W większości reakcji chemicznych przeprowadzanych w praktyce w przemyśle i laboratoriach ilość otrzymanego produktu jest mniejsza niż ilość teoretycznie oczekiwana. Oznacza to, że wydajność reakcji nie jest równa 100%, ponieważ całkowita masa reagentów nie została całkowicie przekształcona w produkty.
Może się to zdarzyć z powodu kilku czynników, zobacz najczęstsze:
- Mogą zachodzić reakcje równoległe do tej, którą chcemy, a wraz z tym część jednego lub obu reagentów zostaje zużyta, tworząc niepożądane produkty;
- Reakcja może być niekompletna, ponieważ jest odwracalna; w ten sposób część utworzonego produktu jest ponownie przekształcana w reagenty;
- Straty produktu mogą wystąpić podczas reakcji, na przykład podczas korzystania z urządzeń niskiej jakości lub z powodu błędu operatora.
Dlatego wyraźnie ważne jest, aby znać rzeczywisty przychód lub wydajność reakcji czego można się spodziewać w warunkach, w których prowadzi się reakcję. Wydajność reakcji wynosi a procent teoretycznie oczekiwanych. Aby to zrobić, musimy wykonać trzy kroki wymienione poniżej:
Zobacz kilka przykładów wykonywania tego typu obliczeń:
Pierwszy przykład: 2 g gazowego wodoru (H2) z 16 g gazowego tlenu (O2), produkując 14,4 g wody (H2O). Oblicz rzeczywistą wydajność tej reakcji. (Dane: Masy molowe: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O = 18 g/mol).
Krok 1:
Musimy napisać reakcję chemiczną zrównoważony wiedzieć, jaka jest teoretyczna wydajność tej reakcji:
2 godziny2 + 1 O2 → 2 godz2O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 gramów
4g 32g 36g
Teoretycznie 4 g H2 reagował z 32 g O2, wytwarzając 36 g H2O. Korzystając z wartości podanych w ćwiczeniu, tworzymy prostą zasadę trzech i znajdujemy wydajność teoretyczną. Zostanie to zrobione w następnym kroku.
Drugi krok:
Ważne jest, aby sprawdzić, czy któryś z reagentów ogranicza reakcję, ponieważ jeśli się skończy, reakcja zatrzyma się, niezależnie od tego, ile jeszcze masz nadmiaru drugiego reagenta. Aby to wiedzieć, wystarczy określić ilość produktu, który utworzyłby każdy z odczynników z osobna:
- Do H2: - Do O2:
4 g H2 36 g H232 g H2 36 g H2O
2 g H2 x 16 g H2 x
x = 2g. 36 gramów = 18 g wody x = 16g. 36 gramów = 18 g wody
4g 32g
Ponieważ dało to taką samą ilość wytworzonej wody obu, reagują proporcjonalnie i nie ma ani nadmiaru odczynnika, ani odczynnika ograniczającego.
Trzeci krok:
Teraz wystarczy powiązać wydajność teoretyczną (18 g wody) z rzeczywistą wydajnością uzyskaną w reakcji, która została podana w zestawieniu (14 g wody):
Wydajność teoretyczna 100%
realny dochód x
x = Rzeczywisty dochód. 100%
Wydajność teoretyczna
18 g 100% wody
14,4 g wody x
x = 14,4g. 100%
18g
x = 80%
Wydajność tej reakcji wynosiła 80%.
Ale co by było, gdybyśmy wiedzieli, jaka jest wydajność procentowa i chcielibyśmy poznać masę produktu otrzymanego w reakcji? Następny przykład dotyczy tego:
Drugi przykład: W reakcji produkcji amoniaku (NH)3), 360 g gazowego wodoru poddano reakcji (H2) i wystarczającą ilość gazowego azotu (N2), generując zysk 20%. Jaka była masa uzyskanego amoniaku? (Dane: Masy molowe: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol; NH3 = 17 g/mol).
Krok 1:
1 N2 + 3 godz2 → 2 NH3
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1. 28 g 3. 2g 2. 17 gramów
28g 6g 34g
Jako odniesienie przyjmijmy tylko wodór gazowy, którego masę użytą w reakcji podano w ćwiczeniu:
Drugi krok:
Ponieważ w wypowiedzi mówiono, że był używany „wystarczająca ilość gazowego azotu (N2)”, wiemy już, że nie ma nadmiaru odczynnika.
Jako odniesienie przyjmijmy tylko wodór gazowy, którego masę użytą w reakcji podano w ćwiczeniu:
6 g H2 34 g NH3
360 g H2 x
x = 360g. 34 gramy = 2040 g NH3
6 gramów
Trzeci krok:
Wydajność teoretyczna 100%
x Wydajność procentowa
2040 g NH3 100%
x g NH3 20%
x = 2040g. 20%
100%
x = 408 g NH3
Reakcja 360g gazowego wodoru z wydajnością 20% dostarcza 408g gazowego amoniaku.
Jennifer Fogaça
Absolwent chemii
Źródło: Brazylia Szkoła - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm
