Este método es más útil cuando sólo hay dos reactivos. Se elige un reactivo (A) y se utiliza la ecuación química equilibrada para determinar la cantidad del otro reactivo (B) necesaria para reaccionar con A. Si la cantidad de B realmente presente excede la cantidad requerida, entonces B está en exceso y A es el reactivo limitante. Si la cantidad de B presente es menor que la requerida, entonces B es el reactivo limitante.
Ejemplo para dos reactantesEditar
Considere la combustión del benceno, representada por la siguiente ecuación química:
2 C 6 H 6 ( l) + 15 O 2 ( g) ⟶ 12 CO 2 ( g) + 6 H 2 O ( l) {\displaystyle {\ce {2 C6H6(l) + 15 O2(g) -> 12 CO2(g) + 6 H2O(l)}}.
Esto significa que se necesitan 15 moles de oxígeno molecular (O2) para reaccionar con 2 moles de benceno (C6H6)
La cantidad de oxígeno necesaria para otras cantidades de benceno puede calcularse utilizando la multiplicación cruzada (regla de tres). Por ejemplo, si hay 1,5 mol de C6H6, se necesitan 11,25 mol de O2:
1,5 mol de C 6 H 6 × 15 mol de O 2 2 mol de C 6 H 6 = 11.25 mol de O 2 {\displaystyle 1,5 {\ce {mol,C6H6}}veces {\frac {15 {\ce {mol,O2}} {2\ce {mol,C6H6}}}}=11,25 {\ce {mol,O2}}
Si en realidad hay 18 mol de O2, habrá un exceso de (18 – 11,25) = 6,75 mol de oxígeno sin reaccionar cuando se consuma todo el benceno. El benceno es entonces el reactivo limitante.
Esta conclusión puede verificarse comparando la relación molar de O2 y C6H6 requerida por la ecuación balanceada con la relación molar realmente presente:
Como la relación real es mayor que la requerida, el O2 es el reactivo en exceso, lo que confirma que el benceno es el reactivo limitante.