    4. El reactivo limitante es el que produce menos productos.

    La relación molar es la relación que existe entre los moles que tenemos de una sustancia y los moles que tenemos de otra.

    Aunque tengamos menos cantidad de un reactivo, en términos de gramos, eso no significa que sea limitante. El reactante limitante no es el reactivo del que tenemos menos cantidad, sino el reactivo que se agota primero en una reacción. En el siguiente apartado veremos algunos ejemplos.

    Problemas de reactivo limitante

    Veamos ahora algunos ejercicios en los que podamos aplicar todo lo que hemos aprendido a lo largo de esta explicación:

    Dada la reacción $$Zn + HCl\rightarrow ZnCl_{2} + H_{2}$$

    si tenemos 30,2 mL de HCl (d = 1,2 g/mL) y 40,2 g de Zn, ¿cuál es el reactivo limitante?

    Solución:

    Ya que tenemos la ecuación, nuestro primer paso es equilibrarla. Para ello, nos aseguramos de que las cantidades de cada elemento sean iguales en ambos lados:

    • A la izquierda tenemos 1 mol de Zn, 1 mol de H y 1 mol de Cl.
    • A la derecha, tenemos: 1 mol de Zn, 2 mol de Cl (por el subíndice) y 2 mol de H.

    Por lo tanto, vemos que tenemos una cantidad desigual de H y Cl. Cuando equilibramos una ecuación, multiplicamos una molécula por un número llamado coeficiente. Esto es para asegurar que la proporción de elementos dentro de la molécula se mantenga igual.

    Entonces, para equilibrar estos elementos, multiplicaremos HCl por 2:

    $$Zn + 2HCl\rightarrow ZnCl_{2} + H_{2}$$

    Ahora que tenemos nuestra ecuación equilibrada, tenemos que convertir las cantidades de reactivos a moles. Para ello, calculamos la masa molar. Lo hacemos sumando la masa atómica de cada elemento del compuesto, que obtendremos de la tabla periódica:

    • Masa atómica del Zn: 65,39 g/mol
    • Masa atómica del H: 1,01 g/mol
    • Masa atómica del Cl: 35,45 g/mol
    • Masa atómica del HCl: 36,46 g/mol

    Ahora que tenemos la masa molar de cada especie, podemos convertir los gramos a moles, dividiendo la cantidad en gramos por la masa molar. Para el HCl, al ser un líquido, primero tenemos que dividir su cantidad en ml entre su densidad.

    • Densidad del HCl: 1,2 g/mL

    (Cuando dividimos por una fracción, el denominador se convierte en el numerador)

    $$30,2mL\cdot \frac{1,2\ g}{1\ mL}= 36,24\ g\ HCl$$

    $$\frac{36,24\ g}{\frac{36,46\ g}{1\ mol}}= 0,994\ mol\ HCl$$

    A continuación, convertimos de gramos a moles dividiendo la cantidad de gramos de zinc (Zn) en la reacción, por la masa molar de Zn:

    $$\frac{40,2\ g}{\frac{65,39\ g}{mol}}= 0,65\ mol\ Zn$$

    Por último, podemos utilizar la relación molar para calcular el rendimiento teórico de cada reactivo. Como vimos, la relación molar es la relación entre los reactivos y los productos dada, por sus coeficientes en la ecuación química. Para hallar este rendimiento, multiplicaremos los moles de cada reactivo por la relación entre el producto y el reactivo. No importa para que producto se calcule el rendimiento, siempre que sea el mismo para ambos:

    $$0,615\ mol\ HCl \cdot \frac{1\ mol\ ZnCl_{2}}{1\ mol\ Zn}= 0,615\ mol\ ZnCl_{2}$$

    $$0,994\ mol\ HCl\cdot \frac{1\ mol\ ZnCl_{2}}{2\ mol\ HCl}= 0,497\ mol\ ZnCl_{2}$$

    Como el HCl produce menos producto, es el reactivo limitante.

    Es fundamental asegurarse de que la ecuación está equilibrada. En el ejemplo anterior, si hubiéramos dejado la ecuación desequilibrada, habríamos calculado que el Zn es el reactivo limitante.

    También podemos usar los pasos descritos para calcular el exceso que tendríamos. Veamos un ejemplo:

    Dada la siguiente ecuación
    $$AgNO_3+NaC l\rightarrow AgCl+NaNO_3$$

    ¿Cuántos gramos de exceso de reactivo habrá si se hacen reaccionar 42,6 g de AgNO3 con 13,6 g de NaCl?

    Solución:

    La ecuación ya está equilibrada, así que podemos pasar a convertir nuestras cantidades de masa en moles.

    Empezamos calculando la masa molar de cada especie:

    • Ag: 107,87 g/mol
    • N: 14,01 g/mol
    • O: 16,00 g/mol (O3: 48,00 g/mol)
    • AgNO3: 169,87 g/mol
    • Na: 22,99 g/mol
    • Cl: 35,45 g/mol
    • NaCl: 58,44 g/mol

    Ahora, podemos convertir de gramos a moles:

    $$ \frac{42,6\ g}{\frac{169,87\ g}{mol}}=0,251\ mol\ AgNO_3 $$

    $$ \frac{13,6\ g}{\frac{58,44\ g}{mol}}=0,233\ mol\ NaCl $$

    Como los reactivos y los productos tienen una relación 1:1, no necesitamos calcular el rendimiento del producto para ver que el NaCl es limitante. Debido a esta relación 1:1, si se consumen 0,233 moles de NaCl, eso significa que también se consumen 0,233 moles de AgNO3. Podemos utilizar esto para volver a convertir a gramos y obtener nuestra cantidad excedente del reactivo:

    $$0,251\ moles-0,233\ moles=0,018\ moles\ AgNO_3$$

    $$0,018\ moles*\frac{169,87\ g}{mol}=3,06\ g\ AgNO_3$$

    Por lo tanto, AgNO3 tiene 3,06 gramos en exceso.

    El rendimiento químico de las reacciones

    En un mundo perfecto, nuestros rendimientos teóricos serían siempre iguales a nuestros rendimientos reales/experimentales; pero, desgraciadamente, no es así. Por eso, Empleamos el porcentaje de rendimiento para ver la diferencia entre estas cantidades.

    El porcentaje de rendimiento es la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico. La ecuación para calcularlo es la siguiente:

    $$Porcentaje\ de\ rendimiento = \frac{rendimiento\ real}{rendimiento\ teorico}\cdot 100$$

    Aquí tenemos que tener en cuenta dos factores:

    1. El porcentaje de rendimiento químico es diferente del porcentaje de error, que también compara los rendimientos reales y teóricos, pero lo hace para mostrar el grado de error.
    2. El porcentaje de rendimiento puede ser superior al 100 %. Esto no significa que la reacción haya generado más producto de lo que debía, sino que suele deberse a un error.
      • Por ejemplo, si su producto tuvo que ser secado para eliminar el disolvente, la masa extra podría ser disolvente sobrante. Otra posibilidad es que el producto haya absorbido algo de vapor de agua en el aire, lo que ha añadido masa.

    El porcentaje de rendimiento se utiliza para observar la eficiencia de una reacción. Si el porcentaje de rendimiento de una reacción es muy bajo, se debería probar otro método u reacción para obtener más producto, si es posible.

    La química verde es la rama de la química que se centra en reducir la necesidad de materiales peligrosos y crear procesos lo más eficientes posible para minimizar los residuos.

    Mientras que el porcentaje de rendimiento examina la eficiencia de un proceso determinado, la economía atómica examina las eficiencias teóricas de los diferentes procesos.

    La economía atómica se emplea para medir la eficiencia de los distintos procesos. Su fórmula es: $$\text{economia atomica}=\frac{\text{masa del producto}}{\text{masa de los reactivos}}*100\%$$

    Veamos algunos ejemplos:

    En el laboratorio, hemos descompuesto 35,4 g de KClO3. Una vez completada la descomposición, pudimos recoger 0,150 moles de O2.

    ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de O2?

    Solución:


    $$KClO_3\rightarrow KCl +O_2$$

    Lo primero que tenemos que hacer es equilibrar esta reacción. La reacción equilibrada es:

    $$2KClO_3\rightarrow 2KCl +3O_2$$

    A continuación, tenemos que convertir los gramos de reactivo en moles.

    • K: 39,10 g/mol
    • Cl: 35,45 g/mol
    • O: 16,00 g/mol (O3: 48,00 g/mol)
    • KClO3: 122,55 g/mol

    $$\frac{35,4\,g}{\frac{122,55\,g}{mol}}=0,289\,mol$$

    Ahora, podemos calcular el rendimiento teórico:

    $$0,289\,mol\,KClO_3*\frac{3\,mol\,O_2}{2\,mol\,KClO_3}=0,434\,mol\,O_2$$

    Por último, calculamos el porcentaje de rendimiento:

    $$porcentaje\ de\ rendimiento= \frac {rendimiento\ real}{rendimiento\ teorico}*100 \% $$

    $$\frac{0,150\,mol}{0,434\,mol}*100\%=34,6\%$$

    Producir solo un tercio del rendimiento teórico indica poca eficiencia de la reacción. En este caso, el problema puede estar en el método utilizado para recoger el gas oxígeno, o puede haber algún otro problema. Otra cosa a tener en cuenta es que las unidades no importan siempre que sean las mismas. El porcentaje de rendimiento también puede calcularse en gramos o en mililitros, por ejemplo.

    Veamos otro ejemplo, esta vez combinando los conceptos de reactivo limitante y porcentaje de rendimiento.

    Durante un experimento, se hicieron reaccionar 15,2 g de Fe y 38,7 g de CuSO4 en un vaso de precipitados. Una vez finalizada la reacción, se recogieron 12,8 g de Cu.

    $$Fe+CuSO_4 \rightarrow Cu+FeSO_4$$

    ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento?

    Solución:

    Lo primero que tenemos que hacer es determinar cuál es el reactivo limitante. Para ello, seguimos los mismos pasos que antes:

    • Fe: 55,85 g/mol
    • Cu: 63,55 g/mol
    • S: 32,06 g/mol
    • O: 16,00 g/mol (O4: 64,00 g/mol)
    • CuSO4: 159,61 g/mol

    $$\frac{15,2\,g}{\frac{55,85\,g}{mol}}=0,272\,mol\,Fe$$

    $$\frac{38,7\,g}{\frac{159,61\,g}{mol}}=0,242\,mol\,CuSO_4$$

    Como hay una relación 1:1 entre reactivos y productos, podemos ver que el CuSO4 es limitante. Como nuestro rendimiento real se da en gramos, tenemos que convertir nuestro rendimiento teórico a gramos, para que coincida:

    $$0,242\,mol*\frac{63,55\,g}{mol}=15,4\,g\,Cu$$

    Ahora que tenemos nuestro rendimiento teórico en gramos, podemos calcular el porcentaje de rendimiento:

    $$porcentaje\ de\ rendimiento= \frac {rendimiento\ real}{rendimiento\ teorico}*100 \% $$

    $$\frac{12,8\,g}{15,4\,g}*100=83,1\%$$

    Si lo comparamos con nuestro ejemplo anterior, este experimento/reacción es mucho más eficiente. Sin embargo, como hemos señalado antes, el hecho de que un porcentaje de rendimiento sea alto no siempre significa que sea más eficiente. Las impurezas en el producto pueden llevar a un rendimiento real inflado.

    Reactivo limitante - Puntos clave

    • Un reactivo limitante es un reactivo que se agotará más rápido en una reacción. Por lo tanto, limita la cantidad de producto que se puede obtener. Puede determinarse calculando los rendimientos teóricos de todos los reactivos. El reactivo que produce la menor cantidad de producto es el limitante.
    • El reactivo (o reactivos) en exceso es el átomo o molécula que sobra cuando termina una reacción. Cuando se lleva a cabo una reacción química, el reactivo que determina cuándo termina es el reactivo limitante, ya que cuando este se termina, la reacción deja de producirse. Por lo tanto, el otro reactivo (o los otros reactivos) deja de reaccionar, y queda en exceso sin dar lugar a más cantidad de productos.
    • El rendimiento real o experimental es la cantidad de producto que se obtiene realmente durante un experimento. Puede diferir del rendimiento teórico por varias razones; por ejemplo, por los errores experimentales, las reacciones secundarias, los métodos de extracción difíciles/desaprovechados y las reacciones ineficientes.
    • El porcentaje de rendimiento es la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico. Se utiliza para indicar la eficiencia de una reacción.
    Preguntas frecuentes sobre Reactivo limitante

    ¿Qué es un reactivo en una ecuación química?

    Un reactivo en una ecuación química es una sustancia, generalmente un átomo de un elemento o una molécula, formada por varios átomos de elementos químicos; tiene la capacidad de llevar a cabo una reacción química y crear otra molécula o sustancia (producto).

    ¿Cuáles son las características del reactivo limitante?

    El reactivo limitante se consume en una reacción. El reactivo limitante restringe la cantidad del producto final que puede producirse en una reacción química; en cuanto se termina, la reacción se detiene.

    ¿Cómo se determina el reactivo limitante?

    El reactivo limitante se determina siguiendo estos pasos:

    1. Escribimos y equilibramos la ecuación química.
    2. A continuación, convertimos todas las masas de los reactivos en moles.
    3. Calculamos el producto creado para ambos reactivos utilizando la relación molar.
    4. El reactivo limitante es el que produce menos productos.

    ¿Qué pasa cuando no hay reactivo limitante?

    Cuando no hay reactivo limitante en una reacción, esto significa que ambos reactivos se encuentran en la misma medida y se gastan a la misma velocidad; por lo tanto, la reacción se detendrá cuando ambos se terminen.

    ¿Qué importancia tienen las ecuaciones químicas y el reactivo limitante? 

    La ecuación química es importante porque debe estar balanceada adecuadamente para poder calcular el reactivo limitante de forma correcta.

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    El porcentaje de rendimiento de una reacción es del 42,2%, ¿Cuál de las siguientes es una posible explicación?

    Verdadero o falso: El reactivo limitante es el que tenemos en menor cantidad (en gramos).

    Verdadero o falso: El porcentaje de rendimiento es el mismo que el porcentaje de error.

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