Reagente limitante, reagente em excesso e rendimento de uma reação química

​​Explicação

No laboratório, quando se faz reagir uma determinada quantidade de duas substâncias, são muitos poucos os casos em que se adiciona a quantidade certa de cada um dos reagentes de forma a que ambos se esgotem. Por este motivo surgiu o conceito de reagentes limitantes e em excesso.

Para além disso, muitas vezes também o próprio reagente possui algumas impurezas, levando a que o rendimento da reação não seja máximo.

Reagente limitante e em excesso

Quando só um dos reagentes é consumido na sua totalidade, no momento em que este se esgotar, a reação acaba.

Este reagente chama-se limitante pois existe em menor quantidade relativa e limita a duração da reação, enquanto que os outros reagentes que vão sendo consumidos  mas não na totalidade são os reagentes em excesso.

Exemplo

Numa experiência laboratorial pretende-se estudar a reação dos elementos alcalinoterrosos com a água. Para tal, fez-se reagir magnésio com água:

$$Mg(g)+ 2 \ H_2O (l) \rightarrow Mg(OH)_2 (aq) + H_2 (g)$$​ 

Se dentro de um copo foram introduzidas $$2$$ mol de magnésio e $$6$$ mol de água, as quantidades de moléculas no sistema reacional não estão de acordo com a estequiometria da reação. Repara:

Logo, como $$2 \ mol$$ de magnésio só precisam de $$4 \ mol$$ de água e no sistema reacional existem $$6 \ mol$$ de água, o magnésio é o reagente limitante e a água é o reagente em excesso.

Identificar o reagente limitante

Utilizando o processo do exemplo anterior podes identificar o reagente limitante, mas também é possível identificá-lo por outro processo que consiste na determinação do quociente entre a quantidade de matéria presente em cada reagente do sistema reacional e o seu respetivo coeficiente estequiométrico. O reagente limitante será aquele que tem um quociente menor.

Exemplo

Tendo em conta o exemplo anterior vamos calcular o reagente limitante:

​ 

Logo, como o magnésio tem o menor quociente, é o reagente limitante.

Grau de pureza 

É muito habitual encontrar-se reagentes que têm impurezas. Nestes casos, deves ter em conta que só a quantidade de reagente puro será consumida no decorrer de uma reação. O grau de pureza pode ser determinado da seguinte forma:

O grau de pureza também pode ser expresso percentualmente através da seguinte expressão:

​$$GP (\%)=\dfrac{m_\text{susbtância}}{m_\text{amostra}} \times 100$$

Exemplo

Foram utilizados $$5{,}0 \ mL$$ de uma solução de ácido sulfúrico com densidade de $$1{,}2 \ g/mL$$​ para reagir com uma solução de $$13{,}0 \ g$$ de hidróxido de sódio com uma pureza de $$85{,}0 \%$$. Indica qual é o reagente limitante. Considera $$M(H_2SO_4)=98{,}08 \ g/mol$$; $$M(NaOH)=34{,}99 \ g/mol$$

Começa por escrever a equação da reação:

$$H_2SO_4 (aq) + 2\ NaOH(aq) \rightarrow Na_2SO_4(aq)+ 2\ H_2O(l)$$

Determina a quantidade de base pura que existe em $$13{,}0 \ g$$:

$$GP(\%)=\dfrac{m_\text{susbtância}}{m_\text{amostra}} \times 100\Leftrightarrow 85=\dfrac{m_\text{susbtância}}{13{,}0}\times 100 \Leftrightarrow m_\text{susbtância}=\dfrac{85 \times13{,}0}{100}=11{,}05 \ g$$

A seguir, determina a massa de ácido:

​$$m_{H_2SO_4}=1{,}2 \times 5{,}0= 6 \ g$$

Calcula a quantidade de ácido e de base:

$$\begin{aligned}& n_{H_2SO_4}=\dfrac{6}{98{,}08}=0{,}61 \ mol \\\,\\& n_{H_2SO_4}=\dfrac{11{,}05}{39{,}99}=0{,}28 \ mol\end{aligned}$$

Finalmente, determina qual é o reagente limitante:

Logo, como o quociente da base é o menor, é este o reagente limitante. 

Rendimento de uma reação

A presença das impurezas referidas anteriormente vai afetar o rendimento de uma reação, porque quando se acha que se está a fazer reagir uma dada quantidade de substância, na verdade, parte dela corresponde a impurezas que não reagem.

Ou seja, a massa de produto obtido é inferior à esperada.

O rendimento, $$\eta$$​, de uma reação é a razão entre a quantidade de produto obtida e a quantidade de produto prevista. Pode ser expressa de três maneiras diferentes:

​$$\eta= \dfrac{n_\text{obtido}}{n_\text{previsto}}\times 100=\dfrac{m_\text{obtida}}{m_\text{prevista}}\times 100=\dfrac{V_\text{obtido}}{V_\text{previsto}}\times 100$$

Nota: Para cálculos estequeométricos que levem à determinação do rendimento de uma reação deves, sempre, usar o reagente limitante.

Exemplo

Considerando o exemplo anterior, calcula o rendimento da reação, sabendo que a quantidade de sulfato de sódio obtida foi $$0{,}16 \ mol$$.

Começa por determinar a massa prevista. Para tal, como já sabes que a base é o reagente limitante:

​$$n_{Na_2SO_4}= 0{,}28 \ mol$$

Assim, podes calcular o rendimento da reação:

​$$\eta=\dfrac{0{,}16}{0{,}28}\times 100=57{,}14 \ \%$$​​

Economia atómica percentual

A economia percentual é a razão entre a massa dos átomos dos produtos desejados $$(m_\text{desejado})$$​ e a massa dos átomos dos reagentes $$(m_\text{reagentes})$$:

​$$EA(\%)=\dfrac{m_\text{desejado}}{m_\text{reagentes}}\times 100$$

Esta expressão permite-te determinar se os reagentes se transformam num único produto ou se há subprodutos indesejados. Quando $$EA=100\%$$, a economia atómica é máxima.

Exemplo

Calcula a economia percentual da reação do exemplo anterior entre o ácido sulfúrico e o hidróxido de sódio sabendo que $$M(Na_2SO_4)=142{,}04 \ g/mol$$ e $$M(H_2O)=18{,}02 \ g/mol$$.

Aplicando a expressão:

$$EA=\dfrac{142{,}04}{98{,}08+ 2 \times 39{,}99}\times100=79{,}77 \ \%$$

Nota: Repara que o a massa de hidróxido de sódio tem que ser multiplicada por dois devido à estequeometria da reação.

Assim, a reação tem $$\underline{79{,}77\ \%}$$ de economia atómica, sendo que os restante $$20{,}23 \ \%$$ correspondem a massa que foi perdida como subproduto da reação.