Răspuns pe scurt
Transformă cantitățile în moli și compară n/coeficient pentru fiecare reactant din ecuația egalată. Raportul mai mic identifică reactantul limitant; din el calculezi cantitatea teoretică de produs.
Ca să afli reactantul limitant, împarți cantitatea în moli a fiecărui reactant la coeficientul lui din ecuația egalată. Raportul mai mic arată ce reactant se consumă complet. Din acesta calculezi apoi cantitatea teoretică de produs. Dacă primești grame, le transformi întâi în moli.
Explicația este pentru liceenii care cunosc molul și primesc probleme cu cantitățile ambilor reactanți. Lucrăm pe hârtie, cu substanțe pure, reacție completă și fără reacții secundare.
Ai mai mulți moli de hidrogen. Tot el se termină?
Ai 4 mol H₂ și 3 mol O₂, iar ecuația este:
2H₂ + O₂ → 2H₂O.
Pentru fiecare 2 mol de hidrogen se consumă 1 mol de oxigen și se formează 2 mol de apă. Coeficienții dau acest raport în moli; interpretarea lor este explicată în OpenStax, Chemistry 2e, secțiunea 4.3.
Cei 4 mol H₂ au nevoie de 2 mol O₂. Ai 3 mol O₂, deci oxigenul ajunge și mai rămâne. Hidrogenul este reactantul limitant, deși numărul lui de moli este mai mare decât al oxigenului.
Poți vedea limita și dinspre oxigen: pentru toți cei 3 mol O₂ ar trebui să ai 6 mol H₂. Îți lipsesc 2 mol H₂ ca să consumi tot oxigenul.
Ce compari în tabel?
Împarți fiecare cantitate inițială la coeficientul din fața formulei:
| Reactant | Cantitate inițială | Coeficient | n/coeficient |
|---|---|---|---|
| H₂ | 4 mol | 2 | 2 mol |
| O₂ | 3 mol | 1 | 3 mol |
Raportul mai mic este 2 mol, pentru H₂. La O₂ împarți la 1, nu la indicele 2. Indicele numără atomii din moleculă. Dacă ai folosit 2 pe ambele rânduri, reia diferența dintre coeficienți și indici.
Lecția OpenStax despre reactantul limitant explică alegerea prin cantitățile în moli și raportul cerut de ecuație. Poți face și o probă: cei 4 mol H₂ ar permite 4 mol H₂O, iar cei 3 mol O₂ ar permite 6 mol H₂O dacă ar exista suficient hidrogen. Cantitatea posibilă teoretic este cea mai mică: 4 mol H₂O.
Oxigenul în exces rămâne în calcul
Pentru cei 4 mol H₂O se consumă 4 × 1/2 = 2 mol O₂. Scazi din cantitatea inițială: 3 − 2 = 1 mol O₂ rămas.
Nu aduni 4 mol H₂ cu 3 mol O₂ ca să obții 7 mol H₂O. Cantitatea de produs vine din raportul ecuației, iar oxigenul rămas nu se transformă singur în apă.
Cum începi dacă enunțul dă 8 g și 96 g?
Să scriem aceeași problemă cu 8 g H₂ și 96 g O₂. Folosim valorile atomice relative rotunjite H = 1 și O = 16. Astfel, M(H₂) = 2 g/mol, M(O₂) = 32 g/mol și M(H₂O) = 18 g/mol.
Aplici n = m/M separat:
n(H₂) = 8 g / (2 g/mol) = 4 mol;
n(O₂) = 96 g / (32 g/mol) = 3 mol.
Acum poți folosi tabelul. Gramele nu se introduc în locul lui n. În alt enunț, păstrează valorile atomice oferite acolo.
Cei 4 mol H₂O înseamnă 4 × 18 = 72 g de apă. Oxigenul rămas are masa 1 × 32 = 32 g. Verificarea trebuie să includă și excesul:
8 + 96 = 72 + 32 = 104 g.
Dacă ai compara masa inițială de 104 g numai cu cele 72 g de apă, ai omite cele 32 g de oxigen rămase.
Schimbă datele: 5 mol H₂ și 2 mol O₂
Cu aceeași ecuație, află singur reactantul limitant și ce cantități rămân după reacție.
De data aceasta, 5/2 = 2,5 mol pentru H₂, iar 2/1 = 2 mol pentru O₂. Oxigenul este limitant. Se formează teoretic 4 mol H₂O și se consumă 4 mol H₂. Din hidrogen rămân 5 − 4 = 1 mol. Dacă ți-a ieșit tot hidrogenul limitant, uită-te la noile rapoarte, nu la răspunsul primului exemplu.