De teoretisk ytelse av en kjemisk reaksjon er den maksimale mengde som kan oppnås fra et produkt forutsatt fullstendig transformasjon av reaktantene. Når en av reaktantene av kinetiske, termodynamiske eller eksperimentelle årsaker delvis reagerer, er det resulterende utbyttet mindre enn teoretisk..
Dette konseptet gjør det mulig å sammenligne gapet mellom kjemiske reaksjoner skrevet på papir (kjemiske ligninger) og virkeligheten. Noen kan se veldig enkle ut, men eksperimentelt komplekse og lite avkastende; mens andre kan være omfattende, men enkle og med høy ytelse når de utføres.
Alle kjemiske reaksjoner og mengder reagenser har et teoretisk utbytte. Takket være dette kan en grad av effektivitet av prosessvariablene og treffene etableres; jo høyere utbytte (og jo kortere tid), jo bedre er forholdene valgt for reaksjonen.
For en gitt reaksjon kan således et temperaturområde, omrøringshastighet, tid, etc. velges og en optimal ytelse kan utføres. Hensikten med en slik innsats er å tilnærme det teoretiske utbyttet til det faktiske utbyttet..
Artikkelindeks
Det teoretiske utbyttet er mengden produkt oppnådd fra en reaksjon forutsatt en omdannelse på 100%; det vil si at alt det begrensende reagenset må forbrukes.
Så all syntese bør ideelt sett gi et eksperimentelt eller reelt utbytte lik 100%. Selv om dette ikke skjer, er det reaksjoner med høye utbytter (> 90%)
Det uttrykkes i prosent, og for å beregne det må du først ty til den kjemiske ligningen av reaksjonen. Fra støkiometrien bestemmes det for en viss mengde begrensende reagens hvor mye produkt som kommer. Etter dette blir mengden oppnådd produkt (reelt utbytte) sammenlignet med den teoretiske verdien som ble bestemt:
% Utbytte = (Faktisk utbytte / teoretisk utbytte) ∙ 100%
Dette% utbyttet gjør det mulig å estimere hvor effektiv reaksjonen har vært under de valgte forholdene. Verdiene deres varierer drastisk avhengig av reaksjonstype. For noen reaksjoner kan for eksempel et utbytte på 50% (halvparten av det teoretiske utbyttet) betraktes som en vellykket reaksjon..
Men hva er enhetene for slik ytelse? Massen til reaktantene, det vil si antall gram eller mol. Derfor, for å bestemme utbyttet av en reaksjon, må gram eller mol som kan oppnås teoretisk være kjent..
Ovennevnte kan avklares med et enkelt eksempel.
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 ukjente, men masseandelen de reagerer i er tilgjengelig; det vil si at for hvert gram A reagerer 3 g B for å gi 4 g C (bevaring 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 9 g A? For å beregne det, bruk bare konverteringsfaktoren som er relatert til A og C:
(9g A) ∙ (4g C / 1g A) = 36g C
Merk at nå er det teoretiske utbyttet 36 g C i stedet for 4 g C, siden det er mer reagens A..
For den ovennevnte reaksjonen 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 det ved hjelp av den moderne metoden kan oppnås 29 g C på en halv time.
Hva er% utbytte for hver av metodene? Å vite at det teoretiske utbyttet er 36 g C, brukes den generelle formelen:
% utbytte (klassisk metode) = (23g C / 36g C) ∙ 100%
63,8%
% utbytte (moderne metode) = (29g C / 36g C) ∙ 100%
80,5%
Logisk sett har den moderne metoden ved å stamme flere gram C fra 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 skal du velge? Ved første øyekast virker den moderne metoden mer levedyktig enn den klassiske metoden; Imidlertid kommer det økonomiske aspektet og mulige miljøpåvirkninger av hver enkelt inn i avgjørelsen..
Tenk på den eksoterme og lovende reaksjonen som en energikilde:
Hto + ELLERto => HtoELLER
Merk at som i forrige eksempel, er de støkiometriske koeffisientene til Hto megto er 1. Vi har 70 g Hto blandet med 150 g Oto, Hva vil være det teoretiske utbyttet av reaksjonen? Hva er utbyttet hvis 10 og 90 g HtoELLER?
Her er det usikkert hvor mange gram Hto eller ellerto de reagerer; derfor må føflekker av hver art bestemmes denne gangen:
Moles av Hto= (70g) ∙ (mol Hto/ 2 g)
35 mol
Moles av Oto= (150 g) ∙ (mol Oto/ 32g)
4,69 mol
Det begrensende reagenset er oksygen, siden 1 mol Hto reagerer med 1 mol Oto; og med 4,69 mol Oto, da vil 4,69 mol H reagereto. På samme måte er molene av HtoEller dannet kommer til å være lik 4,69. Derfor er det teoretiske utbyttet 4,69 mol eller 84,42 g HtoO (multipliser mol med vannmolekylmassen).
Hvis 10 g HtoEller forestillingen blir:
% utbytte = (10 g HtoO / 84,42g HtoO) ∙ 100%
11,84%
Noe som er lavt fordi et stort volum hydrogen blandet med veldig lite oksygen.
Og hvis det derimot produseres 90g HtoEller forestillingen blir nå:
% utbytte = (90 g HtoO / 84,42g HtoO) ∙ 100%
106,60%
Ingen ytelse kan være høyere enn teoretisk, så alt 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 slutten av reaksjonen.
Når det gjelder reaksjonen i dette eksemplet, er den første årsaken usannsynlig, siden det ikke er noe annet produkt enn vann. Den andre årsaken, hvis 90 g vann faktisk ble oppnådd under slike forhold, indikerer at det var innføring av andre gassformige forbindelser (som COto og Nto) som feilaktig ble veid sammen med vannet.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.