Au programme de ce chapitre
- I. Réactif limitant et réactif en excès
- II. Identifier le réactif limitant
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition Le réactif limitant (ou réactif en défaut) est celui qui est entièrement consommé en premier : il détermine la quantité de produits formés. Les autres réactifs sont en excès : il en reste à la fin de la réaction.
Si les quantités de réactifs respectent exactement les coefficients, on dit qu'ils sont en proportions stœchiométriques : il n'en reste aucun.
Si les quantités de réactifs respectent exactement les coefficients, on dit qu'ils sont en proportions stœchiométriques : il n'en reste aucun.
Un exemple corrigé
Exemple Sandwich = 2 tranches de pain + 1 tranche de fromage. Avec 10 tranches de pain et 7 de fromage : le pain permet 102 = 5 sandwichs, le fromage 71 = 7 sandwichs. On en fait 5 : le pain est limitant, et il reste 7 − 5 = 2 tranches de fromage (en excès).
Lexique
- réactif limitant
- réactif entièrement consommé, qui arrête la réaction
- réactif en excès
- réactif dont il reste une partie à la fin
- proportions stœchiométriques
- quantités qui respectent exactement les coefficients
- rendement
- rapport entre la quantité obtenue et la quantité théorique
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — oublier de diviser par les coefficients. Comparer 0,10 mol de Mg et 0,075 mol de O2 directement ferait croire que O2 est limitant. Avec 2 Mg + O2 → 2 MgO, les quotients valent 0,050 et 0,075 : c'est Mg qui l'est.
Piège — calculer les produits à partir du réactif en excès. Les produits se forment à partir du réactif limitant seulement. Calculer avec le réactif en excès donnerait une masse de produit impossible à obtenir.
Attention Le réactif limitant n'est pas forcément celui dont la masse est la plus petite, ni celui dont le nombre de moles est le plus petit : il faut diviser par le coefficient. Ici, H2 a plus de moles (2,0) que O2 (1,5), et c'est pourtant lui qui s'épuise.
L'astuce du prof
Astuce. Contrôle ton bilan avec la loi de Lavoisier : masse totale des réactifs au départ = masse des produits formés + masse du réactif en excès qui reste.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — Dihydrogène et dichlore
On mélange 3,0 mol de dihydrogène et 2,0 mol de dichlore : H2 + Cl2 → 2 HCl. Quel est le réactif limitant ? Quelle quantité de HCl se forme ? Que reste-t-il ?
Voir la correction
Les coefficients des réactifs valent tous les deux 1, donc on compare directement les moles : 2,0 mol de Cl2 est inférieur à 3,0 mol de H2. Le dichlore est limitant. n(HCl) = 2 × 2,0 = 4,0 mol, et il reste 3,0 − 2,0 = 1,0 mol de dihydrogène.
Exercice 2 — Le magnésium contre le dioxygène
On enflamme 2,4 g de magnésium dans 2,4 g de dioxygène : 2 Mg + O2 → 2 MgO. (M(Mg) = 24 g/mol ; M(O2) = 32 g/mol ; M(MgO) = 40 g/mol) a) Quel est le réactif limitant ? b) Quelle masse d'oxyde de magnésium se forme ? c) Quelle masse du réactif en excès reste-t-il ?
Voir la correction
Les moles d'abord : n(Mg) = 2,4 / 24 = 0,10 mol et n(O2) = 2,4 / 32 = 0,075 mol. a) Quotients : 0,10 / 2 = 0,050 pour Mg et 0,075 / 1 = 0,075 pour O2. C'est donc le magnésium qui est limitant, bien qu'il ait plus de moles que le dioxygène. b) n(MgO) = 0,10 mol, donc m = 0,10 × 40 = 4,0 g. c) O2 consommé : 0,050 mol, il reste 0,025 mol, soit 0,80 g. Contrôle : 2,4 + 2,4 = 4,8 g = 4,0 + 0,80 g.