Theoretische uitvoering van waaruit het bestaat en voorbeelden

5141
Basil Manning

De theoretische prestatie van een chemische reactie is de maximale hoeveelheid die uit een product kan worden verkregen, uitgaande van de volledige transformatie van de reactanten. Wanneer om kinetische, thermodynamische of experimentele redenen een van de reactanten gedeeltelijk reageert, is de resulterende opbrengst minder dan theoretisch..

Dit concept maakt het mogelijk om de kloof tussen chemische reacties op papier (chemische vergelijkingen) en de werkelijkheid te vergelijken. Sommige zien er misschien heel eenvoudig uit, maar zijn experimenteel complex en leveren weinig op; terwijl andere uitvoerig maar eenvoudig en krachtig kunnen zijn wanneer ze worden uitgevoerd.

Bron: Pxhere

Alle chemische reacties en hoeveelheden reagentia hebben een theoretisch rendement. Hierdoor kan een mate van effectiviteit van de procesvariabelen en de treffers worden vastgesteld; hoe hoger de opbrengst (en hoe korter de tijd), hoe beter de omstandigheden die voor de reactie worden gekozen.

Zo kan voor een gegeven reactie een temperatuurbereik, roersnelheid, tijd, etc. worden gekozen en kan een optimale prestatie worden bereikt. Het doel van dergelijke inspanningen is om de theoretische opbrengst te benaderen bij de werkelijke opbrengst..

Artikel index

  • 1 Wat is de theoretische opbrengst?
  • 2 voorbeelden
    • 2.1 Voorbeeld 1
    • 2.2 Voorbeeld 2
  • 3 referenties

Wat is de theoretische opbrengst?

De theoretische opbrengst is de hoeveelheid product verkregen uit een reactie uitgaande van een omzetting van 100%; dat wil zeggen, al het beperkende reagens moet worden verbruikt.

Alle synthese zou dus idealiter een experimentele of reële opbrengst moeten opleveren die gelijk is aan 100%. Hoewel dit niet gebeurt, zijn er reacties met hoge opbrengsten (> 90%)

Het wordt uitgedrukt in percentages, en om het te berekenen, moet je eerst je toevlucht nemen tot de chemische vergelijking van de reactie. Uit de stoichiometrie wordt voor een bepaalde hoeveelheid beperkend reagens bepaald hoeveel product afkomstig is. Hierna wordt de verkregen hoeveelheid product (reële opbrengst) vergeleken met die van de bepaalde theoretische waarde:

% Opbrengst = (werkelijke opbrengst / theoretische opbrengst) ∙ 100%

Dit% opbrengst maakt het mogelijk om te schatten hoe efficiënt de reactie is geweest onder de geselecteerde omstandigheden. Hun waarden variëren drastisch, afhankelijk van het type reactie. Zo kan voor sommige reacties een opbrengst van 50% (de helft van de theoretische opbrengst) als een geslaagde reactie worden beschouwd..

Maar wat zijn de eenheden van dergelijke prestaties? De massa van de reactanten, dat wil zeggen hun aantal gram of mol. Om de opbrengst van een reactie te bepalen, moeten de grammen of molen die theoretisch kunnen worden verkregen, bekend zijn..

Het bovenstaande kan worden verduidelijkt met een eenvoudig voorbeeld.

Voorbeelden

voorbeeld 1

Beschouw de volgende chemische reactie:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

De chemische vergelijking heeft slechts 1 stoichiometrische coëfficiënten voor soorten A, B en C. Omdat het hypothetische soorten zijn, is hun moleculaire of atomaire massa onbekend, maar de massaverhouding waarin ze reageren is beschikbaar; dat wil zeggen, voor elke gram A reageert 3 g B om 4 g C te geven (behoud van massa).

Daarom is de theoretische opbrengst voor deze reactie 4 g C wanneer 1 g A reageert met 3 g B.

Wat zou de theoretische opbrengst zijn als we 9 g A hebben? Om het te berekenen, gebruikt u gewoon de omrekeningsfactor die betrekking heeft op A en C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

Merk op dat de theoretische opbrengst nu 36 g C is in plaats van 4 g C, aangezien er meer reagens A is.

Twee methoden: twee retouren

Voor de bovenstaande reactie zijn er twee methoden om C. te produceren. Ervan uitgaande dat beide beginnen met 9 g A, heeft elk zijn eigen werkelijke opbrengst. De klassieke methode maakt het mogelijk om in 1 uur 23 g C te verkrijgen; terwijl met de moderne methode 29 g C in een half uur kan worden verkregen.

Wat is het% opbrengst voor elk van de methoden? Wetende dat de theoretische opbrengst 36 g C is, wordt de algemene formule toegepast:

% opbrengst (klassieke methode) = (23 g C / 36 g C) ∙ 100%

63,8%

% opbrengst (moderne methode) = (29 g C / 36 g C) ∙ 100%

80,5%

Logischerwijs heeft de moderne methode, door meer gram C uit de 9 gram A (plus de 27 gram B) te halen, een opbrengst van 80,5%, hoger dan de opbrengst van 63,8% van de klassieke methode..

Welke van de twee methoden moet ik kiezen? Op het eerste gezicht lijkt de moderne methode levensvatbaarder dan de klassieke methode; Bij de beslissing spelen echter het economische aspect en de mogelijke milieueffecten van elk een rol..

Voorbeeld 2

Beschouw de exotherme en veelbelovende reactie als een energiebron:

H.twee + OFtwee => HtweeOF

Merk op dat, net als in het vorige voorbeeld, de stoichiometrische coëfficiënten van Htwee metwee zijn 1. We hebben 70 g Htwee gemengd met 150 g Otwee, Wat zal de theoretische opbrengst van de reactie zijn? Wat is de opbrengst als 10 en 90 g HtweeOF?

Hier is het onzeker hoeveel gram Htwee of oftwee ze reageren; daarom moeten de mollen van elke soort deze keer worden bepaald:

Mollen van Htwee= (70 g) ∙ (mol Htwee/ 2 g)

35 mollen

Mollen van Otwee= (150 g) ∙ (mol Otwee/ 32 g)

4,69 mol

Het beperkende reagens is zuurstof, aangezien 1 mol H.twee reageert met 1 mol Otwee​en met 4,69 mol Otwee, dan zal 4,69 mol H reagerentwee. Evenzo zijn de mollen van HtweeOf gevormd wordt gelijk aan 4,69. Daarom is de theoretische opbrengst 4,69 mol of 84,42 g H.tweeO (de mol vermenigvuldigen met de moleculaire massa van water).

Gebrek aan zuurstof en overtollige onzuiverheden

Als 10 g HtweeOf de uitvoering zal zijn:

% opbrengst = (10 g HtweeO / 84,42 g HtweeO) ∙ 100%

11,84%

Dat is laag omdat er een enorm volume waterstof gemengd is met heel weinig zuurstof.

En als, aan de andere kant, 90 g H wordt geproduceerdtweeOf de uitvoering zal nu zijn:

% opbrengst = (90 g HtweeO / 84,42 g HtweeO) ∙ 100%

106,60%

Geen enkele prestatie kan hoger zijn dan theoretisch, dus alles boven de 100% is een anomalie. Het kan echter de volgende oorzaken hebben:

-Het product verzamelde andere producten veroorzaakt door neven- of secundaire reacties.

-Het product is tijdens of aan het einde van de reactie verontreinigd.

Voor het geval van de reactie in dit voorbeeld is de eerste oorzaak onwaarschijnlijk, aangezien er geen ander product is dan water. De tweede oorzaak, als 90 g water daadwerkelijk onder dergelijke omstandigheden werd verkregen, geeft aan dat er andere gasvormige verbindingen (zoals COtwee en Ntwee) die ten onrechte samen met het water zijn gewogen.

Referenties

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 97.
  2. Helmenstine, Todd. (15 februari 2018). Hoe de theoretische opbrengst van een chemische reactie te berekenen. Hersteld van: thoughtco.com
  3. Chieh C. (13 juni 2017). Theoretische en werkelijke opbrengsten. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
  4. Khan Academy. (2018). Beperkende reagentia en procentuele opbrengst. Hersteld van: khanacademy.org
  5. Inleidende chemie. (s.f.). Opbrengsten. Hersteld van: saylordotorg.github.io
  6. Inleidende cursus algemene scheikunde. (s.f.). Reagens en prestaties beperken. Universiteit van Valladolid. Hersteld van: eis.uva.es

Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.