Σε γενικές γραμμές, όταν μελετάμε τις αντιδράσεις, τις βλέπουμε ως ιδανικές, δηλαδή, βλέπουμε ότι όλα τα αντιδραστήρια αντιδρούν πλήρως. ακριβώς όπως περιγράφεται στις χημικές εξισώσεις. Ωστόσο, στον πραγματικό κόσμο αυτό δεν συμβαίνει πάντα. Ένας αριθμός παραγόντων μπορεί να επηρεάσει την ανάπτυξη μιας χημικής αντίδρασης.
Για παράδειγμα: υπάρχει η ακαθαρσία των αντιδραστηρίων, ο ανεπαρκής χειρισμός τους, η ανακρίβεια των μετρήσεων που πραγματοποιούνται από τον εργαστηριακό εξοπλισμό ή βιομηχανικές μηχανές, όχι πληρότητα της αντίδρασης τη στιγμή που λαμβάνονται οι μετρήσεις, ταυτόχρονη αντίδραση (δηλαδή, τι ακριβώς συμβαίνει ενώ η αντίδραση που μας ενδιαφέρει μπορεί να καταναλώνει τα χρησιμοποιούμενα αντιδραστήρια), η πίεση και η θερμοκρασία μπορεί να ποικίλουν και έτσι επί.
Όλοι αυτοί οι παράγοντες πρέπει να ληφθούν υπόψη για την προετοιμασία της μέγιστης ποσότητας προϊόντων από μια δεδομένη ποσότητα αντιδραστηρίου. Ας δούμε, για παράδειγμα, τι συμβαίνει όταν η αντίδραση δεν συμβαίνει με τη συνολική κατανάλωση αντιδραστηρίων λόγω της περίσσεια ενός από αυτά, διότι συχνά στη βιομηχανία τα αντιδραστήρια δεν έρχονται σε επαφή στις αναλογίες Θετικές επιστήμες.
Για παράδειγμα, εξετάστε την παρακάτω αντίδραση μεταξύ μονοξειδίου του άνθρακα και οξυγόνου:
2 CO (σολ) + Ο2 (ζ) → 2CO2 (ζ)
Με βάση τη στοιχειομετρική αναλογία που φαίνεται στην παραπάνω ισορροπημένη αντίδραση, δύο μόρια μονοξειδίου του άνθρακα για αντίδραση με ένα οξυγόνο, δημιουργώντας δύο μόρια διοξειδίου του άνθρακα. άνθρακας. Ο λόγος είναι επομένως 2: 1: 2. Εάν αυτός ο λόγος αλλάξει και ένα από τα αντιδραστήρια είναι υπερβολικό, η αντίδραση δεν θα προχωρήσει με τον ίδιο τρόπο:
2 CO (σολ) + 2 O2 (ζ) → 2 CO2 (ζ) + Ο2 (ζ)
Λαμβάνοντας υπόψη το παραπάνω παράδειγμα, το οποίο δεν είναι στο στοιχειομετρικό ποσοστό, φαίνεται ότι το μονοξείδιο του άνθρακα καταναλώνεται πλήρως ενώ το οξυγόνο δεν είναι. Αυτό σημαίνει ότι το οξυγόνο είναι το περίσσεια αντιδραστηρίου και το μονοξείδιο του άνθρακα είναι το περιοριστικό αντιδραστήριο.
Ο περιοριστικό αντιδραστήριο Περιορίζει πραγματικά την αντίδραση, επειδή μόλις καταναλωθεί εντελώς, η αντίδραση σταματά, ανεξάρτητα από το πόση περίσσεια έχετε απομείνει από το άλλο αντιδραστήριο.
Προσδιορισμός του περιοριστικού αντιδραστηρίου:
Από την ισορροπημένη χημική εξίσωση είναι δυνατόν να προσδιοριστεί ποιος είναι το περιοριστικό αντιδραστήριο και τι είναι υπερβολικό και η σχέση μεταξύ των ποσοτήτων ουσιών που εμπλέκονται.
Ας δούμε ένα παράδειγμα για τον τρόπο εκτέλεσης αυτού του υπολογισμού. ας εξετάσουμε την περίπτωση της καύσης αλκοόλ:
Πρόβλημα: Μάζα 138 g αιθυλικής αλκοόλης (C2Η6Ο) ρυθμίστηκε να κάψει με 320 g οξυγόνου (O2), υπό κανονικές συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης. Ποια είναι η μάζα του διοξειδίου του άνθρακα που απελευθερώνεται και του υπερβολικού αντιδραστηρίου, εάν υπάρχει;
Ανάλυση:
Η ισορροπημένη αντίδραση δίνεται από:
1C2Η6Ο(V) + 3 O2 (ζ) → 2CO2 (ζ) + 3Η2Ο(v)
1 mol 3 mol 2 mol
46g 96g 88γρ
138g 320γρ
Ακριβώς αναλύοντας τα δεδομένα, βλέπουμε ότι η μάζα του οξυγόνου είναι αναλογικά μεγαλύτερη από αυτήν του αλκοόλ το οξυγόνο είναι η περίσσεια αντιδρώντος και η αιθυλική αλκοόλη είναι το περιοριστικό αντιδραστήριο.
Υπολογισμός της μάζας του διοξειδίου του άνθρακα που σχηματίζεται από την ποσότητα του περιοριστικού αντιδραστηρίου:
46 γρ2Η688g CO2
138 γρ2Η6το Χ
x = 264 g CO2
Η περίσσεια μάζας οξυγόνου προσδιορίζεται ανάλογα:
46 γρ2Η696 02
138 γρ2Η6το Χ
x = 288 g του 02
Η περίσσεια μάζας είναι η διαφορά μεταξύ της μάζας που τέθηκε σε αντίδραση και αυτής που πραγματικά αντέδρασε:
320g - 288g = 32 γρ
Από την Jennifer Fogaça
Αποφοίτησε στη Χημεία
Σχολική ομάδα της Βραζιλίας
Πηγή: Σχολείο της Βραζιλίας - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reagente-excesso-reagente-limitante.htm
