$$\mathrm{Cu(s)+4~HNO_{3}(aq)\rightarrow Cu(NO_{3})_{2}(aq)+2~H_{2}O(l)+2~NO_{2}(g)}$$

Primeiramente é necessário calcular a quantidade de reagentes adicionados inicialmente. Comecemos pelo cobre, recorrendo ao valor da sua massa molar.

$$n_{Cu}=\frac{m_{Cu}}{M_{Cu}}=\frac{80,0}{63,55}\approx1,26~\mathrm{mol}$$

E agora a quantidade de ácido nítrico na solução. Atendendo ao valor de densidade (massa volúmica) da solução de ácido nítrico:

$$\sigma=\frac{m}{V} \Leftrightarrow 1,42=\frac{m_{\text{solução}}}{2,00\times10^{2}} \Leftrightarrow m_{\text{solução}}=284~\mathrm{g}$$

Conhecendo a massa da solução e atentando que apenas 68% desta consiste em ácido nítrico:

$$m/m(\%)=\frac{m_{\mathrm{HNO_{3}}}}{m_{\text{solução}}} \times 100 \Leftrightarrow 68=\frac{m_{\mathrm{HNO_{3}}}}{284}\times 100 \Leftrightarrow m_{\mathrm{HNO_{3}}}=193,12~\mathrm{g}$$

E por fim, recorrendo ao valor da massa molar do ácido nítrico:

$$n_{\mathrm{HNO_{3}}}=\frac{193,12}{63,02}\approx3,06~\mathrm{mol}$$

Atendendo à estequiometria da reação, o cobre e o ácido nítrico reagem com uma razão de 1:4, ou seja, por cada n mol de cobre que reagem, 4n mol de ácido nítrico devem reagir, assim como para n mol de ácido nítrico que reagem, devem reagir $\frac{n}{4}$ mol de cobre. Com isto passemos a calcular a quantidade de reagentes necessária.

$$n_{\mathrm{HNO_{3}(necess\acute{a}rio)}}=4n_{Cu}=4 \times 1,26=5,04~\mathrm{mol}$$

$$n_{Cu(\mathrm{necess\acute{a}rio)}}=\frac{n_{\mathrm{HNO_{3}}}}{4}=\frac{3,06}{4}=0,765~\mathrm{mol}$$

$$n_{\mathrm{HNO_{3}(necess\acute{a}rio)}} < n_{\mathrm{HNO_{3}}}$$

A quantidade de ácido nítrico necessária à reação de todo o cobre presente no sistema não está disponível do sistema. Assim sendo, o ácido nítrico irá esgotar-se limitando a extensão da reação.

Resposta: O ácido nítrico é o reagente limitante.