Teoretický výkon v tom, co obsahuje a příklady

teoretického výkonu Chemická reakce je maximální množství, které může být získáno z produktu za předpokladu úplné transformace reaktantů. Když z kinetických, termodynamických nebo experimentálních důvodů jedna z reaktantů částečně reaguje, výsledný výtěžek je menší než teoretický.

Tento koncept umožňuje porovnat mezeru mezi chemickými reakcemi napsanými na papíře (chemické rovnice) a realitou. Některé mohou vypadat velmi jednoduše, ale experimentálně složité as nízkými výnosy; zatímco jiní, mohou být rozsáhlé, ale jednoduché a vysoké výkonnosti, aby se jim.

Všechny chemické reakce a množství činidel mají teoretický výtěžek. Díky tomu lze určit stupeň efektivity proměnných procesu a úspěchů; čím vyšší je výtěžek (a čím kratší doba), tím lepší jsou podmínky zvolené pro reakci.

Pro danou reakci tak můžete zvolit rozsah teplot, rychlost míchání, dobu atd. A provést optimální výkon. Účelem tohoto úsilí je přiblížit teoretický výkon skutečnému výkonu.

Index

• 1 Jaký je teoretický výnos?
• 2 Příklady
  • 2.1 Příklad 1
  • 2.2 Příklad 2
• 3 Odkazy

Jaký je teoretický výkon?

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

Všechny syntézy by pak měly v ideálním případě poskytovat experimentální nebo skutečný výkon rovný 100%. Ačkoli k tomu nedochází, existují reakce s vysokými výtěžky (> 90%).

Vyjadřuje se v procentech a pro výpočet nejprve se musíte uchýlit k chemické rovnici reakce. Ze stechiometrie se stanoví určité množství omezujícího činidla, které pochází od produktu. Když se to provede, pak se množství získaného produktu (skutečný výtěžek) srovná s množstvím stanovené teoretické hodnoty:

Výkon% = (skutečný výkon / teoretický výkon) ∙ 100%

Tento% výtěžek nám umožňuje odhadnout, jak efektivní byla reakce ve vybraných podmínkách. Jejich hodnoty drasticky kolísají v závislosti na typu reakce. Například u některých reakcí může být výtěžek 50% (polovina teoretického výtěžku) považován za úspěšnou reakci.

Jaké jsou však jednotky tohoto výkonu? Hmotnost činidel, tj. Množství gramů nebo molů. Aby bylo možné určit výkon reakce, musí znát gramy nebo moly, které lze teoreticky získat.

Výše uvedené lze objasnit jednoduchým příkladem.

Příklady

Příklad 1

Zvažte následující chemickou reakci:

A + B => C

1 gA + 3 gB => 4 gC

Chemická rovnice má pouze stechiometrické koeficienty 1 pro druhy A, B a C. Protože jsou to hypotetické druhy, jejich molekulární nebo atomové hmotnosti nejsou známy, ale hmotnostní poměr, ve kterém reagují, je po ruce; to znamená, že pro každý gram A reagují 3 g B za vzniku 4 g C (zachování hmotnosti).

Teoretický výtěžek této reakce je tedy 4 g C, když 1 g A reaguje s 3 g B.

Jaký by byl teoretický výnos, pokud máte 9 g A? Pro její výpočet stačí použít přepočítací koeficient, který se týká A a C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

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

Dvě metody: dva výnosy

Pro výše uvedenou reakci existují dva způsoby výroby C. Za předpokladu, že oba začínají s 9 g A, každý má svůj vlastní skutečný výkon. Klasická metoda umožňuje získat 23 g C během 1 hodiny; při použití moderní metody můžete získat 29 g C za půl hodiny.

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

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

63,8%

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

80,5%

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

Která ze dvou metod zvolit? Na první pohled se moderní metoda jeví jako životaschopnější než klasická metoda; Ekonomický aspekt a možné dopady na životní prostředí každého z nich se však projeví v rozhodnutí.

Příklad 2

Zvažte exotermní a slibnou reakci jako zdroj energie:

H₂ + O₂ => H₂O

Všimněte si, že stejně jako v předchozím příkladu stechiometrické koeficienty H₂ a O₂ jsou 1. Máte 70 g H₂ smíchá se 150 g O₂, Jaký bude teoretický výnos reakce? Jaký je výtěžek, pokud dostanete 10 a 90 g H₂O?

Zde je nejisté, kolik gramů H₂ nebo O₂ reagují; proto musí být stanoveny moly každého druhu: \ t

Moly de H₂= (70 g)₂/ 2g)

35 mol

Moly de O₂= (150 g) ∙ (mol O₂/ 32g)

4,69 mol

Limitujícím činidlem je kyslík, protože 1 mol H₂ reaguje s 1 mol O₂; a mající 4,69 mol O₂, pak bude reagovat 4,69 mol H₂. Také moly H₂Nebo vytvořený bude roven 4,69. Teoretický výtěžek je tedy 4,69 mol nebo 84,42 g H₂O (násobení molů molekulovou hmotností vody).

Nedostatek kyslíku a přebytečných nečistot

Pokud se vyrobí 10 g H₂Nebo bude výkon:

Výkon% = (10 g H₂O / 84,42 g H₂O) ∙ 100%

11,84%

Což je nízké, protože obrovský objem vodíku byl smíšen s velmi malým obsahem kyslíku.

A pokud se na druhé straně vyrobí 90 g H₂Výkon bude nyní:

Výkon% = (90 g H₂O / 84,42 g H₂O) ∙ 100%

106,60%

Žádný výkon nemůže být větší než teoretický, takže jakákoliv hodnota nad 100% je anomálií. Může to však být způsobeno následujícími příčinami:

-Produkt nahromadil další produkty způsobené laterálními nebo sekundárními reakcemi.

-Produkt byl kontaminován během reakce nebo na jejím konci.

V případě reakce tohoto příkladu je první příčina nepravděpodobná, protože kromě vody neexistuje žádný jiný produkt. Druhá příčina, pokud skutečně dostanete 90 g vody za těchto podmínek, naznačuje, že došlo k zápisu dalších plynných sloučenin (např. CO₂ a N₂), které byly nesprávně zváženy společně s vodou.

Odkazy

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie (8. vydání). CENGAGE Learning, str. 97.
2. Helmenstine, Todd. (15. února 2018). Jak vypočítat teoretický výnos chemické reakce. Citováno z: thoughtco.com
3. Chieh C. (13. června 2017). Teoretické a skutečné výnosy. Chemie LibreTexts. Zdroj: chem.libretexts.org
4. Khan Academy. (2018). Limitní činidla a procentní výtěžek. Zdroj: khanacademy.org
5. Úvodní chemie. (s.f.). Výtěžky. Citováno z: saylordotorg.github.io
6. Úvodní kurz obecné chemie. (s.f.). Omezující činidlo a výkon. Univerzita Valladolid. Zdroj: eis.uva.es