WYKONANIE TEORETYCZNE: Z CZEGO SIĘ SKŁADA I PRZYKŁADY - CHEMIA - 2026

Teoretycznej wydajności reakcji chemicznej jest maksymalna ilość, którą można otrzymać z produktu przy założeniu pełnej transformacji reagentów. Gdy ze względów kinetycznych, termodynamicznych lub eksperymentalnych jeden z reagentów częściowo reaguje, uzyskana wydajność jest mniejsza niż teoretyczna.

Ta koncepcja pozwala porównać lukę między reakcjami chemicznymi zapisanymi na papierze (równania chemiczne) a rzeczywistością. Niektóre mogą wyglądać na bardzo proste, ale eksperymentalnie złożone i mało wydajne; podczas gdy inne mogą być obszerne, ale proste i wydajne po wykonaniu.

Źródło: Pxhere

Wszystkie reakcje chemiczne i ilości odczynników mają teoretyczną wydajność. Dzięki temu można określić stopień skuteczności zmiennych procesowych i trafień; im wyższa wydajność (i krótszy czas), tym lepsze warunki wybrane dla reakcji.

Tak więc, dla danej reakcji, można wybrać zakres temperatur, szybkość mieszania, czas itp. I przeprowadzić optymalne działanie. Celem takich wysiłków jest przybliżenie wydajności teoretycznej do wydajności rzeczywistej.

Jaka jest teoretyczna wydajność?

Wydajność teoretyczna to ilość produktu otrzymanego w reakcji przy założeniu 100% konwersji; to znaczy, cały odczynnik ograniczający musi zostać zużyty.

Zatem każda synteza powinna idealnie dawać eksperymentalną lub rzeczywistą wydajność równą 100%. Chociaż tak się nie dzieje, istnieją reakcje o wysokiej wydajności (> 90%)

Wyrażany jest w procentach, a aby go obliczyć, należy najpierw odwołać się do równania chemicznego reakcji. Na podstawie stechiometrii określa się dla określonej ilości odczynnika ograniczającego, ile produktu pochodzi. Następnie ilość otrzymanego produktu (wydajność rzeczywista) porównuje się z ilością ustalonej wartości teoretycznej:

% Yield = (Actual Yield / Theoretical Yield) ∙ 100%

Ten% wydajności pozwala oszacować, jak wydajna była reakcja w wybranych warunkach. Ich wartości różnią się drastycznie w zależności od rodzaju reakcji. Na przykład w przypadku niektórych reakcji 50% wydajność (połowa wydajności teoretycznej) może być uznana za udaną reakcję.

Ale jakie są jednostki takiej wydajności? Masa reagentów, to znaczy ich liczba gramów lub moli. Dlatego, aby określić wydajność reakcji, należy znać gramy lub mole, które teoretycznie można otrzymać.

Powyższe można wyjaśnić prostym przykładem.

Przykłady

Przykład 1

Rozważ następującą reakcję chemiczną:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

Równanie chemiczne ma tylko 1 współczynnik stechiometryczny dla gatunków A, B i C. Ponieważ są to gatunki hipotetyczne, ich masy cząsteczkowe lub atomowe są nieznane, ale stosunek mas, w którym reagują, jest dostępny; to znaczy, na każdy gram A, 3 g B reaguje dając 4 g C (zachowanie masy).

Dlatego teoretyczna wydajność tej reakcji wynosi 4 g C, gdy 1 g A reaguje z 3 g B.

Jaka byłaby teoretyczna wydajność, gdybyśmy mieli 9 g A? Aby to obliczyć, użyj współczynnika konwersji, który odnosi się do A i C:

(9g A) ∙ (4g C / 1g A) = 36g C

Zauważ, że teraz teoretyczna wydajność wynosi 36 g C zamiast 4 g C, ponieważ jest więcej odczynnika A.

Dwie metody: dwa zwroty

Dla powyższej reakcji istnieją dwie metody produkcji C. Zakładając, że obie zaczynają się od 9 g A, każda ma swoją własną rzeczywistą wydajność. Metoda klasyczna umożliwia uzyskanie 23 g C w ciągu 1 godziny; przy zastosowaniu nowoczesnej metody 29 g C można uzyskać w pół godziny.

Jaki jest procent wydajności dla każdej z metod? Wiedząc, że teoretyczna wydajność wynosi 36 g C, stosuje się ogólny wzór:

% wydajności (metoda klasyczna) = (23g C / 36g C) ∙ 100%

63,8%

% wydajności (metoda nowoczesna) = (29g C / 36g C) ∙ 100%

80,5%

Logicznie rzecz biorąc, nowoczesna metoda polegająca na uzyskaniu większej ilości gramów C z 9 gramów A (plus 27 gramów B) daje 80,5% wydajność, większą niż 63,8% metody klasycznej.

Którą z dwóch metod wybrać? Na pierwszy rzut oka współczesna metoda wydaje się bardziej realna niż metoda klasyczna; Jednak decyzja ma znaczenie dla aspektu ekonomicznego i możliwego wpływu na środowisko.

Przykład 2

Rozważ egzotermiczną i obiecującą reakcję jako źródło energii:

H ₂ + O ₂ => H ₂ O

Należy zauważyć, że tak jak w poprzednim przykładzie, stechiometryczny współczynniki H ₂ i O ₂ oznaczają 1. W przypadku 70 g H ₂ miesza się z 150 g O ₂ , co będzie teoretyczna wydajność reakcji? Jaka jest wydajność, jeśli uzyskuje się 10 i 90 g H ₂ O?

Tutaj nie ma pewności, ile gramów H ₂ lub O ₂ reaguje; dlatego tym razem mole każdego gatunku muszą zostać określone:

Moli H ₂ = (70 g) ∙ (mol H ₂ / 2g)

35 moli

Moli O ₂ = (150 g) ∙ (moli O ₂ /32 g),

4,69 mola

Odczynnikiem ograniczającym jest tlen, ponieważ 1 mol H ₂ reaguje z 1 molem O ₂ ; a ponieważ istnieje 4,69 mola O ₂ , to 4,69 mola H2 _będzie reagować . Podobnie liczba moli utworzonej H ₂ O będzie równa 4,69. Zatem teoretyczna wydajność wynosi 4,69 mola lub 84,42 g H ₂ O (mnożenie moli przez masę cząsteczkową wody).

Brak tlenu i nadmiar zanieczyszczeń

Jeśli wytworzy się 10 g H ₂ O, uzysk będzie:

% wydajności = (10 g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ∙ 100%

11,84%

To mało, ponieważ ogromna ilość wodoru została zmieszana z bardzo małą ilością tlenu.

A jeśli, z drugiej strony, wyprodukowane zostanie 90 g H ₂ O, wydajność będzie teraz wynosić:

% wydajności = (90 g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ∙ 100%

106,60%

Żadna wydajność nie może być wyższa niż teoretyczna, więc wszystko powyżej 100% jest anomalią. Może to jednak wynikać z następujących przyczyn:

-W produkcie nagromadziły się inne produkty spowodowane reakcjami ubocznymi lub wtórnymi.

- Produkt został zanieczyszczony podczas lub pod koniec reakcji.

W przypadku reakcji w tym przykładzie pierwsza przyczyna jest mało prawdopodobna, ponieważ nie ma innego produktu poza wodą. Druga przyczyna, jeśli w takich warunkach faktycznie uzyskano 90 g wody, wskazuje, że doszło do przedostania się innych związków gazowych (takich jak CO ₂ i N ₂ ), które zostały błędnie zważone razem z wodą.

Bibliografia

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning, s.97.
2. Helmenstine, Todd. (2018, 15 lutego). Jak obliczyć teoretyczną wydajność reakcji chemicznej. Odzyskany z: thinkco.com
3. Chieh C. (13 czerwca 2017). Teoretyczne i rzeczywiste zyski. Chemistry LibreTexts. Odzyskane z: chem.libretexts.org
4. Khan academy. (2018). Ograniczające odczynniki i procentowa wydajność. Odzyskane z: khanacademy.org
5. Chemia wprowadzająca. (sf). Plony. Odzyskany z: saylordotorg.github.io
6. Kurs wprowadzający z chemii ogólnej. (sf). Ograniczenie odczynnika i wydajności. Uniwersytet w Valladolid. Odzyskany z: eis.uva.es