TEORETICKÝ VÝKON: Z ČEHO SE SKLÁDÁ A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Teoretický výtěžek chemické reakce je maximální množství, které je možno získat z produktu za předpokladu úplné transformaci reaktantů. Když z kinetických, termodynamických nebo experimentálních důvodů jeden z reaktantů částečně reaguje, je výsledný výtěžek méně než teoretický.

Tento koncept umožňuje porovnat mezeru mezi chemickými reakcemi psanými na papíře (chemické rovnice) a realitou. Některé mohou vypadat velmi jednoduše, ale experimentálně složitě a s nízkým výnosem; zatímco ostatní mohou být při provádění rozsáhlé, ale jednoduché a vysoce výkonné.

Zdroj: Pxhere

Všechny chemické reakce a množství činidel mají teoretický výtěžek. Díky tomu lze určit míru účinnosti procesních proměnných a požadavků na server; čím vyšší je výtěžek (a čím kratší doba), tím lepší jsou podmínky vybrané pro reakci.

Pro danou reakci je tedy možno zvolit teplotní rozmezí, rychlost míchání, čas atd. A lze provést optimální výkon. Účelem takového úsilí je přiblížit teoretický výnos skutečnému výnosu.

Jaký je teoretický výnos?

Teoretický výtěžek je množství produktu získané reakcí za předpokladu konverze 100%; to znamená, že musí být spotřebováno veškeré omezující činidlo.

Každá syntéza by tedy měla v ideálním případě poskytnout experimentální nebo skutečný výnos rovný 100%. Ačkoli k tomu nedochází, existují reakce s vysokými výtěžky (> 90%)

Je vyjádřena v procentech a pro jeho výpočet musíte nejprve použít chemickou rovnici reakce. Ze stechiometrie je určeno pro určité množství omezujícího činidla, kolik produktu pochází. Poté se množství získaného produktu (skutečný výtěžek) porovná s množstvím stanovené teoretické hodnoty:

% Výnos = (skutečný výnos / teoretický výnos) ∙ 100%

Tento% výtěžek umožňuje odhadnout, jak účinná byla reakce za zvolených podmínek. Jejich hodnoty se výrazně liší v závislosti na typu reakce. Například pro některé reakce lze 50% výtěžek (polovina teoretického výtěžku) považovat za úspěšnou reakci.

Ale jaké jsou jednotky takového výkonu? Hmotnost reakčních složek, tj. Jejich počet gramů nebo molů. Proto pro stanovení výtěžku reakce musí být známy gramy nebo moly, které lze teoreticky získat.

Výše uvedené lze objasnit jednoduchým příkladem.

Příklady

Příklad 1

Zvažte následující chemickou reakci:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

Chemická rovnice má pouze 1 stechiometrické koeficienty pro druhy A, B a C. Protože se jedná o hypotetické druhy, jejich molekulová nebo atomová hmotnost není známa, ale je k dispozici poměr hmotnosti, ve kterém reagují; to znamená, že na každý gram A reagují 3 g B za vzniku 4 g C (zachování hmoty).

Proto teoretický výtěžek pro tuto reakci je 4 g C, když 1 g A reaguje s 3 g B.

Jaký by byl teoretický výnos, kdybychom měli 9g A? Chcete-li jej vypočítat, použijte pouze konverzní faktor, který se vztahuje k A a C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

Povšimněte si, že nyní je teoretický výtěžek 36 g C místo 4 g C, protože existuje více činidla A.

Dvě metody: dvě návraty

Pro výše uvedenou reakci existují dva způsoby produkce C. Za předpokladu, že oba začínají 9 g A, každá má svůj vlastní skutečný výtěžek. Klasická metoda umožňuje získat 23 g C v období 1 hodiny; při použití moderní metody lze získat 29 g C za půl hodiny.

Jaký je procentuální výnos pro každou z metod? S vědomím, že teoretický výtěžek je 36 g C, se použije obecný vzorec:

% výtěžku (klasická metoda) = (23 g C / 36 g C) ∙ 100%

63,8%

% výtěžku (moderní metoda) = (29 g C / 36 g C) ∙ 100%

80,5%

Logicky má moderní metoda získáním více gramů C z 9 gramů A (plus 27 gramů B) výtěžek 80,5%, vyšší než výtěžek 63,8% klasické metody.

Kterou z těchto dvou metod zvolit? Na první pohled se zdá, že moderní metoda je životaschopnější než klasická metoda; V rozhodnutí se však projevuje ekonomický aspekt a možné dopady každého z nich na životní prostředí.

Příklad 2

Zvažte exotermní a slibnou reakci jako zdroj energie:

H ₂ + O ₂ => H ₂ O

Všimněte si, že stejně jako v předchozím příkladu, stechiometrické koeficienty H ₂ a O ₂, jsou: 1. Pokud máte 70 g H _2, ve směsi s 150 g O ₂, co bude teoretický výtěžek reakce? Co je výtěžek v případě, 10 a 90 g H ₂ O se získá?

Zde není jisté, kolik gramů H ₂ nebo O ₂ reagovat; proto musí být tentokrát stanoveny krtky každého druhu:

Mol H ₂ = (70 g) ∙ (mol H ₂ /2 g)

35 mol

Molů O ₂ = (150 g) ∙ (mol O ₂ /32 g)

4,69 mol

Limitujícím činidlo je kyslík, protože 1 mol H ₂ reaguje s 1 mol o O ₂; a protože existuje 4,69 molů O ₂, pak 4,69 molů H2 _bude reagovat. Stejně tak mol H ₂ O, vytvořené se rovná 4,69. Proto je teoretický výtěžek je 4,69 molu nebo 84,42 g H ₂ O (násobením mol o molekulové hmotnosti vody).

Nedostatek kyslíku a přebytečných nečistot

Pokud se 10 g H- ₂ se vyrábí O, bude výtěžek:

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

11,84%

Což je nízké, protože obrovský objem vodíku byl smíchán s velmi malým množstvím kyslíku.

A pokud se naopak vyrobí 90 g H ₂ O, bude nyní výnos:

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

106,60%

Žádný výkon nemůže být vyšší než teoretický, takže cokoli nad 100% je anomálie. Může to však být způsobeno následujícími příčinami:

- Produkt nashromáždil další produkty způsobené vedlejšími nebo sekundárními reakcemi.

- Produkt byl během reakce nebo na konci reakce kontaminován.

V případě reakce v tomto příkladu je první příčina nepravděpodobná, protože kromě vody neexistuje žádný jiný produkt. Druhou příčinou, pokud 90 g vody, byly ve skutečnosti získán za takových podmínek, ukazuje, že došlo k vstup jiných plynných sloučenin (jako je například CO ₂ a N ₂), které byly chybně zvážené společně s vodou.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie. (8. ed.). CENGAGE Learning, s. 97.
2. Helmenstine, Todde. (2018, 15. února). Jak vypočítat teoretický výnos chemické reakce. Obnoveno z: thinkco.com
3. Chieh C. (13. června 2017). Teoretické a skutečné výnosy. Chemie LibreTexts. Obnoveno z: chem.libretexts.org
4. Khan Academy. (2018). Mezní činidla a procentuální výtěžek. Obnoveno z: khanacademy.org
5. Úvodní chemie. (sf). Výnosy. Obnoveno z: saylordotorg.github.io
6. Úvodní kurz obecné chemie. (sf). Omezení činidla a výkonu. University of Valladolid. Obnoveno z: eis.uva.es