Det teoretisk præstation af en kemisk reaktion er den maksimale mængde, der kan opnås fra et produkt under antagelse af fuldstændig transformation af reaktanterne. Når en af reaktanterne af kinetiske, termodynamiske eller eksperimentelle årsager delvis reagerer, er det resulterende udbytte mindre end teoretisk..
Dette koncept gør det muligt at sammenligne kløften mellem kemiske reaktioner skrevet på papir (kemiske ligninger) og virkeligheden. Nogle ser måske meget enkle ud, men eksperimentelt komplekse og lavtydende; mens andre kan være omfattende, men enkle og højtydende, når de udføres.
Alle kemiske reaktioner og mængder af reagenser har et teoretisk udbytte. Takket være dette kan en grad af effektivitet af procesvariabler og hits etableres; jo højere udbytte (og jo kortere tid), jo bedre er de valgte reaktionsbetingelser.
For en given reaktion kan der således vælges et temperaturområde, omrøringshastighed, tid osv., Og en optimal ydelse kan udføres. Formålet med en sådan indsats er at tilnærme det teoretiske udbytte til det faktiske udbytte..
Artikelindeks
Det teoretiske udbytte er den mængde produkt, der opnås ved en reaktion under antagelse af en omdannelse på 100%; al den begrænsende reagens skal indtages.
Så al syntese skal ideelt set give et eksperimentelt eller reelt udbytte svarende til 100%. Selvom dette ikke sker, er der reaktioner med høje udbytter (> 90%)
Det udtrykkes i procent, og for at beregne det skal du først ty til reaktionens kemiske ligning. Fra støkiometrien bestemmes det for en vis mængde begrænsende reagens, hvor meget produkt der stammer. Herefter sammenlignes den opnåede mængde produkt (reelt udbytte) med den teoretiske bestemt værdi:
% Udbytte = (Faktisk udbytte / teoretisk udbytte) ∙ 100%
Dette% udbytte giver mulighed for at estimere, hvor effektiv reaktionen har været under de valgte forhold. Deres værdier varierer drastisk afhængigt af reaktionstypen. For nogle reaktioner kan for eksempel et udbytte på 50% (halvdelen af det teoretiske udbytte) betragtes som en vellykket reaktion..
Men hvad er enhederne af sådan ydeevne? Massen af reaktanterne, det vil sige deres antal gram eller mol. Derfor skal de gram eller mol, der teoretisk kan opnås, være kendt for at bestemme udbyttet af en reaktion..
Ovenstående kan afklares med et simpelt eksempel.
Overvej følgende kemiske reaktion:
A + B => C
1gA + 3gB => 4gC
Den kemiske ligning har kun 1 støkiometriske koefficienter for arterne A, B og C. Da de er hypotetiske arter, er deres molekylære eller atommasser ukendte, men masseandelen, som de reagerer i, er tilgængelig; det vil sige for hvert gram A reagerer 3 g B for at give 4 g C (bevarelse af masse).
Derfor er det teoretiske udbytte for denne reaktion 4 g C, når 1 g A reagerer med 3 g B.
Hvad ville være det teoretiske udbytte, hvis vi har 9 g A? For at beregne det skal du bare bruge den konverteringsfaktor, der vedrører A og C:
(9g A) ∙ (4g C / 1g A) = 36g C
Bemærk, at nu er det teoretiske udbytte 36 g C i stedet for 4 g C, da der er mere reagens A..
Til ovenstående reaktion er der to metoder til fremstilling af C. Antages begge at starte med 9 g A, har hver sit eget faktiske udbytte. Den klassiske metode gør det muligt at opnå 23 g C i en periode på 1 time; mens der ved den moderne metode opnås 29 g C på en halv time.
Hvad er% udbyttet for hver af metoderne? Ved at vide, at det teoretiske udbytte er 36 g C, anvendes den generelle formel:
% udbytte (klassisk metode) = (23 g C / 36 g C) ∙ 100%
63,8%
% udbytte (moderne metode) = (29g C / 36g C) ∙ 100%
80,5%
Logisk set har den moderne metode ved at stamme flere gram C fra 9 gram A (plus de 27 gram B) et udbytte på 80,5%, højere end udbyttet på 63,8% af den klassiske metode..
Hvilken af de to metoder skal du vælge? Ved første øjekast virker den moderne metode mere levedygtig end den klassiske metode; Imidlertid kommer det økonomiske aspekt og den mulige miljøpåvirkning af hver enkelt ind i beslutningen..
Overvej den eksoterme og lovende reaktion som en energikilde:
Hto + ELLERto => HtoELLER
Bemærk, at som i det foregående eksempel er de støkiometriske koefficienter af Hto migto er 1. Vi har 70 g H.to blandet med 150 g Oto, Hvad vil reaktionens teoretiske udbytte være? Hvad er udbyttet, hvis 10 og 90 g HtoELLER?
Her er det usikkert, hvor mange gram Hto eller ellerto de reagerer; derfor skal modermærkerne for hver art bestemmes denne gang:
Moles af Hto= (70 g) ∙ (mol Hto/ 2 g)
35 mol
Moles af Oto= (150 g) ∙ (mol Oto/ 32g)
4,69 mol
Det begrænsende reagens er ilt, da 1 mol Hto reagerer med 1 mol Oto; og med 4,69 mol Oto, derefter reagerer 4,69 mol Hto. Ligeledes mol af HtoEller dannet vil være lig med 4,69. Derfor er det teoretiske udbytte 4,69 mol eller 84,42 g HtoO (multipliceret mol med vandets molekylvægt).
Hvis 10 g HtoEller forestillingen vil være:
% udbytte = (10 g HtoO / 84,42g HtoO) ∙ 100%
11,84%
Hvilket er lavt, fordi en enorm mængde brint blandet med meget lidt ilt.
Og hvis der på den anden side produceres 90 g HtoEller forestillingen bliver nu:
% udbytte = (90 g HtoO / 84,42g HtoO) ∙ 100%
106,60%
Ingen præstationer kan være højere end teoretisk, så alt over 100% er en anomali. Det kan dog skyldes følgende årsager:
-Produktet akkumulerede andre produkter forårsaget af side- eller sekundære reaktioner.
-Produktet blev forurenet under eller ved afslutningen af reaktionen.
I tilfælde af reaktion i dette eksempel er den første årsag usandsynlig, da der ikke er noget andet produkt end vand. Den anden årsag, hvis 90 g vand faktisk blev opnået under sådanne betingelser, indikerer at der var indgang af andre gasformige forbindelser (såsom COto og Nto) der fejlagtigt blev vejet sammen med vandet.
Endnu ingen kommentarer