V večini kemičnih reakcij, ki se v praksi izvajajo v industriji in laboratorijih, je količina pridobljenega izdelka manjša od teoretično pričakovane količine. To pomeni, da reakcijski izkoristek ni enak 100%, saj celotna masa reaktantov ni popolnoma pretvorjena v produkte.
To se lahko zgodi zaradi več dejavnikov, glejte najpogostejše:
- Lahko se pojavijo vzporedne reakcije na želeno in posledično se porabi del enega ali obeh reaktantov, ki tvorijo neželene produkte;
- Reakcija je lahko nepopolna, ker je reverzibilna; tako se del tvorjenega produkta spet pretvori v reaktante;
- Med reakcijo lahko pride do izgube izdelka, na primer pri uporabi nekvalitetnih aparatov ali zaradi napake upravljavca.
Zato je izredno pomembno vedeti realni dohodek ali donos reakcije kar lahko pričakujemo pod pogoji, pod katerimi poteka reakcija. Reakcijski izkoristek je a odstotek teoretično pričakovanega. Za to moramo slediti spodnjim trem korakom:
Oglejte si nekaj primerov, kako se izvaja ta vrsta izračuna:
1. primer:
2 g vodikovega plina (H2) s 16 g kisikovega plina (O2), pri čemer nastane 14,4 g vode (H2O). Izračunajte dejanski donos te reakcije. (Podatki: Molske mase: H2 = 2 g / mol; O2 = 32 g / mol; H2O = 18 g / mol).1. korak:
Napisati moramo kemijsko reakcijo uravnoteženo vedeti, kakšen je teoretični izkoristek te reakcije:
2 uri2 + 1 O2 → 2 H2O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 g
4g 32g 36g
Teoretično 4 g H2 reagiral z 32 g O2, pri čemer dobimo 36 g H.2O. Z uporabo vrednosti, podanih v vaji, naredimo preprosto pravilo treh in najdemo teoretični donos. To bo storjeno v naslednjem koraku.
2. korak:
Pomembno je preveriti, ali kateri od reaktantov omejuje reakcijo, kajti če izteče, se reakcija ustavi, ne glede na to, koliko presežka ima drugi reagent. Če želite vedeti to, samo določite količino produkta, ki bi ga tvoril vsak reagent posebej:
- V H2: - Na O.2:
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 vode x = 16 g. 36 g = 18 g vode
4g 32g
Ker je obema dal enako količino proizvedene vode, reagirajo sorazmerno in ni niti presežka reagenta niti omejevalnega reagenta.
3. korak:
Zdaj le povežite teoretični donos (18 g vode) z dejanskim izkoristkom, dobljenim v reakciji, ki je bil naveden v izjavi (14 g vode):
Teoretični izkoristek 100%
realni dohodek x
x = Dejanski dohodek. 100%
Teoretični donos
18 g 100% vode
14,4 g vode x
x = 14,4 g. 100%
18g
x = 80%
Dobitek te reakcije je bil enak 80%.
Kaj pa, če bi vedeli, kolikšen je odstotek donosa, in želeli ugotoviti količino mase produkta, dobljenega v reakciji? Naslednji primer obravnava to:
2. primer: V reakciji proizvodnje amoniaka (NH)3), 360 g vodikovega plina (H2) in zadostno količino dušikovega plina (N2), kar ustvarja 20% donos. Kakšna je bila masa amoniaka? (Podatki: Molske mase: H2 = 2 g / mol; N2 = 28 g / mol; NH3 = 17 g / mol).
1. korak:
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
Za referenco vzemimo le plin vodik, katerega masa, uporabljena v reakciji, je bila podana v vaji:
2. korak:
Ker je izgovor rekel, da je bil uporabljen „Zadostna količina dušikovega plina (N2)”, že vemo, da presežka reagenta ni.
Za referenco vzemimo le plin vodik, katerega masa, uporabljena v reakciji, je bila podana v vaji:
6 g H2 34 g NH3
360 g H2 x
x = 360 g. 34 g = 2040 g NH3
6 g
3. korak:
Teoretični izkoristek 100%
x Odstotek donosa
2040 g NH3 100%
x g NH3 20%
x = 2040 g. 20%
100%
x = 408 g NH3
Z reakcijo 360 g vodikovega plina z 20-odstotnim izkoristkom dobimo 408 g plina amoniaka.
Avtorica Jennifer Fogaça
Diplomiral iz kemije
Vir: Brazilska šola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm
