I de fleste kemiske reaktioner udført i praksis i industrier og laboratorier er mængden af opnået produkt mindre end den teoretisk forventede mængde. Dette betyder, at reaktionsudbyttet ikke er lig med 100%, da den samlede masse af reaktanter ikke er fuldstændigt omdannet til produkter.
Dette kan ske på grund af flere faktorer, se de mest almindelige:
- Parallelle reaktioner på den, vi ønsker, kan forekomme, og som et resultat forbruges en del af en eller begge af reaktanterne og danner uønskede produkter;
- Reaktionen kan være ufuldstændig, fordi den er reversibel; således omdannes en del af det dannede produkt igen til reaktanter;
- Produkttab kan opstå under reaktionen, f.eks. Når du bruger apparater af dårlig kvalitet eller på grund af brugerfejl.
Derfor er det udtrykkeligt vigtigt at kende realindkomst eller reaktionsudbytte der kan forventes under de betingelser, hvorunder reaktionen udføres. Reaktionsudbyttet er a procentdel af teoretisk forventet. For at gøre dette skal vi følge de tre trin, der er anført nedenfor:
Se nogle eksempler på, hvordan denne type beregning udføres:
1. eksempel: 2 g brintgas (H2) med 16 g iltgas (O2producerer 14,4 g vand (H2O). Beregn det faktiske udbytte af denne reaktion. (Data: molære masser: H2 = 2 g / mol; O2 = 32 g / mol; H2O = 18 g / mol).
1. trin:
Vi er nødt til at skrive den kemiske reaktion afbalanceret at vide, hvad det teoretiske udbytte af denne reaktion er:
2 timer2 + 1 O2 → 2 H2O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 g
4g 32g 36g
Teoretisk set 4 g H2 reagerede med 32 g O2, producerer 36 g H2O. Ved hjælp af værdierne i øvelsen laver vi en simpel regel på tre og finder det teoretiske udbytte. Dette gøres i næste trin.
2. trin:
Det er vigtigt at kontrollere, om nogen af reaktanterne begrænser reaktionen, for hvis den løber ud, vil reaktionen stoppe, uanset hvor meget overskud du stadig har af den anden reaktant. For at vide dette skal du bare bestemme mængden af produkt, der vil blive dannet af hvert af reagenserne separat:
- Til H2: - Til O2:
4 g H2 36 g H232 g H2 36 g H2O
2 g H2 x 16 g H2 x
x = 2 g. 36 g = 18 g vand x = 16 g. 36 g = 18 g vand
4g 32g
Da det gav den samme mængde vand, der blev produceret til begge, reagerer de proportionalt, og der er hverken overskydende reagens eller begrænsende reagens.
3. trin:
Forhold nu bare det teoretiske udbytte (18 g vand) med det faktiske udbytte opnået i reaktionen, som blev givet i udsagnet (14 g vand):
Teoretisk udbytte 100%
realindkomst x
x = Faktisk indkomst. 100%
Teoretisk udbytte
18 g 100% vand
14,4 g vand x
x = 14,4 g. 100%
18g
x = 80%
Udbyttet af denne reaktion var lig med 80%.
Men hvad hvis vi vidste, hvad det procentvise udbytte er, og vi ville finde ud af mængden af produktmasse opnået i reaktionen? Det næste eksempel handler om dette:
2. eksempel: I en ammoniak (NH) produktionsreaktion3360 g hydrogengas (H2) og en tilstrækkelig mængde nitrogengas (N2), hvilket genererer et 20% udbytte. Hvad var massen af ammoniak opnået? (Data: molære masser: H2 = 2 g / mol; N2 = 28 g / mol; NH3 = 17 g / mol).
1. trin:
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1. 28 g 3. 2 g 2. 17 g
28 g 6 g 34 g
Lad os kun tage en hydrogengas som reference, hvis masse brugt i reaktionen blev givet i øvelsen:
2. trin:
Siden udtalelsen sagde, at den blev brugt “En tilstrækkelig mængde nitrogengas (N2)”, vi ved allerede, at der ikke er noget overskydende reagens.
Lad os kun tage en hydrogengas som reference, hvis masse brugt i reaktionen blev givet i øvelsen:
6 g H2 34 g NH3
360 g H2 x
x = 360 g. 34 g = 2040 g NH3
6 g
3. trin:
Teoretisk udbytte 100%
x Procentudbytte
2040 g NH3 100%
x g af NH3 20%
x = 2040 g. 20%
100%
x = 408 g NH3
Reaktionen af 360 g hydrogengas med et 20% udbytte tilvejebringer 408 g ammoniakgas.
Af Jennifer Fogaça
Uddannet i kemi
Kilde: Brasilien skole - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm