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Identifier le réactif limitant

Déterminer par le calcul le réactif totalement consommé lors d'une transformation chimique en comparant les quantités de matière et les coefficients stœchiométriques.

Duree estimee : 20 min

Une histoire de sandwichs

Avant de parler de chimie, imaginons que tu travailles dans un snack. Pour fabriquer un hot-dog complet, la recette est stricte : il te faut exactement 1 pain et 1 saucisse.

Dessin simple sur fond blanc style cartoon. À gauche, une pile de 5 pains à hot-dog. À côté, une assiette avec seulement 3 saucisses. Une flèche pointe vers la droite montrant le résultat : 3 hot-dogs complets et 2 pains restants tout seuls. — Regarde cette situation : tu as beaucoup de pains mais peu de saucisses. Que va-t-il se passer ?

Avec 5 pains et 3 saucisses, tu ne peux faire que 3 hot-dogs. Pourquoi ? Parce que les saucisses viennent à manquer en premier. Dès qu'il n'y a plus de saucisses, la préparation s'arrête, même s'il reste du pain.

En chimie, c'est pareil : la réaction s'arrête dès que l'un des ingrédients (réactifs) est épuisé. C'est lui le chef d'orchestre de la fin de réaction.

La méthode de calcul

Définition : Le réactif limitant est le réactif totalement consommé en premier. C'est son épuisement qui provoque l'arrêt de la transformation chimique.

Pour le trouver, il ne suffit pas de comparer les quantités de matière (mol) brutes. Tu dois tenir compte de la recette, c'est-à-dire des nombres stœchiométriques (les chiffres devant les molécules dans l'équation).

La méthode infaillible : Pour chaque réactif, divise sa quantité de matière initiale par son nombre stœchiométrique. Le réactif qui obtient le plus petit résultat est le réactif limitant.

Attention ! Ne dis jamais que

A

est limitant juste parce qu'il y a moins de moles de

A

que de

B

. Si la réaction consomme 10 fois plus de

B

que de

A

, c'est peut-être

B

qui manquera en premier.

Exemple : Synthèse de l'ammoniac

Prenons la réaction suivante : $1 N_{2} + 3 H_{2}$ donne $2 N H_{3}$ . Cela signifie qu'il faut 1 molécule de diazote ( $N_{2}$ ) pour réagir avec 3 molécules de dihydrogène ( $H_{2}$ ).

Illustration en cours de conception

Visualisons les stocks initiaux : nous avons 4 moles de $N_{2}$ et 9 moles de $H_{2}$ .

Appliquons la division. Pour

N_{2}

\frac{4}{1} = 4

. Pour

H_{2}

\frac{9}{3} = 3

. On compare les résultats :

3 < 4

Comme le chiffre associé au $H_{2}$ est le plus petit, le dihydrogène ( $H_{2}$ ) est le réactif limitant. Le diazote ( $N_{2}$ ) est le réactif en excès.

Bilan de l'état final : il ne reste plus de

H_{2}

(0 mol). La réaction s'est arrêtée. Il reste du

N_{2}

non consommé et de l'ammoniac (

N H_{3}

) s'est formé.

Observer l'état final

Parfois, on n'a pas besoin de calculer pour savoir qui est le limitant. Il suffit d'observer ce qui reste dans le bécher à la fin de la réaction.

Imagine une réaction entre un liquide incolore et un liquide bleu. Si à la fin, le mélange reste bleu, cela veut dire que le liquide bleu n'a pas été entièrement consommé. Il est en excès.

À retenir : Si tu observes qu'un des réactifs est encore présent à la fin (par sa couleur ou si c'est un solide visible), alors l'autre réactif a été totalement consommé : c'est l'autre qui est le réactif limitant.

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