한계 반응물과 수율 — 반응의 최대량 계산하기

지난 글의 화학량론은 모든 재료가 알맞게 있다는 단정한 자리였습니다. 현실에서는 어느 한쪽이 먼저 다 떨어져 반응을 멈춥니다. 그 반응물을 한계 반응물이라 부르고, 한계 반응물이 결정하는 최대 생성량을 이론 수율이라 부릅니다.

한계 반응물과 과잉 반응물#

화학 반응은 계수비가 요구하는 짝을 따릅니다. 그 짝에 비해 먼저 부족해지는 물질이 반응의 끝을 정합니다. 그 물질이 한계 반응물이고, 남는 쪽이 과잉 반응물입니다.

예로 암모니아 합성 반응을 봅니다.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

N₂ 1 mol과 H₂ 2 mol을 넣었다고 하면, N₂ 1 mol이 모두 반응하려면 H₂가 3 mol 필요한데 실제로는 2 mol뿐입니다. 따라서 H₂가 한계 반응물이 됩니다.

H₂ 2 mol은 계수비에 따라 NH₃를 만들어 냅니다. H₂ : NH₃ = 3 : 2이므로 NH₃ = 2 × (2/3) ≈ 1.33 mol이고, 이때 N₂는 (2/3) mol을 소모하고 (1/3) mol이 남습니다.

여기서 주의할 점이 있습니다. 질량이 작은 물질이 언제나 한계 반응물인 것은 아닙니다. 한계 반응물 판정은 g이 아니라 mol로 바꾼 뒤 계수비와 비교해야 합니다.

한계 반응물 문제에서 자주 생기는 또 다른 오해는 양이 더 많이 주어진 물질이 항상 남는다는 생각입니다. 실제로는 몰수만 보지 않고 반응식의 계수까지 함께 봐야 합니다. 2 mol이 필요한 물질과 1 mol만 필요한 물질은 같은 양으로 주어져도 부족해지는 쪽이 달라질 수 있습니다.

이론 수율과 실제 수율#

한계 반응물로부터 계산한 최대 생성량이 이론 수율입니다. 반응식과 주어진 양이 알려 주는 종이 위 최대치입니다. 실험실에서 실제로 얻은 생성량은 실제 수율이며, 보통 이론 수율보다 작습니다. 둘의 비를 백분율로 나타내면 수율 백분율입니다.

수율 백분율 = (실제 수율 / 이론 수율) × 100

예를 들어 이론 수율이 20 g인데 실제로 15 g을 얻었다면 수율은 75%입니다. 순수 생성물 기준에서 실제 수율은 이론 수율을 넘을 수 없습니다.

실제 수율이 낮아지는 까닭은 여러 가지입니다. 반응이 끝까지 가지 않거나, 부산물이 생기거나, 생성물을 옮기고 거르는 동안 일부가 손실됩니다. 고1 단계에서는 이 요인을 정량적으로 모두 분해하지 않습니다. 종이 위 최대치와 손 안의 실제값이 다를 수 있다는 점, 그리고 그 차이를 숫자 하나로 말하는 것이 수율이라는 점을 잡아 둡니다.