# Limiterend reagens

Het limiterend reagens (of beperkend reagens) in een chemische reactie is een reagens dat volledig weggereageerd is wanneer de chemische reactie voltooid is. De hoeveelheid gevormd product wordt door dit reagens beperkt, omdat de reactie zonder dit reagens niet kan doorgaan. Als een of meer andere reagentia in overmaat aanwezig zijn ten opzichte van de hoeveelheden die nodig zijn om te reageren met het limiterend reagens, worden ze beschreven als overtollige reagentia (soms afgekort als "xs"), of als in overvloed aanwezig.
Om de procentuele opbrengst van een reactie te berekenen, moet het limiterend reagens worden bepaald. De theoretische opbrengst wordt namelijk gedefinieerd als de hoeveelheid product die men verkrijgt wanneer het beperkende reagens volledig wegreageert. bekijkt men de uitgebalanceerde chemische vergelijking, die de reactie beschrijft, dan zijn er verschillende methoden om het limiterend reagens te bepalen en de overtollige hoeveelheden van andere reagentia te evalueren.

## Methode 1: Vergelijking van de hoeveelheden reagentia

Deze methode is vooral nuttig als er slechts twee reagentia zijn. Eén reagens (A) wordt gekozen en de uitgebalanceerde chemische vergelijking wordt gebruikt om de hoeveelheid van de andere reagens (B) te bepalen die nodig is om te reageren met A. Als de hoeveelheid B die daadwerkelijk aanwezig is de vereiste hoeveelheid overschrijdt, dan is B in overmaat en is A het limiterend reagens. Als de hoeveelheid B die aanwezig is, kleiner is dan de vereiste hoeveelheid, dan is B het limiterend reagens.

### Voorbeeld met twee reagentia

Beschouw de verbranding van benzeen, weergegeven door de volgende chemische vergelijking :
    ${\ce {2 C6H6(l) + 15 O2(g) -> 12 CO2(g) + 6 H2O(l)}}$
Dit betekent dat er 15 mol moleculaire zuurstof (O$_2$) nodig is om te reageren met 2 mol benzeen (C$_6$H$_6$).
De hoeveelheid zuurstof die nodig is voor andere hoeveelheden benzeen kan worden berekend met behulp van kruisvermenigvuldiging (de regel van drie). Bijvoorbeeld, als 1,5 mol C$_6$H$_6$ aanwezig is, dan is 11,25 mol O$_2$ nodig:
    $1.5\ {\ce {mol\,C6H6}}\times {\frac {15\ {\ce {mol\,O2}}}{2\ {\ce {mol\,C6H6}}}}=11.25\ {\ce {mol\,O2}}$
Indien er 18 mol O$_2$ aanwezig is, dan zal er een overschot zijn van (18 - 11,25) = 6,75 mol niet-weggereageerde zuurstof wanneer alle benzeen verbruikt is. Benzeen is dan het limiterend reagens.
Deze conclusie kan bevestigd worden door de molaire verhouding van O$_2$ en C$_6$H$_6$ die blijkt uit de uitgebalanceerde vergelijking te vergelijken met de daadwerkelijk aanwezige molaire verhouding:
* nodig: ${\frac {\ce {mol\,O2}}{\ce {mol\,C6H6}}}={\frac {15\ {\ce {mol\,O2}}}{2\ {\ce {mol\,C6H6}}}}=7.5\ {\ce {mol\,O2}}$
* werkelijk: ${\frac {\ce {mol\,O2}}{\ce {mol\,C6H6}}}={\frac {18\ {\ce {mol\,O2}}}{1.5\ {\ce {mol\,C6H6}}}}=12\ {\ce {mol\,O2}}$
Omdat de werkelijke verhouding groter is dan nodig, is O$_2$ het reagens in overmaat, hetgeen bevestigt dat benzeen het limiterend reagens is.

## Methode 2: Vergelijking van de hoeveelheid reactieproduct die uit elk reagens gevormd kan worden

Bij deze methode wordt de chemische vergelijking gebruikt om de hoeveelheid van één reactieproduct te berekenen die uit elk aanwezig reagens gevormd kan worden. Het limiterend reagens is de reagens die de kleinste hoeveelheid van het beschouwde reactieproduct kan vormen. Deze methode kan eenvoudiger dan de eerste methode uitgebreid worden voor een onbepaald aantal reagentia.

### Voorbeeld

20,0 g ijzer(III)oxide (Fe$_2$O$_3$) reageert met 8,00 g aluminium (Al) in de volgende thermietreactie :
    ${\ce {Fe2O3(s) + 2 Al(s) -> 2 Fe(l) + Al2O3(s)}}$
Aangezien in dit voorbeeld de hoeveelheden reagentia in gram worden uitgedrukt, moeten ze eerst omgezet worden in mol volgens de verhouding in de bovenstaande vergelijking, om dan te bepalen hoeveel mol Fe uit elke reagens kan worden geproduceerd.
* Aantal mol Fe dat geproduceerd kan worden uit reagens Fe$_2$O$_3$
    ${\begin{aligned}{\ce {mol~Fe2O3}}&={\frac {\ce {grams~Fe2O3}}{\ce {g/mol~Fe2O3}}}\\&={\frac {20.0~{\ce {g}}}{159.7~{\ce {g/mol}}}}=0.125~{\ce {mol}}\end{aligned}}$
    ${\ce {mol~Fe}}=0.125\ {\ce {mol~Fe2O3}}\times {\frac {\ce {2~mol~Fe}}{\ce {1~mol~Fe2O3}}}=0.250~{\ce {mol~Fe}}$
* Aantal mol Fe dat geproduceerd kan worden uit reagens Al
    ${\begin{aligned}{\ce {mol~Al}}&={\frac {\ce {grams~Al}}{\ce {g/mol~Al}}}\\&={\frac {8.00~{\ce {g}}}{26.98~{\ce {g/mol}}}}=0.297~{\ce {mol}}\end{aligned}}$
    ${\ce {mol~Fe}}=0.297~{\ce {mol~Al}}\times {\frac {\ce {2~mol~Fe}}{\ce {2~mol~Al}}}=0.297~{\ce {mol~Fe}}$
Er is genoeg Al om 0,297 mol Fe te produceren, maar slechts genoeg Fe$_2$O$_3$ om 0,250 mol Fe te produceren. Dit betekent dat de hoeveelheid Fe die daadwerkelijk geproduceerd wordt, beperkt wordt door de aanwezige Fe$_2$O$_3$, dat daarom het limiterend reagens is.

### Vlotte werkwijze

Uit het bovenstaande voorbeeld blijkt dat de hoeveelheid product (Fe) die uit elk reagens X (Fe$_2$O$_3$ of Al) wordt gevormd, zich verhoudt als volgt:
${\frac {\mbox{Aantal mol reagens X }}{\mbox{Stoichiometrische coëficiënt reagens X}}}$
Zo bekomen we een methode die ook werkt bij meerdere reagentia. Bereken deze formule voor elk reagens. Het reagens met de laagste uitkomst bij deze formule is dan het limiterend reagens. We kunnen deze methode ook toepassen op het bovenstaande voorbeeld.