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Immagina di decorare dei cupcake con i confettini. Ogni cupcake richiede una manciata di confettini, quindi hai 12 cupcakes ma due grandi vaschette di confettini. Hai più confettini che cupcakes, ma finirai di decorare solo 12 cupcakes perché questo è il fattore limitante. In chimica, il componente che limita la formazione del prodotto è chiamato reagente limitante . Una volta identificato, puoi calcolare il rendimento teorico —la quantità massima di prodotto che potresti ottenere dai materiali di partenza.
Considera la reazione che forma ammoniaca da idrogeno e azoto:
\(\mathrm{H_2+N_2\rightarrow NH_3}\)
Questa equazione è sbilanciata. La forma equilibrata è:
\(\mathrm{3H_2+N_2\rightarrow 2NH_3}\)
Dall'equazione bilanciata vediamo che 3 moli di idrogeno producono 2 moli di ammoniaca, e 1 mole di azoto produce anche 2 moli di ammoniaca.
Supponiamo di iniziare con 4,5 g di idrogeno e 24 g di azoto. Per determinare il reagente limitante, convertire prima le masse in moli utilizzando le masse molari (H₂=2,02gmol⁻¹, N₂=28,02gmol⁻¹):
\(\mathrm{4.5\,g\,H_2\left(\dfrac{1\,mol\,H_2}{2.02\,g\,H_2}\right)=2.23\,mol\,H_2}\)
\(\mathrm{24\,g\,N_2\left(\dfrac{1\,mol\,N_2}{28.02\,g\,N_2}\right)=0.86\,mol\,N_2}\)
Utilizzando il rapporto stechiometrico, trova la quantità di azoto necessaria per consumare tutte le 2,23 moli di idrogeno:
\(\mathrm{2.23\,mol\,H_2\left(\dfrac{1\,mol\,N_2}{3\,mol\,H_2}\right)=0.74\,mol\,N_2}\)
Allo stesso modo, calcola l'idrogeno necessario per tutte le 0,86 moli di azoto:
\(\mathrm{0.86\,mol\,N_2\left(\dfrac{3\,mol\,H_2}{1\,mol\,N_2}\right)=2.58\,mol\,H_2}\)
Poiché hai solo 2,23 moli di idrogeno, meno delle 2,58 moli necessarie per reagire con l'azoto disponibile, l'idrogeno è il reagente limitante. Una volta esaurito l'idrogeno, non si può più formare ammoniaca e l'eventuale azoto rimanente viene lasciato inutilizzato, proprio come rimangono i confettini in eccesso dopo aver decorato tutti i cupcake.
Con l'idrogeno identificato come reagente limitante, calcolare l'ammoniaca massima che può essere prodotta:
\(\mathrm{2.23\,mol\,H_2\left(\dfrac{2\,mol\,NH_3}{3\,mol\,H_2}\right)=1.49\,mol\,NH_3}\)
Questo valore, 1,49 mol di ammoniaca, è la resa teorica:la quantità più alta ottenibile se ogni molecola di idrogeno reagisse perfettamente.
In pratica, le reazioni chimiche raramente procedono con un’efficienza del 100%. Le reazioni collaterali possono consumare alcuni dei materiali di partenza, producendo prodotti non desiderati. Pertanto, la resa effettiva è generalmente inferiore a quella teorica, un concetto analogo a un fratello che ruba un cupcake durante la decorazione.
