Aflați cum să calculați randamentul teoretic

Randamentul teoretic al unei reacții chimice este cantitatea maximă de produse care ar putea fi obținută prin reacția menționată din cantități cunoscute de reactanți, presupunând că reacția continuă până când reactantul limitator este complet epuizat. Se numește randament teoretic deoarece în practică cantitatea de produs prezisă de acest randament nu se obține niciodată, se obține întotdeauna o cantitate mai mică. Acest lucru se datorează diferitelor motive, printre care:

• Erori experimentale în determinarea maselor și volumelor.
• Prezența impurităților în reactivi.
• Reacții secundare care pot apărea.
• Formarea echilibrelor chimice.
• Oprirea prematură a reacției (ceea ce este deosebit de problematică atunci când aveți de-a face cu reacții lente).

În calculul randamentului teoretic se presupune că reacția este ireversibilă, deci nu ajunge la o stare de echilibru. În plus, se presupune că reactivii implicați reacționează numai prin intermediul reacției în cauză și nu există nicio altă reacție paralelă care ar putea reduce disponibilitatea reactivilor.

Calculul randamentului teoretic este una dintre abilitățile de bază ale oricărui student la chimie și este, de asemenea, una dintre cele mai frecvente proceduri de calcul stoichiometric pe care le vei întâlni în timpul studiilor.

Reactivul limitator

Conceptul de reactiv limitator este esențial pentru calculul randamentului teoretic. Acesta este definit ca reactantul care se găsește în cea mai mică proporție, motiv pentru care este primul care este consumat în cursul unei reacții chimice.

Deoarece o reacție chimică nu poate avea loc dacă unul dintre reactanții săi nu este prezent, atunci în momentul în care reactantul limitator este terminat, reacția se oprește. Aceasta înseamnă că nu se mai produc toți produsele și nu se mai consumă toți ceilalți reactanți. Din acest motiv, reactivul limitator determină cât de departe poate merge o reacție; este cea care limitează cantitatea de produse care pot fi produse și de reactanți care pot fi consumați și de aici denumirea.

exemplu de zi cu zi de reactiv limitator

Pentru a înțelege mai bine conceptul de reactiv limitator, să luăm în considerare prepararea unui tort. Acest preparat ar putea fi considerat ca o reacție chimică în care ingredientele sunt reactanții, iar turta este singurul produs.

Prepararea unei prăjituri necesită un anumit număr de ingrediente, în același mod în care o reacție chimică necesită un anumit număr de molecule din fiecare reactant. Să ne imaginăm că o rețetă de prăjitură foarte simplă necesită 2 căni de făină, 5 ouă și 1 cană de zahăr. Aceasta ar putea fi scrisă astfel:

Acum să ne punem următoarea întrebare: câte prăjituri putem pregăti dacă, când deschidem frigiderul, constatăm că sunt 30 de ouă, 10 căni de făină și 8 căni de zahăr?

Putem deduce acest lucru determinând separat numărul de prăjituri pe care le-am putea pregăti cu fiecare ingredient:

• Cu 30 de ouă am putea face 6 prăjituri, pentru că fiecare necesită 5 ouă.
• Cu 10 căni de făină am putea pregăti 5 prăjituri.
• 8 cesti de zahar sunt suficiente pentru 8 prajituri

Acum ne întrebăm, câte prăjituri putem face cu adevărat, 5, 6 sau 8? Răspunsul, desigur, este 5. Raționamentul este că cu cantitatea de făină pe care o avem nu putem face mai mult de 5 prăjituri. Toate celelalte ingrediente sunt suficiente pentru și mai mult, dar după ce se face al cincilea tort, nu va mai fi făină pentru a face altul și nu contează cât zahăr sau ouă în plus avem, deoarece fără acel ingredient vom avea. nu pot urma rețeta.

În acest caz, făina este ingredientul limitator (înțeles ca reactiv limitator), deoarece a limitat numărul maxim de prăjituri care pot fi produse la 5.

Apropo, aceste 5 prăjituri care pot fi produse din ingredientele pe care le avem ar ajunge să reprezinte randamentul teoretic. Cu alte cuvinte, teoretic am putea face 5 prăjituri, dar dacă spargem un ou în acest proces, vărsăm zahăr sau ardem unul dintre prăjituri, numărul de prăjituri pe care le putem produce efectiv va fi redus.

Procedura de calcul a randamentului teoretic

Pentru a calcula randamentul teoretic, trebuie pornit de la cantitatea de reactiv limitator, deoarece, după cum s-a explicat mai sus, atunci când este terminat primul, acest reactiv limitează cantitatea de produse care pot fi produse și ceilalți reactivi care pot fi consumați.

Mai jos este o modalitate practică și rapidă de a determina care este reactantul limitator și care sunt sau sunt reactanții în exces.

Determinarea reactivului limitator

Există mai multe moduri de a identifica reactantul limitator. O modalitate este așa cum am făcut în exemplul plăcintei: determinând cantitatea de produs pe care o putem obține din fiecare cantitate de reactant și apoi selectând reactantul care produce cea mai mică cantitate. Cu toate acestea, există un alt mod mai practic și mai mecanic de a face acest lucru.

Prin definiție, reactantul limitator este cel care se află în cea mai mică proporție stoechiometrică. Aceasta înseamnă că tot ce trebuie să facem pentru a identifica reactantul limitator este să determinăm raportul stoechiometric în care se află toți reactanții și apoi să-l selectăm pe cel mai mic.

Determinarea raportului stoichiometric este la fel de simplă ca și calculul numărului de moli ai fiecărui reactant și împărțirea acestuia la coeficientul stoichiometric al reacției echilibrate.

Exemplu

Să presupunem că 20 g de fier reacţionează cu 20 g de oxigen gazos pentru a produce oxid feric (Fe ₂ O ₃ ). Determinați reactantul limitativ al reacției. Masa molară a fierului este de 56 g/mol, a oxigenului gazos este de 32 g/mol, iar a oxidului de fier este de 160 g/mol.

Primul pas este să scrieți ecuația chimică echilibrată, care, în acest caz, este:

Acum, calculăm numărul de moli din masă și apoi raportul stoichiometric. Acesta poate fi organizat într-un tabel pentru a ușura procesul, mai ales când există numeroși reactivi:

După cum puteți vedea, reactantul care este într-o proporție mai mică în acest caz este fierul, deci este reactantul limitator.

Calculul randamentului teoretic

Odată ce știm care este reactantul limitator, îl putem folosi pentru a efectua toate celelalte calcule stoichiometrice. Aceasta include calcularea cantităților de reactanți în exces care pot fi consumați efectiv, determinând astfel cât de mult dintre ei va rămâne în exces (nereacționat) și, bineînțeles, calcularea cantităților de produse care vor fi consumate pot produce, adică randamentul teoretic.

Toate aceste calcule sunt efectuate folosind diferitele relații stoichiometrice care pot fi stabilite între reactivul limitator și fiecare dintre celelalte substanțe implicate în reacție.

Trebuie remarcat faptul că, dacă o reacție generează mai mult de un produs, atunci va exista un randament pentru fiecare dintre produse, dar nu pentru toate produsele în ansamblu.

Exemplu

Continuând cu exemplul anterior, dorim acum să calculăm cât (în grame) de oxid feric poate fi produs din 20 g de fier și 20 g de oxigen gazos.

Ceea ce se cere este să determinați cantitatea de produs care poate fi produsă având în vedere cantitățile de reactanți, deci ceea ce doriți să calculați este randamentul teoretic al reacției. În exemplul anterior am stabilit că reactivul limitator în acest caz este fierul, deci din acesta se va determina cantitatea de oxid feric. Aceasta înseamnă că calculul începe cu cantitatea de fier și se termină cu o cantitate de oxid feric, așa cum se arată mai jos:

Referințe

• Brown, T. (2021). Chimie: Știința Centrală (ed. a 11-a). Londra, Anglia: Pearson Education.
• Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS și Herranz, ZR (2020). Chimie (ed. a 10-a). New York, NY: MCGRAW-HILL.
• Flowers, P., Theopold, K., Langley, R. și Robinson, WR (2019c, 14 februarie). 4.4 Randamentele de reacție – Chimie 2e | OpenStax . Preluat de la https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/4-4-reaction-yields
• Stoichiometria reacțiilor chimice. (29 octombrie 2020). Preluat pe 7 august de pe https://espanol.libretexts.org/@go/page/1816
• Randamentele reacțiilor . (2020, 30 octombrie). Preluat pe 7 august 2021 de la https://espanol.libretexts.org/@go/page/1822