Uno de los temas que más confusión genera en estequiometría es, sin duda, el reactivo limitante. La mayoría de los libros de texto presentan este concepto con ejemplos cotidianos, como la preparación de sándwiches: una metáfora útil para captar la idea, pero que puede quedarse corta cuando entramos a los ejercicios prácticos sobre reacciones químicas. Esta falta de claridad suele convertirse en una barrera que complica temas avanzados. Así que, ¿cómo podemos desentrañar realmente el misterio del reactivo limitante?

En este post, te mostraremos tres métodos sencillos para identificar el reactivo limitante, destacando las ventajas y desventajas de cada uno. Pero antes de entrar en materia, aclaremos algunos puntos esenciales para asegurar que dominés los conceptos básicos y podás aplicar estos métodos sin dificultad:

1. El concepto de reactivo limitante solo tiene sentido para reacciones que involucran dos o más reactivos.

2. Es necesario conocer la reacción específica en la que participan las sustancias.

3. Es imperativo contar con ecuaciones balanceadas para entender las proporciones correctas.

4. En el caso de dos reactivos, ambos pueden estar en cantidades estequiométricas (las que indica la ecuación balanceada) o uno de ellos puede estar en exceso.

5. El reactivo limitante se consume durante la reacción, impidiendo que esta continúe (de ahí su nombre), lo que significa que quedará parte del reactivo o los reactivos en exceso sin reaccionar.

Tomaremos como ejemplo una reacción sencilla: la de combustión completa del metano. En la imagen tenemos el modelo espacial y la ecuación química balanceada del proceso. Supondremos que tenemos 35 g de metano y 50 g de oxígeno.

Para todos los métodos, el primer paso es calcular la cantidad de moles de cada reactivo, y para eso necesitamos conocer las masas molares respectivas. Para esto, usaremos los valores de la tabla periódica de la IUPAC:

La masa molar del metano es 16,043 g/mol y la del oxígeno es 31,998 g/mol, de modo que los moles se calculan así:

Método 1: Comparación de moles

Con las cantidades molares de cada sustancia y según la ecuación balanceada, podemos calcular la cantidad necesaria del otro reactivo. A continuación, se hace el cálculo para ambos reactivos, aunque con solo uno de ellos se obtiene la misma información.

Si hacemos el cálculo del metano necesario para que reaccione todo el oxígeno, notamos que se requieren 0,80 moles, que es bastante menos que los 2,2 moles disponibles. Por lo tanto, el metano está en exceso y el oxígeno es el reactivo limitante.

De igual forma, si hacemos el cálculo a partir del metano, obtenemos que se necesitan 4,4 moles de oxígeno, pero tenemos apenas 1,6 moles disponibles. Así, llegamos a la misma conclusión: el oxígeno es el reactivo limitante, mientras que el metano está en exceso. Esto confirma el resultado del párrafo anterior, como era de esperar.

Método 2: Relación de moles

El segundo método es muy semejante al anterior, pero más breve. Simplemente, se determinan las relaciones molares entre los reactivos para poder reconocer cuál de ellos está en exceso. En nuestro ejemplo, dividimos los moles de metano entre los moles de oxígeno, aunque se llega a la misma conclusión si dividimos los moles de oxígeno entre los de metano.

Notá que la relación molar estequiométrica es de 0,5 moles de metano por cada mol de oxígeno. Como en nuestro ejemplo tenemos 1,4 moles de metano por cada mol de oxígeno, tenemos un exceso de metano (1,4 > 0,5), por lo tanto, el oxígeno es el reactivo limitante. Si hubiéramos hecho el proceso inverso, veríamos que la relación estequiométrica es de dos moles de oxígeno por cada mol de metano, mientras que en el ejemplo tenemos una relación de 0,73 moles de oxígeno por cada mol de metano. Esto también indica que el oxígeno es el reactivo limitante (0,73 < 2).

Método 3: Rendimiento teórico

Sin duda, este es el método más conocido y utilizado. Su principal ventaja radica en que permite responder la típica pregunta que surge al determinar el reactivo limitante: ¿cuánto se genera de cierto producto? Es similar al método 1, pero en esta ocasión la comparación se hace entre los reactivos y un producto cualquiera, en lugar de entre los reactivos.

Es claro que el oxígeno produciría menos dióxido de carbono que el metano, por lo que el oxígeno es el reactivo limitante. Se llega a la misma conclusión si repetimos el procedimiento para cualquier otro producto; por ejemplo, en este caso, para el agua. A partir del oxígeno, se generarían 1.6 moles de agua, mientras que a partir del metano se generarían 4.4 moles. Nuevamente, como el oxígeno produce menos agua, queda claro que es el reactivo limitante. Notá que no es necesario calcular los gramos de cada producto; con la cantidad de sustancia se obtiene la misma conclusión.

Tabla comparativa de métodos

No quiero irme sin antes dejarte un par de ejercicios y algunas preguntas desafiantes para que pongás a prueba tu comprensión del tema:

1. Si tenés 15 g de hidróxido de sodio y 5 g de ácido sulfúrico, ¿cuál es el reactivo limitante? Los productos son sulfato de sodio y agua.

2. El cloro gaseoso reacciona con zinc metálico para formar cloruro de zinc. Si reaccionan 2,78 g de cloro con 2,46 g de zinc, determiná el reactivo en exceso.

3. ¿Podría quedar reactivo limitante sin reaccionar o siempre se agotará? Justificá.

4. En una reacción de tres reactivos, ¿podría haber dos reactivos limitantes? Explicá tu respuesta.

Las respuestas están después de las referencias.

Referencias:

Gaffney, J. S. y Marley, N. A. (2018). Limiting Reactant and Percent Yield  en K. Marinakis (Ed.), General Chemistry for Engineers (pp. 128-130). Elsevier.

Halpern, J. (s.f.). Determining the Limiting Reactant. LibreTexts Chemistry. Recuperado el 12 de noviembre de 2024 de https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Map%3A_General_Chemistry_(Petrucci_et_al.)/04%3A_Chemical_Reactions/4.4%3A_Determining_the_Limiting_Reactant

International Union of Pure and Applied Chemistry (2022). Periodic Table of Elements. International Union of Pure and Applied Chemistry. Recuperado el 12 de noviembre de 2024 de https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/

Overby, J. y Chang, R. (2022).  Chemistry (14th ed., pp. 103-107). McGraw Hill.

Oxtoby, D. W., Gillis, H. P. y Butler, L. J. (2015). Principles of Modern Chemistry (8th ed., pp. 45-46). Cengage Learning.

Respuestas a las preguntas de comprensión:

1. Los 15 g de NaOH equivalen a 0.37 moles, y los 5 g de H₂SO₄ equivalen a 0.05 moles. La ecuación balanceada es: 2NaOH + H₂SO₄ → 2H₂O + Na₂SO₄. Esto indica que la proporción de moles de NaOH a H₂SO₄ es de 2:1. Sin embargo, en la mezcla del ejercicio, la proporción es 0.37/0.05=70.37/0.05=7, lo cual es mucho mayor. Esto significa que hay más NaOH, por lo tanto, el reactivo limitante es el H₂SO₄.

2. Los 2.78 g de Cl₂ equivalen a 0.0392 moles, y los 2.46 g de Zn a 0.0388 moles. La ecuación balanceada es: Cl₂ + Zn → ZnCl₂. La proporción de moles de Cl₂ a Zn es 1:1, pero en este ejercicio es 0.0392/0.0388=1.010.0392/0.0388=1.01, lo cual es ligeramente mayor a 1. Por lo tanto, hay un poco más de cloro, y el reactivo limitante es el Zn (aunque la diferencia es mínima).

3. El reactivo limitante siempre se agota primero. Se llama así porque es el que limita el rendimiento de los productos, ya que detiene la reacción cuando se consume completamente. En algunas reacciones, parte del reactivo puede recuperarse, por lo que el concepto de agotamiento puede variar. Esto se explora más en el tema de equilibrios químicos, que dejaremos para otro post.

4. Sí, perfectamente, puede ocurrir que dos reactivos se encuentren en cantidades estequiométricas y que haya un tercero en exceso; en ese sentido, serían dos los reactivos limitantes. También puede suceder que todos estén en cantidades estequiométricas. En la práctica, es más común que las reacciones se realicen entre dos sustancias, y que una de ellas (la más barata) esté en exceso para que la otra reaccione completamente. Esta misma idea se aplica en reacciones con tres reactivos.