Desempenho teórico: em que consiste e exemplos - Ciência - 2023

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o desempenho teórico de uma reação química é a quantidade máxima que pode ser obtida de um produto assumindo a transformação completa dos reagentes. Quando, por razões cinéticas, termodinâmicas ou experimentais, um dos reagentes reage parcialmente, o rendimento resultante é inferior ao teórico.

Este conceito permite comparar a lacuna entre as reações químicas escritas no papel (equações químicas) e a realidade. Alguns podem parecer muito simples, mas experimentalmente complexos e com baixo rendimento; enquanto outros podem ser extensos, mas simples e de alto desempenho quando realizados.

Todas as reações químicas e quantidades de reagentes têm um rendimento teórico. Graças a isso, um grau de eficácia das variáveis do processo e dos acertos pode ser estabelecido; quanto maior o rendimento (e quanto menor o tempo), melhores serão as condições escolhidas para a reação.

Assim, para uma dada reação, uma faixa de temperatura, velocidade de agitação, tempo, etc. podem ser escolhidos e um desempenho ideal pode ser realizado. O objetivo de tais esforços é aproximar o rendimento teórico do rendimento real.

Qual é o rendimento teórico?

O rendimento teórico é a quantidade de produto obtido a partir de uma reação assumindo uma conversão de 100%; ou seja, todo o reagente limitante deve ser consumido.

Portanto, toda síntese idealmente deve dar um rendimento experimental ou real igual a 100%. Embora isso não ocorra, existem reações com altos rendimentos (> 90%)

É expresso em porcentagens e, para calculá-lo, você deve primeiro recorrer à equação química da reação. A partir da estequiometria, é determinado para uma certa quantidade de reagente limitante quanto produto se origina. Em seguida, a quantidade de produto obtida (rendimento real) é comparada com aquela do valor teórico apurado:

% De rendimento = (rendimento real / rendimento teórico) ∙ 100%

Esta porcentagem de rendimento permite estimar o quão eficiente a reação foi nas condições selecionadas. Seus valores variam drasticamente dependendo do tipo de reação. Por exemplo, para algumas reações, um rendimento de 50% (metade do rendimento teórico) pode ser considerado uma reação bem-sucedida.

Mas quais são as unidades de tal desempenho? A massa dos reagentes, ou seja, seu número em gramas ou moles. Portanto, para determinar o rendimento de uma reação, os gramas ou moles que podem ser teoricamente obtidos devem ser conhecidos.

O acima pode ser esclarecido com um exemplo simples.

Exemplos

Exemplo 1

Considere a seguinte reação química:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

A equação química tem apenas 1 coeficiente estequiométrico para as espécies A, B e C. Como são espécies hipotéticas, suas massas moleculares ou atômicas são desconhecidas, mas a proporção de massa na qual reagem está disponível; isto é, para cada grama de A, 3 g de B reagem para dar 4 g de C (conservação de massa).

Portanto, o rendimento teórico para esta reação é de 4 g de C quando 1 g de A reage com 3 g de B.

Qual seria o rendimento teórico se tivéssemos 9g de A? Para calculá-lo, basta usar o fator de conversão que relaciona A e C:

(9g A) ∙ (4g C / 1g A) = 36g C

Observe que agora o rendimento teórico é 36 g C em vez de 4 g C, uma vez que há mais reagente A.

Dois métodos: dois retornos

Para a reação acima, existem dois métodos para produzir C. Supondo que ambos comecem com 9 g de A, cada um tem seu próprio rendimento real. O método clássico permite obter 23 g de C em um período de 1 hora; enquanto por meio do método moderno 29 g de C podem ser obtidos em meia hora.

Qual é a porcentagem de rendimento de cada um dos métodos? Sabendo que o rendimento teórico é de 36 g de C, a fórmula geral é aplicada:

% de rendimento (método clássico) = (23g C / 36g C) ∙ 100%

63,8%

% de rendimento (método moderno) = (29g C / 36g C) ∙ 100%

80,5%

Logicamente, o método moderno ao originar mais gramas de C dos 9 gramas de A (mais os 27 gramas de B) tem um rendimento de 80,5%, superior ao rendimento de 63,8% do método clássico.

Qual dos dois métodos escolher? À primeira vista, o método moderno parece mais viável do que o método clássico; no entanto, o aspecto econômico e os possíveis impactos ambientais de cada um entram em jogo na decisão.

Exemplo 2

Considere a reação exotérmica e promissora como fonte de energia:

H₂ + O₂ => H₂OU

Observe que, como no exemplo anterior, os coeficientes estequiométricos de H₂ Eu₂são 1. Temos 70g de H₂ misturado com 150g de O₂Qual será o rendimento teórico da reação? Qual é o rendimento se 10 e 90g de H₂OU?

Aqui não é certo quantos gramas de H₂ ou ou₂ eles reagem; portanto, os moles de cada espécie devem ser determinados desta vez:

Moles de H₂= (70g) ∙ (mol H₂/ 2 g)

35 moles

Moles de O₂= (150g) ∙ (mol O₂/ 32g)

4,69 moles

O reagente limitante é o oxigênio, porque 1mol de H₂ reage com 1mol O₂; e tendo 4,69 moles de O₂, então 4,69 moles de H reagirão₂. Da mesma forma, os moles de H₂Ou formado será igual a 4,69. Portanto, o rendimento teórico é 4,69 moles ou 84,42g de H₂Ou (multiplicando os moles pela massa molecular da água).

Falta de oxigênio e excesso de impurezas

Se 10g de H₂Ou, o desempenho será:

% de rendimento = (10g H₂O / 84,42g H₂O) ∙ 100%

11,84%

O que é baixo porque um grande volume de hidrogênio foi misturado com muito pouco oxigênio.

E se, por outro lado, 90g H são produzidos₂Ou, o desempenho agora será:

% de rendimento = (90g H₂O / 84,42g H₂O) ∙ 100%

106,60%

Nenhum desempenho pode ser maior do que o teórico, então qualquer coisa acima de 100% é uma anomalia. No entanto, pode ser devido às seguintes causas:

-O produto acumulou outros produtos causados por reações colaterais ou secundárias.

-O produto foi contaminado durante ou no final da reação.

Para o caso da reação neste exemplo, a primeira causa é improvável, uma vez que não há outro produto além da água. A segunda causa, se 90g de água foram realmente obtidos nessas condições, indica que houve uma entrada de outros compostos gasosos (como CO₂ e n₂) que foram pesados erroneamente junto com a água.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning, p 97.
Helmenstine, Todd. (15 de fevereiro de 2018). Como calcular o rendimento teórico de uma reação química. Recuperado de: Thoughtco.com
Chieh C. (13 de junho de 2017). Rendimentos teóricos e reais. Chemistry LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org
Khan Academy. (2018). Limitando reagentes e rendimento percentual. Recuperado de: khanacademy.org
Química introdutória. (s.f.). Rendimentos. Recuperado de: saylordotorg.github.io
Curso introdutório em química geral. (s.f.). Limitando reagente e desempenho. Universidade de Valladolid. Recuperado de: eis.uva.es