Teoretisk ytelse i hva den består av og eksempler

den teoretisk ytelse av en kjemisk reaksjon er den maksimale mengden som kan oppnås fra et produkt som antar fullstendig transformasjon av reaktantene. Når kinetiske, termodynamisk eller eksperimentelle grunner en reaktant reagerer delvis, er det resulterende utbytte mindre enn den teoretiske.

Dette konseptet gjør det mulig å sammenligne gapet mellom kjemiske reaksjoner skrevet på papir (kjemiske ligninger) og virkelighet. Noen kan se veldig enkelt, men eksperimentelt komplekse og med lave utbytter; mens andre, kan være omfattende, men enkel og høy ytelse for å gjøre dem.

Alle kjemiske reaksjoner og mengdene reagenser har et teoretisk utbytte. Takket være dette kan en grad av effektiviteten av prosessvariablene og suksessene etableres; Jo høyere utbyttet (og jo kortere tid), jo bedre er betingelsene valgt for reaksjonen.

Således, for en gitt reaksjon kan velge et område av temperaturer, omrøringshastighet, tider osv, og utføre optimal ytelse. Hensikten med slik innsats er å tilnærme teoretisk ytelse til den faktiske ytelsen.

index

• 1 Hva er det teoretiske utbyttet?
• 2 Eksempler
  • 2.1 Eksempel 1
  • 2.2 Eksempel 2
• 3 referanser

Hva er den teoretiske ytelsen?

Det teoretiske utbyttet er mengden produkt oppnådd fra en reaksjon som antar 100% konvertering; det vil si, alt begrensende reagens må forbrukes.

Da bør all syntese ideelt sett gi en eksperimentell eller ekte ytelse som tilsvarer 100%. Selv om dette ikke skjer, er det reaksjoner med høye utbytter (> 90%)

Det uttrykkes i prosent, og for å beregne det først må du ty til kjemisk ligning av reaksjonen. Fra støkiometrien bestemmes det for en viss mengde begrensende reagens hvor mye produktet kommer fra. Da, når dette er gjort, blir mengden av produktet oppnådd (faktisk utbytte) sammenlignet med det av den bestemt teoretiske verdi:

Ytelse% = (Faktisk ytelse / Teoretisk ytelse) ∙ 100%

Dette% utbyttet gir oss mulighet til å anslå hvor effektiv reaksjonen har vært i de valgte forholdene. Deres verdier svinger drastisk avhengig av type reaksjon. For noen reaksjoner kan for eksempel en utbytte på 50% (halv teoretisk utbytte) betraktes som en vellykket reaksjon.

Men hva er enhetene til en slik ytelse? Massen av reagensene, det vil si mengden gram eller mol. For å bestemme utførelsen av en reaksjon må man derfor forstå gram eller mol som kan oppnås teoretisk.

Ovenstående kan klargjøres med et enkelt eksempel.

eksempler

Eksempel 1

Vurder følgende kjemiske reaksjon:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

Den kjemiske ligningen har bare støkiometriske koeffisienter 1 for arter A, B og C. Som de er hypotetiske arter, er deres molekylære eller atommasser ukjente, men masseproporten de reagerer i, er til stede; det vil si for hvert gram A, reagerer 3 g B for å gi 4 g C (bevaring av masse).

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

Hva ville være det teoretiske utbyttet hvis du har 9g A? For å beregne det er det nok å bruke konverteringsfaktoren som gjelder 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 har mer reagens A.

To metoder: to utbytter

For den ovennevnte reaksjonen er det to metoder for å produsere C. Forutsatt at begge starter med 9g A, har hver sin egen virkelige ytelse. Den klassiske metoden tillater oppnåelse av 23 g C innen en periode på 1 time; Mens du bruker den moderne metoden, kan du få 29 g C på en halv time.

Hva er% utbyttet for hver av metodene? Å vite at det teoretiske utbyttet er 36 g C, fortsetter vi å anvende den generelle formelen:

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

63,8%

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

80,5%

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

Hvilken av de to metodene å velge? Ved første øyekast synes den moderne metoden mer levedyktig enn den klassiske metoden; Imidlertid kommer det økonomiske aspektet og de mulige miljøpåvirkningene til hverandre til å spille i beslutningen.

Eksempel 2

Tenk på den eksoterme og lovende reaksjonen som energikilde:

H₂ + O₂ => H₂O

Merk at, som i forrige eksempel, de støkiometriske koeffisientene til H₂ og O₂ de er 1. Du har 70g H₂ blandet med 150g O₂, Hva blir det teoretiske utbyttet av reaksjonen? Hva er utbyttet hvis du får 10 og 90g H₂O?

Her er det usikkert hvor mange gram H₂ eller O₂ de reagerer; Derfor må molene av hver art bestemmes denne gangen:

Moles de H₂= (70g) ∙ (mol H₂/ 2g)

35 mol

Moles de O₂= (150 g) ∙ (mol O₂/ 32g)

4,69 mol

Det begrensende reagenset er oksygen, fordi 1 mol H₂ reagerer med 1 mol O₂; og har 4,69 mol O₂, så vil 4,69 mol H reagere₂. Også, molene av H₂Eller dannet vil være lik 4,69. Derfor er det teoretiske utbyttet 4,69 mol eller 84,42 g H₂O (multiplisere molene ved molekylærmasse av vannet).

Mangel på oksygen og overflødig urenheter

Hvis 10 g H produseres₂Eller ytelsen vil være:

Ytelse% = (10g H₂O / 84,42g H₂O) ∙ 100%

11,84%

Som er lavt fordi et stort volum av hydrogen ble blandet med svært lite oksygen.

Og hvis derimot 90g H blir produsert₂Eller vil forestillingen nå være:

Ytelse% = (90 g H₂O / 84,42g H₂O) ∙ 100%

106,60%

Ingen ytelse kan være større enn den teoretiske, så en verdi over 100% er en anomali. Det kan imidlertid skyldes følgende årsaker:

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

-Produktet ble forurenset under eller ved slutten av reaksjonen.

Ved reaksjonen av dette eksemplet er den første årsaken usannsynlig, siden det ikke er noe annet produkt i tillegg til vann. Den andre årsaken, hvis du faktisk får 90g vann under slike forhold, indikerer at det var oppføring av andre gassformige forbindelser (som CO₂ og N₂) som feilaktig ble veid sammen med vannet.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning, s. 97.
2. Helmenstine, Todd. (15. februar 2018). Slik beregner du teoretisk utbytte av en kjemisk reaksjon. Hentet fra: thoughtco.com
3. Chieh C. (13. juni 2017). Teoretisk og faktisk utbytte. Kjemi LibreTexts. Hentet fra: chem.libretexts.org
4. Khan Academy. (2018). Begrensende reagenser og prosentutbytte. Hentet fra: khanacademy.org
5. Innledende kjemi. (N.d.). Rentene. Hentet fra: saylordotorg.github.io
6. Innledende kurs generelt kjemi. (N.d.). Begrensende reagens og ytelse. Universitetet i Valladolid. Hentet fra: eis.uva.es