I de fleste kjemiske reaksjoner utført i praksis i bransjer og laboratorier, er mengden oppnådd produkt mindre enn den teoretisk forventede mengden. Dette betyr at reaksjonsutbyttet ikke er lik 100%, siden den totale massen av reaktanter ikke har blitt fullstendig omdannet til produkter.
Dette kan skje på grunn av flere faktorer, se de vanligste:
- Parallelle reaksjoner på den vi ønsker kan forekomme, og som et resultat forbrukes en del av en eller begge reaktantene og danner uønskede produkter;
- Reaksjonen kan være ufullstendig fordi den er reversibel; således omdannes en del av det dannede produkt igjen til reaktanter;
- Produkttap kan oppstå under reaksjonen, for eksempel når du bruker apparater av dårlig kvalitet eller på grunn av feil fra brukeren.
Dermed er det uttrykkelig viktig å kjenne til realinntekt eller reaksjonsutbytte som kan forventes under forholdene hvor reaksjonen utføres. Reaksjonsutbyttet er a prosent av teoretisk forventet. For å gjøre dette må vi følge de tre trinnene som er oppført nedenfor:
Se noen eksempler på hvordan denne typen beregninger utføres:
Første eksempel: 2 g hydrogengass (H2) med 16 g oksygengass (O2), og produserte 14,4 g vann (H2O). Beregn det faktiske utbyttet av denne reaksjonen. (Data: Molarmasser: H2 = 2 g / mol; O2 = 32 g / mol; H2O = 18 g / mol).
Første trinn:
Vi må skrive den kjemiske reaksjonen balansert å vite hva det teoretiske utbyttet av denne reaksjonen er:
2 timer2 + 1 O2 → 2 H2O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 g
4g 32g 36g
Teoretisk sett er 4 g H2 reagerte med 32 g O2, produserer 36 g H2O. Ved å bruke verdiene gitt i øvelsen lager vi en enkel regel på tre og finner det teoretiske utbyttet. Dette vil bli gjort i neste trinn.
Andre trinn:
Det er viktig å sjekke om noen av reaktantene begrenser reaksjonen, for hvis den går tom vil reaksjonen stoppe, uavhengig av hvor mye overskudd du fortsatt har av den andre reaktanten. For å vite dette, er det bare å bestemme mengden produkt som vil bli dannet av hver av reagensene separat:
- Til H2: - Til O2:
4 g H2 36 g H232 g H2 36 g H2O
2 g H2 x 16 g av H2 x
x = 2 g. 36 g = 18 g vann x = 16 g. 36 g = 18 g vann
4g 32g
Siden det ga den samme mengden vann som ble produsert til begge, reagerer de proporsjonalt, og det er verken overflødig reagens eller begrensende reagens.
Tredje trinn:
Nå er det bare å relatere det teoretiske utbyttet (18 g vann) med det faktiske utbyttet oppnådd i reaksjonen, som ble gitt i uttalelsen (14 g vann):
Teoretisk utbytte 100%
realinntekt x
x = Faktisk inntekt. 100%
Teoretisk avkastning
18 g 100% vann
14,4 g vann x
x = 14,4 g. 100%
18g
x = 80%
Utbyttet av denne reaksjonen var lik 80%.
Men hva om vi visste hva prosentutbyttet er, og vi ønsket å finne ut hvor mye produktmasse som ble oppnådd i reaksjonen? Neste eksempel tar for seg dette:
Andre eksempel: I en ammoniakk (NH) produksjonsreaksjon3), 360 g hydrogengass (H2) og en tilstrekkelig mengde nitrogengass (N2), og genererer 20% avkastning. Hva var massen av ammoniakk oppnådd? (Data: Molarmasser: H2 = 2 g / mol; N2 = 28 g / mol; NH3 = 17 g / mol).
Første trinn:
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1. 28 g 3. 2 g 2. 17 g
28g 6g 34g
La oss ta som referanse bare hydrogengassen, hvis masse som ble brukt i reaksjonen ble gitt i øvelsen:
Andre trinn:
Siden uttalelsen sa at den ble brukt “En tilstrekkelig mengde nitrogengass (N2)”, vi vet allerede at det ikke er noe overflødig reagens.
La oss ta som referanse bare hydrogengassen, hvis masse som ble brukt i reaksjonen ble gitt i øvelsen:
6 g H2 34 g NH3
360 g H2 x
x = 360 g. 34 g = 2040 g NH3
6 g
Tredje trinn:
Teoretisk utbytte 100%
x Prosent avkastning
2040 g NH3 100%
x g av NH3 20%
x = 2040 g. 20%
100%
x = 408 g NH3
Reaksjonen av 360 g hydrogengass med 20% utbytte gir 408 g ammoniakkgass.
Av Jennifer Fogaça
Uteksamen i kjemi
Kilde: Brasilskolen - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm
