Physique-Chimie > Chimie - La Matière et ses Transformations > Réactions Chimiques > Réactif limitant, réactif en excès

Réactif Limitant et Réactif en Excès : Le Guide Complet

Comprendre le concept de réactif limitant et de réactif en excès est crucial en chimie. Cette ressource explique en détail comment identifier ces réactifs, calculer la quantité de produit formé et maîtriser la stœchiométrie des réactions chimiques.

Introduction : Qu'est-ce qu'un réactif limitant ?

En chimie, une réaction se produit entre différents réactifs pour former un ou plusieurs produits. Cependant, les réactifs ne sont pas toujours présents dans les proportions idéales, telles que définies par l'équation chimique équilibrée. Dans ce cas, un réactif est entièrement consommé avant les autres. Ce réactif, qui détermine la quantité maximale de produit pouvant être formée, est appelé réactif limitant.

Réactif en excès : Ce qui reste après la réaction

Le réactif en excès est celui qui reste après que la réaction est terminée. Il est présent en plus grande quantité que nécessaire pour réagir complètement avec le réactif limitant.

Pourquoi est-ce important de les identifier ?

Identifier le réactif limitant est essentiel car il permet de calculer le rendement théorique d'une réaction. Le rendement théorique est la quantité maximale de produit que l'on peut obtenir si la réaction se déroule de manière parfaite. La connaissance du réactif limitant permet également d'optimiser les réactions chimiques en utilisant les quantités appropriées de chaque réactif, réduisant ainsi le gaspillage et les coûts.

Comment identifier le réactif limitant : Méthode pas à pas

Voici une méthode étape par étape pour déterminer le réactif limitant dans une réaction chimique:

  1. Écrire et équilibrer l'équation chimique: Assurez-vous que l'équation est correctement équilibrée. Ceci est fondamental pour déterminer les rapports stœchiométriques.
  2. Convertir les masses des réactifs en moles: Utilisez la masse molaire de chaque réactif pour convertir sa masse en nombre de moles. La formule est : nombre de moles = masse / masse molaire
  3. Calculer le rapport molaire de chaque réactif: Divisez le nombre de moles de chaque réactif par son coefficient stœchiométrique dans l'équation équilibrée.
  4. Identifier le réactif limitant: Le réactif avec le plus petit rapport molaire est le réactif limitant.

Exemple :

Considérons la réaction : 2H2 + O2 → 2H2O

Supposons que nous ayons 4g de H2 et 32g de O2.

Masse molaire de H2 = 2g/mol, donc moles de H2 = 4g / 2g/mol = 2 moles

Masse molaire de O2 = 32g/mol, donc moles de O2 = 32g / 32g/mol = 1 mole

Rapport molaire de H2 = 2 moles / 2 (coefficient) = 1

Rapport molaire de O2 = 1 mole / 1 (coefficient) = 1

Dans ce cas, H2 et O2 sont tous les deux limitants. Ils seront consommés en totalité.

Autre Exemple :

Considérons la réaction : N2 + 3H2 → 2NH3

Supposons que nous ayons 28g de N2 et 9g de H2.

Masse molaire de N2 = 28g/mol, donc moles de N2 = 28g / 28g/mol = 1 mole

Masse molaire de H2 = 2g/mol, donc moles de H2 = 9g / 2g/mol = 4.5 moles

Rapport molaire de N2 = 1 mole / 1 (coefficient) = 1

Rapport molaire de H2 = 4.5 moles / 3 (coefficient) = 1.5

N2 est le réactif limitant car son rapport molaire est le plus petit.

Calcul du rendement théorique

Une fois le réactif limitant identifié, vous pouvez calculer le rendement théorique. Utilisez la stœchiométrie de la réaction pour déterminer la quantité maximale de produit qui peut être formée à partir du réactif limitant.

Exemple (suite de l'exemple précédent) :

Puisque N2 est le réactif limitant et que le rapport stœchiométrique entre N2 et NH3 est de 1:2, 1 mole de N2 peut produire 2 moles de NH3.

Masse molaire de NH3 = 17g/mol, donc la masse de 2 moles de NH3 = 2 moles * 17g/mol = 34g.

Le rendement théorique de NH3 est donc de 34g.

Exemples concrets

  • Cuisson d'un gâteau : Si vous manquez de farine (réactif limitant), vous ne pourrez pas faire un gâteau complet, même si vous avez beaucoup d'œufs, de sucre et de beurre (réactifs en excès).
  • Combustion du méthane : Dans la réaction de combustion du méthane (CH4) avec l'oxygène (O2), si l'oxygène est limité, la combustion sera incomplète et du monoxyde de carbone (CO) sera produit au lieu du dioxyde de carbone (CO2).

Tableau récapitulatif : Identifier et Calculer

Étape Description Action
1 Équilibrer l'équation Assurer la stœchiométrie correcte
2 Convertir en moles Masse (g) / Masse molaire (g/mol)
3 Calculer le rapport molaire Moles / Coefficient stœchiométrique
4 Identifier le réactif limitant Plus petit rapport molaire
5 Calculer le rendement théorique Utiliser la stœchiométrie du réactif limitant

Ce qu'il faut retenir

  • Le réactif limitant est le réactif entièrement consommé en premier lors d'une réaction chimique.
  • Le réactif en excès est le réactif restant une fois la réaction terminée.
  • Identifier le réactif limitant permet de calculer le rendement théorique de la réaction.
  • Pour identifier le réactif limitant, il faut convertir les masses en moles, calculer les rapports molaires et comparer ces rapports.

← Nombre de Masse et Isotopes : Variations Atomiques Structure de l'Atome : Noyau et Cortège Électronique →

FAQ

  • Pourquoi est-il important d'équilibrer l'équation chimique avant de déterminer le réactif limitant ?

    L'équation équilibrée fournit les rapports stœchiométriques corrects entre les réactifs et les produits. Ces rapports sont essentiels pour calculer les quantités de réactifs nécessaires et déterminer le réactif limitant avec précision.
  • Que se passe-t-il si on utilise une quantité excessive de réactif en excès ?

    L'utilisation d'une quantité excessive de réactif en excès n'augmente pas le rendement de la réaction, car le rendement est limité par le réactif limitant. Cependant, elle peut faciliter la réaction en augmentant la probabilité de rencontre entre les molécules réactives, ou rendre la purification du produit plus difficile. C'est souvent une perte de ressource et de l'argent.
  • Comment le concept de réactif limitant s'applique-t-il dans la vie de tous les jours ?

    Il s'applique dans de nombreux domaines, comme en cuisine (quantités d'ingrédients), dans l'industrie chimique (optimisation des processus de production), ou en pharmacie (synthèse de médicaments).