Cette méthode est la plus utile lorsqu’il n’y a que deux réactifs. On choisit un réactif (A) et on utilise l’équation chimique équilibrée pour déterminer la quantité de l’autre réactif (B) nécessaire pour réagir avec A. Si la quantité de B effectivement présente est supérieure à la quantité requise, alors B est en excès et A est le réactif limitant. Si la quantité de B présente est inférieure à la quantité requise, alors B est le réactif limitant.
Exemple pour deux réactifsModifier
Pensez à la combustion du benzène, représentée par l’équation chimique suivante :
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)}}}
Cela signifie que 15 moles d’oxygène moléculaire (O2) sont nécessaires pour réagir avec 2 moles de benzène (C6H6)
La quantité d’oxygène nécessaire pour d’autres quantités de benzène peut être calculée en utilisant la multiplication croisée (la règle de trois). Par exemple, si 1,5 mol de C6H6 est présent, 11,25 mol d’O2 sont nécessaires :
1,5 mol de C 6 H 6 × 15 mol d’O 2 2 mol de C 6 H 6 = 11.25 mol O 2 {\displaystyle 1.5\\ce {mol\,C6H6}\times {\frac {15\ce {mol\,O2}}{2\ce {mol\,C6H6}}}}=11.25\ce {mol\,O2}}
Si en fait 18 mol d’O2 sont présents, il y aura un excès de (18 – 11,25) = 6,75 mol d’oxygène non réagi lorsque tout le benzène sera consommé. Le benzène est alors le réactif limitant.
Cette conclusion peut être vérifiée en comparant le rapport molaire de O2 et de C6H6 requis par l’équation équilibrée avec le rapport molaire réellement présent :
Puisque le rapport réel est plus grand que celui requis, O2 est le réactif en excès, ce qui confirme que le benzène est le réactif limitant.
L’équation équilibrée permet de vérifier que le benzène est le réactif limitant.