Teoretisk præstation i hvad den består og eksempler



den teoretisk præstation af en kemisk reaktion er det maksimale mængde, der kan opnås fra et produkt, der antager den fuldstændige transformation af reaktanterne. Når der for kinetiske, termodynamiske eller eksperimentelle grunde reagerer en af ​​reaktanterne, er det resulterende udbytte mindre end det teoretiske.

Dette koncept gør det muligt at sammenligne kløften mellem kemiske reaktioner skrevet på papir (kemiske ligninger) og virkelighed. Nogle kan se meget enkelt ud, men eksperimentelt komplekse og med lave udbytter; mens andre kan være omfattende, men enkle og høje præstationer for at gøre dem.

Alle kemiske reaktioner og mængderne af reagenser har et teoretisk udbytte. Takket være dette kan en grad af effektiviteten af ​​procesvariablerne og succeserne etableres; Jo højere udbyttet (og jo kortere tid), jo bedre er betingelserne valgt for reaktionen.

Således kan du for en given reaktion vælge en række temperaturer, hastigheden af ​​agitation, tid osv. Og udføre en optimal ydeevne. Formålet med en sådan indsats er at tilnærme den teoretiske ydeevne til den faktiske ydeevne.

indeks

  • 1 Hvad er det teoretiske udbytte?
  • 2 Eksempler
    • 2.1 Eksempel 1
    • 2.2 Eksempel 2
  • 3 referencer

Hvad er den teoretiske ydeevne?

Det teoretiske udbytte er mængden af ​​produkt opnået fra en reaktion, der antager 100% omdannelse; det vil sige, at alt det begrænsende reagens skal forbruges.

Derefter bør al syntese ideelt set give en eksperimentel eller reel præstation svarende til 100%. Selv om dette ikke sker, er der reaktioner med høje udbytter (> 90%)

Det udtrykkes i procent, og for at beregne det først skal du ty til reaktionens kemiske ligning. Fra støkiometrien bestemmes det for en vis mængde begrænsende reagens, hvor meget produkt stammer fra. Derefter sammenlignes mængden af ​​det opnåede produkt (det faktiske udbytte) med det af den fastsatte teoretiske værdi, når dette er gjort:

Ydeevne% = (Faktisk ydeevne / Teoretisk ydeevne) ∙ 100%

Dette% udbytte giver os mulighed for at estimere, hvor effektiv reaktionen har været under de valgte forhold. Deres værdier svinger drastisk afhængigt af typen af ​​reaktion. For nogle reaktioner kan for eksempel en udbytte på 50% (halv det teoretiske udbytte) betragtes som en vellykket reaktion.

Men hvad er enhederne af en sådan præstation? Massen af ​​reagenserne, det vil sige mængden af ​​gram eller mol. For at bestemme præstationen af ​​en reaktion skal man derfor kende det gram eller mol, der teoretisk kan opnås.

Ovennævnte kan afklares med et simpelt eksempel.

eksempler

Eksempel 1

Overvej følgende kemiske reaktion:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

Den kemiske ligning har kun støkiometriske koefficienter 1 for arterne A, B og C. Da de er hypotetiske arter, er deres molekylære eller atommasser ukendte, men den masseproportion, hvori de reagerer, er til stede; det vil sige for hvert gram A, reagerer 3 g B, hvilket giver 4 g C (bevarelse af masse).

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

Hvad ville være det teoretiske udbytte, hvis du har 9g A? For at beregne det er det nok at bruge konverteringsfaktoren, der vedrører A og C:

(9g A) ∙ (4g C / 1g A) = 36g C

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

To metoder: to udbytter

For den ovennævnte reaktion er der to metoder til fremstilling C. Hvis man antager at begge starter med 9g A, har hver sin egen reelle ydeevne. Den klassiske metode tillader opnåelse af 23 g C inden for en periode på 1 time; Mens du bruger den moderne metode, kan du få 29 g C om en halv time.

Hvad er% udbyttet for hver af metoderne? At vide, at det teoretiske udbytte er 36 g C, fortsætter vi med at anvende den generelle formel:

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

63,8%

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

80,5%

Logisk har den moderne metode til at stamme flere gram C fra 9 gram A (plus 27 gram B) et udbytte på 80,5%, højere end udbyttet på 63,8% af den klassiske metode.

Hvilken af ​​de to metoder at vælge? Ved første øjekast synes den moderne metode mere levedygtig end den klassiske metode; Men det økonomiske aspekt og de mulige miljøpåvirkninger af hver enkelt spiller ind i beslutningen.

Eksempel 2

Overvej den eksoterme og lovende reaktion som energikilde:

H2 + O2 => H2O

Bemærk, at som i det foregående eksempel de støkiometriske koefficienter af H2 og o2 de er 1. Du har 70g H2 blandet med 150 g O2, Hvad vil det teoretiske udbytte af reaktionen være? Hvad er udbyttet, hvis du får 10 og 90g H2O?

Her er det usikkert, hvor mange gram H2 eller O2 de reagerer derfor skal molene af hver art bestemmes denne gang:

Moles de H2= (70 g) ∙ (mol H2/ 2g)

35 mol

Moles de O2= (150 g) ∙ (mol O2/ 32g)

4,69 mol

Det begrænsende reagens er oxygen, fordi 1 mol H2 reagerer med 1 mol O2; og har 4,69 mol O2, derefter vil 4,69 mol H reagere2. Også molene H2Eller dannet vil være lig med 4,69. Derfor er det teoretiske udbytte 4,69 mol eller 84,42 g H2O (multiplicere molene ved vandets molekylvægt).

Manglende ilt og overskydende urenheder

Hvis der produceres 10 g H2Eller forestillingen vil være:

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

11,84%

Hvilket er lavt, fordi et stort volumen af ​​brint blandes med meget lidt ilt.

Og hvis derimod 90g H produceres2Eller forestillingen bliver nu:

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

106,60%

Ingen præstation kan være større end den teoretiske, så en værdi over 100% er en anomali. Det kan dog skyldes følgende årsager:

-Produktet akkumulerede andre produkter forårsaget af laterale eller sekundære reaktioner.

-Produktet blev forurenet under eller ved afslutningen af ​​reaktionen.

I tilfælde af reaktionen af ​​dette eksempel er den første årsag usandsynlig, da der ikke findes noget andet produkt ud over vand. Den anden årsag, hvis du faktisk får 90 g vand under sådanne forhold, indikerer, at der var en indgang af andre gasformige forbindelser (såsom CO2 og N2), der fejlagtigt vejedes sammen med vandet.

referencer

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