TEORETISK PRÆSTATION: HVAD DEN BESTÅR AF OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

Det teoretiske udbytte af en kemisk reaktion er den maksimale mængde, der kan opnås fra et produkt under forudsætning af fuldstændig transformation af reaktanterne. Når en af ​​reaktanterne af kinetiske, termodynamiske eller eksperimentelle årsager delvist reagerer, er det resulterende udbytte mindre end teoretisk.

Dette koncept giver dig mulighed for at sammenligne afstanden mellem kemiske reaktioner skrevet på papir (kemiske ligninger) og virkeligheden. Nogle kan se meget enkle ud, men eksperimentelt komplekse og lavtydende; mens andre kan være omfattende, men enkle og højtydende, når de udføres.

Kilde: Pxhere

Alle kemiske reaktioner og mængder af reagenser har et teoretisk udbytte. Takket være dette kan der fastlægges en grad af effektiviteten af ​​processvariablerne og hits; jo højere udbytte (og jo kortere tid), jo bedre er betingelserne, der er valgt til reaktionen.

Således kan der for en given reaktion vælges et temperaturområde, omrøringshastighed, tid osv., Og en optimal ydelse kan udføres. Formålet med sådanne bestræbelser er at tilnærme det teoretiske udbytte til det faktiske udbytte.

Hvad er det teoretiske udbytte?

Det teoretiske udbytte er mængden af ​​produkt opnået fra en reaktion under forudsætning af en omdannelse på 100%; det vil sige, at al den begrænsende reagens skal forbruges.

Så enhver syntese bør ideelt set give et eksperimentelt eller reelt udbytte svarende til 100%. Selvom dette ikke forekommer, er der reaktioner med højt udbytte (> 90%)

Det udtrykkes i procentdel, og for at beregne det skal du først tage til den kemiske ligning af reaktionen. Fra støkiometrien bestemmes det for en bestemt mængde begrænsende reagens, hvor meget produkt der stammer fra. Herefter sammenlignes den opnåede mængde produkt (faktisk udbytte) med mængden af ​​den teoretiske værdi, der er bestemt:

% Udbytte = (faktisk udbytte / teoretisk udbytte) ∙ 100%

Dette% -udbytte tillader at estimere, hvor effektiv reaktionen har været under de valgte betingelser. Deres værdier varierer drastisk afhængigt af reaktionstypen. For nogle reaktioner kan for eksempel et 50% udbytte (halvdelen af ​​det teoretiske udbytte) betragtes som en succesrig reaktion.

Men hvad er enhederne for en sådan præstation? Massen af ​​reaktanterne, det vil sige deres antal gram eller mol. For at bestemme udbyttet af en reaktion skal derfor gram eller mol, der teoretisk kan opnås, kendes.

Ovenstående kan afklares med et simpelt eksempel.

eksempler

Eksempel 1

Overvej følgende kemiske reaktion:

A + B => C

1 gA + 3 gB => 4 gC

Den kemiske ligning har kun 1 støkiometriske koefficienter for arterne A, B og C. Da de er hypotetiske arter, er deres molekylære eller atommasser ukendt, men masseforholdet, i hvilket de reagerer, er tilgængeligt; det vil sige, for hvert gram A reagerer 3 g B for at give 4 g C (konservering af masse).

Derfor er det teoretiske udbytte for denne reaktion 4 g C, når 1 g A reagerer med 3 g B.

Hvad ville det teoretiske udbytte være, hvis vi har 9g A? For at beregne det skal du bare bruge den konverteringsfaktor, der vedrører A og C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

Bemærk, at det teoretiske udbytte nu er 36 g C i stedet for 4 g C, da der er mere reagens A.

To metoder: to returnerer

Til ovennævnte 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 man bruger den moderne metode, kan 29 g C opnås på en halv time.

Hvad er% udbyttet for hver af metoderne? Når man ved, 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) = (29 g C / 36 g C) ∙ 100%

80,5%

Logisk set har den moderne metode ved at stamme flere gram C fra de 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 man skal vælge? Ved første øjekast synes den moderne metode mere levedygtig end den klassiske metode; Imidlertid spiller det økonomiske aspekt og de mulige miljøpåvirkninger af hver enkelt ind i beslutningen.

Eksempel 2

Overvej eksoterm og lovende reaktion som en energikilde:

H ₂ + O ₂ => H ₂ O

Bemærk, at som i det tidligere eksempel, de støkiometriske koefficienter af H ₂ og O ₂ er 1. Hvis du har 70 g H ₂ blandet med 150 g O ₂, hvad der vil være det teoretiske udbytte af reaktionen? Hvad er udbyttet hvis 10 og 90 g H ₂ O opnås?

Her er det uvist, hvor mange gram H ₂ eller O ₂ reagerer; derfor skal mol af hver art bestemmes denne gang:

Mol H ₂ = (70 g) ∙ (mol H ₂ / 2g)

35 mol

Mol O ₂ = (150 g) ∙ (mol O ₂ / 32g)

4,69 mol

Den begrænsende reagens er oxygen, fordi 1 mol af H ₂ reagerer med 1 mol af O ₂; og da der er 4,69 mol O ₂, derefter 4,69 mol H _{2 vil} reagere. Ligeledes mol H ₂ vil O dannet være lig med 4,69. Derfor, det teoretiske udbytte er 4,69 mol eller 84.42g af H ₂ O (multiplicere mol af molekylmassen af vand).

Mangel på ilt og overskydende urenheder

Hvis 10 g af H ₂ O produceres, vil udbyttet være:

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

11,84%

Hvilket er lavt, fordi et enormt volumen brint blev blandet med meget lidt ilt.

Og hvis der på den anden side, 90 g H ₂ O produceres, udbyttet vil nu være:

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

106,60%

Ingen præstationer kan være højere end teoretisk, så noget 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 reaktionens afslutning.

I tilfælde af reaktionen i dette eksempel er den første årsag usandsynlig, da der ikke er noget andet produkt udover vand. Den anden årsag, hvis 90 g vand faktisk blev opnået under sådanne betingelser, indikerer, at der var en indgang af andre gasformige forbindelser (såsom CO ₂ og N ₂), der fejlagtigt vejet sammen med vandet.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s 97.
2. Helmenstine, Todd. (2018, 15. februar). Sådan beregnes teoretisk udbytte af en kemisk reaktion. Gendannes fra: thoughtco.com
3. Chieh C. (13. juni 2017). Teoretiske og faktiske udbytter. Kemi LibreTexts. Gendannes fra: chem.libretexts.org
4. Khan Academy. (2018). Begrænsende reagenser og procentudbytte. Gendannet fra: khanacademy.org
5. Introduktionskemi. (Sf). Udbytter. Gendannes fra: saylordotorg.github.io
6. Introduktionskursus i generel kemi. (Sf). Begrænsning af reagens og ydeevne. University of Valladolid. Gendannes fra: eis.uva.es