Teoretisk ytelse

Hva er teoretisk ytelse?

Han teoretisk ytelse Fra en kjemisk reaksjon er den maksimale mengden som kan oppnås fra et produkt under forutsetning av fullstendig transformasjon av reaktantene. Når for kinetiske, termodynamiske eller eksperimentelle årsaker, reagerer et av reagensene delvis, den resulterende ytelsen er lavere enn teoretikeren.

Dette konseptet tillater å sammenligne gapet mellom de kjemiske reaksjonene skrevet på papir (kjemiske ligninger) og virkelighet. Noen kan se veldig enkle, men eksperimentelt komplekse og med lave utbytter; Mens andre kan de bli omfattende, men enkle og høye ytelser når de utfører dem.

Alle kjemiske reaksjoner og reagensmengder har en teoretisk ytelse. Takket være dette kan en grad av effektiviteten av prosessvariablene og suksessene etableres; En høyere ytelse (og på kortere tid) er bedre forholdene som er valgt for reaksjon.

For en viss reaksjon kan du således velge et temperaturintervall, omrøringshastigheten, tiden osv., og gjennomføre optimal ytelse. Hensikten med en slik innsats er å tilnærme teoretisk ytelse til reell ytelse.

Hva er teoretisk ytelse?

Den teoretiske ytelsen er mengden produkt oppnådd fra en reaksjon under forutsetning av en 100%konvertering; det vil si at hele begrensende reagens må konsumeres.

Så all syntese må ideelt sett gi eksperimentell eller reell ytelse lik 100%. Selv om dette ikke skjer, er det reaksjoner med høye utbytter (> 90%)

Det kommer til uttrykk i prosenter, og for å beregne den, må reaksjonens kjemiske ligning brukes. Fra støkiometri bestemmes det for en viss begrensende reagens hvor mye produkt som stammer. Deretter, sammenlignet, sammenlignet mengden oppnådd produkt (reell ytelse) med den av den bestemte teoretiske verdien:

Kan tjene deg: ekstern elektronisk konfigurasjon

% ytelse = (ekte ytelse/teoretisk ytelse) ∙ 100%

Denne % av utbyttet gjør det mulig å estimere hvor effektiv reaksjonen har vært under de valgte forholdene. Verdiene svinger drastisk avhengig av reaksjonstypen. For noen reaksjoner kan for eksempel 50% utbytte (halvparten av det teoretiske utbyttet) betraktes som en vellykket reaksjon.

Men hva er enhetene for nevnte ytelse? Reagensmassen, det vil si deres mengde gram eller føflekker. For å bestemme ytelsen til en reaksjon, må derfor gram eller føflekker som teoretisk er oppnådd være kjent.

Ovennevnte kan avklares med et enkelt eksempel.

Eksempler på teoretisk ytelse

Eksempel 1

Tenk på følgende kjemiske reaksjon:

A + b => c

1. + 3GB => 4GC

Den kjemiske ligningen har bare støkiometriske koeffisienter 1 for art A, B og C. Ettersom de er hypotetiske arter, er dens molekylære eller atommasser ukjente, men masseandelen der de reagerer i; Dette er, for hvert gram av en reagert 3 g B for å gi 4 g C (massebevaring).

Derfor er den teoretiske ytelsen for denne reaksjonen 4 g c når reagerer 1g av A med 3g B.

Hva ville være den teoretiske ytelsen hvis du har 9g av en? For å beregne det, er det nok å bruke konverteringsfaktoren som angår og C:

(9g a) ∙ (4g c/1g a) = 36g c

Merk at nå er den teoretiske ytelsen 36 g C i stedet for 4G C, siden det er mer reaktivt å.

To metoder: to utbytter

For den forrige reaksjonen er det to metoder for å produsere C. Forutsatt at begge legger igjen med 9g A, har hver sin egen virkelige ytelse. Den klassiske metoden gjør at 23 g C kan oppnås innen 1 time; Mens den moderne metoden 29 g C kan oppnås på en halv time.

Det kan tjene deg: Nukleær kjemi: Historie, studieretning, områder, applikasjoner

Hva er % utbytte for hver av metodene? Når vi vet at den teoretiske ytelsen er 36 g C, brukes den generelle formelen:

% ytelse (klassisk metode) = (23g c/ 36g c) ∙ 100%

63,8%

% ytelse (moderne metode) = (29g c/ 36g c) ∙ 100%

80,5%

Logisk sett har den moderne metoden ved å forårsake flere gram C fra 9 gram A (pluss de 27 gram B) et utbytte på 80,5%, høyere enn utbyttet på 63,8% av den klassiske metoden.

Hvilke av de to metodene velger? Ved første øyekast virker den moderne metoden mer levedyktig enn den klassiske metoden; Imidlertid, i avgjørelsen, det økonomiske aspektet og mulige miljøpåvirkninger av hver.

Eksempel 2

Vurder eksotermisk og lovende reaksjon som en energikilde:

H₂ + ENTEN₂ => H₂ENTEN

Legg merke til at som i forrige eksempel, de støkiometriske koeffisientene til H₂ Jeg₂ De er 1. Det er 70g h₂ blandet med 150g o o₂, Hva vil være den teoretiske ytelsen til reaksjonen? Hva er ytelsen hvis 10 og 90 g h oppnås₂ENTEN?

Her er usikkert hvor mange gram h h₂ eller o₂ reagere; Derfor må molene til hver art bestemmes denne gangen:

Mol av h₂= (70g) ∙ (mol h₂/2 g)

35 føflekker

Mol O₂= (150 g) ∙ (mol eller₂/32g)

4.69 føflekker

Det begrensende reagenset er oksygen, fordi 1 mol h₂ reagerer med 1 mol O₂; og å ha 4,69 mol eller₂, Da vil de reagere 4.69 mol h₂. Også molene av h₂Eller dannet vil være lik 4,69. Derfor er den teoretiske ytelsen 4,69 føflekker eller 84,42g h₂Eller (multiplisere føflekkene med molekylmassen på vannet).

Kan tjene deg: Rosario kjølemedium

Mangel på oksygen og overflødig urenhet

Hvis 10g H produserer₂Eller, ytelsen vil være:

% ytelse = (10g h₂O/84,42g h₂O) ∙ 100%

11,84%

Som er lavt fordi et stort volum av hydrogen ble blandet med veldig lite oksygen.

Og hvis det derimot er produsert 90g h₂Eller ytelsen vil nå være:

% ytelse = (90g h₂O/ 84,42g h₂O) ∙ 100%

106,60%

Ingen utbytter kan være høyere enn teoretikeren, så enhver verdi over 100% er en anomali. Imidlertid kan det skyldes følgende årsaker:

-Produktet akkumulerte andre produkter forårsaket av laterale eller sekundære reaksjoner.

-Produktet ble forurenset under eller på slutten av reaksjonen.

I tilfelle av reaksjonen fra dette eksemplet er den første årsaken usannsynlig, siden det ikke er noe annet produkt i tillegg til vann. Den andre årsaken, i tilfelle av å virkelig oppnå 90 g vann under slike forhold, indikerer at det var en inntreden av andre gassformige forbindelser (for eksempel CO₂ og n₂) at de veide feilaktig sammen med vannet.

Referanser

1. Khan Academy. Begrensende reagenser og utbytte. Gjenopprettet fra: Khanacademy.org
2. Innledende kjemi. (s.F.). Utbytte. Gjenopprettet fra: Saylordotorg.Github.Io
3. Introduksjonskurs i generell kjemi. (s.F.). Begrensende reagens og ytelse. University of Valladolid. Gjenopprettet fra: EIS.drue.er