TEORETISK FORESTILLING: HVA DEN BESTÅR AV OG EKSEMPLER - KJEMI

Det teoretiske utbyttet av en kjemisk reaksjon er den maksimale mengden som kan oppnås fra et produkt under forutsetning av fullstendig transformasjon av reaktantene. Når en av reaktantene av kinetiske, termodynamiske eller eksperimentelle grunner reagerer delvis, er det resulterende utbyttet mindre enn teoretisk.

Dette konseptet lar deg sammenligne gapet mellom kjemiske reaksjoner skrevet på papir (kjemiske ligninger) og virkeligheten. Noen kan se veldig enkle ut, men eksperimentelt sammensatte og lite avkastning; mens andre kan være omfattende, men enkle og høye ytelser når de utføres.

Kilde: Pxhere

Alle kjemiske reaksjoner og mengder reagenser har teoretisk utbytte. Takket være dette kan en grad av effektiviteten til prosessvariablene og treffene etableres; jo høyere utbytte (og jo kortere tid), jo bedre er betingelsene som er valgt for reaksjonen.

For en gitt reaksjon kan således et temperaturområde, rørehastighet, tid osv. Velges og en optimal ytelse kan utføres. Formålet med en slik innsats er å tilnærme det teoretiske utbyttet til det faktiske utbyttet.

Hva er det teoretiske utbyttet?

Det teoretiske utbyttet er mengden produkt oppnådd fra en reaksjon forutsatt en omdanning på 100%; det vil si at alt det begrensende reagenset må konsumeres.

Så enhver syntese bør ideelt sett gi et eksperimentelt eller reelt utbytte lik 100%. Selv om dette ikke forekommer, er det reaksjoner med høyt utbytte (> 90%)

Det uttrykkes i prosent, og for å beregne det må du først ty til den kjemiske ligningen for reaksjonen. Fra støkiometri bestemmes det for en viss mengde begrensende reagens hvor mye produkt som stammer. Etter dette blir mengden oppnådd produkt (faktisk utbytte) sammenlignet med mengden av den teoretiske verdien som er bestemt:

% Avkastning = (faktisk avkastning / teoretisk avkastning) ∙ 100%

Dette% utbyttet gjør det mulig å estimere hvor effektiv reaksjonen har vært under de valgte betingelser. Verdiene deres varierer drastisk avhengig av reaksjonstypen. For noen reaksjoner kan for eksempel et 50% utbytte (halvparten av det teoretiske utbyttet) betraktes som en vellykket reaksjon.

Men hva er enhetene for slik ytelse? Massen av reaktantene, det vil si antall gram eller mol. For å bestemme utbyttet av en reaksjon må derfor gram eller mol som teoretisk kan oppnås, være kjent.

Ovennevnte kan avklares med et enkelt eksempel.

eksempler

Eksempel 1

Vurder følgende kjemiske reaksjon:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

Den kjemiske ligningen har bare 1 støkiometriske koeffisienter for arter A, B og C. Ettersom de er hypotetiske arter, er deres molekylære eller atommasser ukjent, men masseforholdet de reagerer i er tilgjengelig; det vil si at for hvert gram A reagerer 3 g B for å gi 4 g C (konservering av masse).

Derfor er det teoretiske utbyttet for denne reaksjonen 4 g C når 1 g A reagerer med 3 g B.

Hva ville være det teoretiske utbyttet hvis vi har 9g A? For å beregne det, bruk bare konverteringsfaktoren som angår A og C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

Legg merke til at det teoretiske utbyttet nå er 36 g C i stedet for 4 g C, siden det er mer reagens A.

To metoder: to returer

For reaksjonen ovenfor er det to metoder for å produsere C. Forutsatt at begge starter med 9 g A, har hver sitt eget faktiske utbytte. Den klassiske metoden gjør det mulig å oppnå 23 g C i løpet av en time; mens du bruker den moderne metoden, kan 29 g C oppnås på en halv time.

Hva er% utbytte for hver av metodene? Når vi vet at det teoretiske utbyttet er 36 g C, brukes den generelle formelen:

% utbytte (klassisk metode) = (23 g C / 36 g C) ∙ 100%

63,8%

% utbytte (moderne metode) = (29 g C / 36 g C) ∙ 100%

80,5%

Logisk sett har den moderne metoden ved å stamme flere gram C fra de 9 gram A (pluss 27 gram B) et utbytte på 80,5%, høyere enn utbyttet på 63,8% av den klassiske metoden.

Hvilken av de to metodene du skal velge? Ved første øyekast virker den moderne metoden mer levedyktig enn den klassiske metoden; Imidlertid spiller det økonomiske aspektet og de miljømessige virkningene av hver enkelt inn i beslutningen.

Eksempel 2

Vurder eksoterm og lovende reaksjon som energikilde:

H ₂ + O ₂ => H ₂ O

Merk at som i foregående eksempel, de støkiometriske koeffisientene til H- ₂ og U- ₂ er 1. Hvis man har 70 g H- ₂ blandet med 150 g av O- ₂ , hva som vil være det teoretiske utbyttet av reaksjonen? Hva er utbyttet hvis 10 og 90 g H ₂ O oppnås?

Her er det usikkert hvor mange gram H ₂ eller O _{2 som} reagerer; derfor må føflekkene av hver art bestemmes denne gangen:

Mol H ₂ = (70 g) ∙ (mol H ₂ / 2g)

35 mol

Mol O ₂ = (150 g) ∙ (mol O ₂ / 32g)

4,69 mol

Den begrensende reagens er oksygen, fordi 1 mol av H- ₂ reagerer med 1 mol av O ₂ ; og siden det er 4,69 mol O ₂ , deretter 4,69 mol H _{2 vil} reagere . Likeledes er antall mol H ₂ vil O-formet være lik 4,69. Derfor er det teoretiske utbyttet 4,69 mol eller 84.42g av H ₂ O (multiplisere antall mol av den molekylære massen av vann).

Mangel på oksygen og overflødig urenheter

Hvis 10 g H ₂ O blir produsert, vil utbyttet være:

% Utbytte = (10 g H ₂ O / 84.42g H ₂ O) ∙ 100%

11,84%

Noe som er lite fordi et enormt volum hydrogen ble blandet med veldig lite oksygen.

Og produseres derimot 90g H ₂ O, vil utbyttet nå være:

% Utbytte = (90 g H ₂ O / 84.42g H ₂ O) ∙ 100%

106,60%

Ingen ytelse kan være høyere enn teoretisk, så noe over 100% er en anomali. Imidlertid kan det skyldes følgende årsaker:

-Produktet akkumulerte andre produkter forårsaket av side- eller sekundære reaksjoner.

-Produktet ble forurenset under eller ved reaksjonens slutt.

For reaksjonen i dette eksempelet er den første årsaken usannsynlig, siden det ikke er noe annet produkt foruten vann. Den andre årsaken, hvis 90 g vann faktisk ble oppnådd under slike forhold, indikerer at det var en inntreden av andre gassformige forbindelser (som CO ₂ og N ₂ ) som feilaktig ble veid sammen med vannet.

referanser

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Learning, s 97.
Helmenstine, Todd. (2018, 15. februar). Hvordan beregne teoretisk utbytte av en kjemisk reaksjon. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
Chieh C. (13. juni 2017). Teoretiske og faktiske avkastninger. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
Khan Academy. (2018). Begrensende reagenser og prosent utbytte. Gjenopprettet fra: khanacademy.org
Innledende kjemi. (SF). Rentene. Gjenopprettet fra: saylordotorg.github.io
Introduksjonskurs i generell kjemi. (SF). Begrensende reagens og ytelse. University of Valladolid. Gjenopprettet fra: eis.uva.es

TEORETISK FORESTILLING: HVA DEN BESTÅR AV OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026