Reagentes em Excesso

1. O que são reagente limitante e reagente em excesso?

Nem sempre misturamos os reagentes em uma proporção exata para que todos reajam completamente.

Na maioria das vezes, um dos reagentes sobra, e é isso que chamamos de reagente em excesso.

Já aquele que acaba primeiro e determina a quantidade máxima de produto formado é o reagente limitante.

2. Como identificar o reagente limitante em uma reação química

Aqui está a regra mais importante deste capítulo: SEJA PARANOICO.

Se o enunciado lhe dá a massa (ou o mol) de apenas um reagente, é porque ele quer que você descubra o outro pela estequiometria.

Agora se ele lhe der a massa dos dois reagentes de cara... SEJA PARANOICO!!!

Provavelmente um deles estará em excesso e a questão vai tentar ganhar de você nisso.

E a melhor forma de você descobrir se um deles está em excesso é testando as proporções/regras de três entre eles dois. 

Exemplos práticos

Imagine que você está organizando uma festa e cada dupla precisa de um ingresso para entrar.

Você tem 50 pessoas do grupo A e 70 do grupo B, mas cada dupla precisa de um integrante de cada grupo.

Como o grupo A tem apenas 50 pessoas, apenas 50 pares podem ser formados. O grupo A é o limitante e o grupo B está em excesso.

(Inserir ilustração comparando reagente limitante com pares de convidados em uma festa)

Agora, vamos para uma reação química:

Exemplo 1:

2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃

Se eu tenho 4 mols de Al, quantos mols de Cl₂ são necessários para que a reação aconteça completamente?

Nesse exemplo, a questão me forneceu apenas um reagente e está me pedindo o outro. Sendo assim:

Se 2 mol Al → 3 mol Cl₂, então 4 mol Al → 6 mol Cl₂

Mas e se a pergunta fosse assim:

Exemplo 2:

Se eu tenho 4 mols de Al e 8 mols de Cl₂, quantos mols de AlCl₃ são formados?

Viu como é diferente? Ela me deu os dois reagentes agora, então eu preciso ser paranoico!

Nós acabamos de fazer o exemplo anterior utilizando 4 mols de Al, então nós já sabemos que vamos utilizar 6 mol de Cl₂ e não 8 mol.

Mas fingindo que não sabemos disso ainda, como fazer? Siga três passos:

1️ Considere o valor de um reagente verdadeiro e descubra, por regra de três, quanto você precisaria do outro para que a reação fosse completa;

2️ Ao fazer esse processo com um reagente, faça a mesma coisa com o outro;

3️ Analise qual das duas situações é possível e qual é impossível de acontecer.

Respondendo assim esse exemplo:

1️ A proporção de Al para Cl₂ é de 2 para 3, então fixando o Al, se reagissem os 4 mols de Al, eu precisaria de 6 mols de Cl₂.

2️ Fazendo o oposto, fixando o Cl₂, se reagissem os 8 mols de Cl₂, eu precisaria de 5,33 mols de Al (16/3 mol, sendo exato).

3️ Analisando as duas situações, é impossível que os 8 mols de Cl₂ reajam, pois nós não temos 5,33 mols de Al, nós temos apenas 4 mols! 

Já a outra situação é possível: se usarmos 4 mols de Al, usaremos também 6 mols de Cl₂ e, de um total de 8, ainda sobrarão 2 mols de Cl₂!!!

Se o Cl₂ sobrou, ele é o reagente em excesso. E se o Cl₂ não reagiu todo porque não tinha Al suficiente, é porque o Al é o reagente limitante. 

Ponto final, a interpretação que você precisa fazer é apenas essa. 

Exemplo 3:

Se tivermos 5,4 g de Al e 7,1 g de Cl₂, qual será o reagente limitante?

Vamos treinar diferente: ao invés de transformar a massa em mol e usar mol na regra de três, transformarei mol para massa e usarei massa na regra de três.

A proporção é: 2 mol Al → 3 mol Cl₂. Sabemos que M (Al) = 27 g/mol e M (Cl₂) = 71 g/mol. Logo, a proporção é: (2 x 27) g Al → (3 x 71)g Cl₂ = 54 g Al → 213 g Cl₂.

1️ Se a proporção é 54 para 213, se eu tenho 5,4 g de Al, eu precisaria de 21,3 g de Cl₂.

2️ Se a proporção é 213 para 54, se eu tenho 7,1 g de Cl₂, eu precisaria de 1,8 g de Al.

3️ A primeira situação é impossível, pois só temos 7,1 g de Cl₂. A segunda situação é possível, então 1,8 g de Al são consumidos e ainda sobram 3,6 g.

Portanto, o reagente em excesso é o Al e o reagente limitante é o Cl₂.

3. Como calcular o produto formado

2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃

Vamos voltar no exemplo 2: temos 4 mols de Al, 8 mols de Cl₂ e já sabemos que, desses 8, apenas 6 mols reagirão. Mas quantos mols de AlCl₃ serão formados?

Basta fazer uma regra de três de qualquer um dos reagentes com o produto, utilizando apenas OS VALORES QUE VERDADEIRAMENTE REAGEM.

Ou seja, se eu for fazer uma regra de três entre o Cl₂ e o AlCl₃, eu preciso utilizar 6 mols que reagiram do Cl₂ e não os 8 mols totais, já que 2 deles não participam.

Portanto, quantos mols de AlCl₃ são formados?

2 mol Al → 2 mol AlCl₃, então se reagem 4 mol Al, são formados 4 mol de AlCl₃.

Da mesma maneira: 3 mol Cl₂ → 2 mol AlCl₃, então se reagem 6 mol Cl₂, são formados 4 mol de AlCl₃.

4. Como calcular o número total de mols ao final da reação

Continuando no exemplo anterior: se eu tinha 4 mols de Al, 8 mols de Cl₂ e formamos 4 mols de AlCl₃, 

significa que, no fim da reação, temos um total de 4 mols, correto? Por que são os 4 mols que formamos do AlCl₃. É isso? ERRADO!

Lembre-se sempre: n(total) = n(produtos) + n(reagentes em excesso)

Portanto, o número final de mols é 6, pois são 4 mols de produto e 2 mols de reagente em excesso! 

Portanto, para terminar o capítulo, seja paranoico, lembre dos dois principais vacilos que um aluno pode cometer nesse assunto:

• Se a questão fornecer os dois reagentes, desconfie que um deles está em excesso e teste;
• Se a questão te pedir o número final de mols, lembre-se de somar o número de mols dos produtos com o número de mols dos reagentes em excesso.

5. Exercícios 

1️ O cromo metálico pode ser produzido pela reação: 

2 Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Cr

Se temos 5,4 Kg de Al e 20 Kg de Cr₂O₃, qual será o reagente em excesso e de quanto é o excesso? Massas molares: Al = 27 u; Cr = 52 u; O = 16 u.

2️ A reação de síntese da amônia é:

3 H₂ (g) + N₂ (g) → 2 NH₃ (g)

Se temos 6 g de H₂ e 56 g de N₂, qual será o reagente em excesso e quantos mols gasosos teremos ao final da reação?

Gabarito

1️ Cr₂O₃, com excesso de 4,8 Kg.

2️ N₂ e 3 mols gasosos.