Wydajność teoretyczna w tym, co zawiera i przykłady



The wydajność teoretyczna reakcji chemicznej jest maksymalną ilością, którą można uzyskać z produktu zakładając całkowitą transformację reagentów. Jeśli z przyczyn kinetycznych, termodynamicznych lub eksperymentalnych jeden z reagentów częściowo reaguje, uzyskana wydajność jest mniejsza niż teoretyczna.

Ta koncepcja pozwala porównać lukę między reakcjami chemicznymi zapisanymi na papierze (równania chemiczne) a rzeczywistością. Niektóre mogą wyglądać bardzo prosto, ale są eksperymentalnie złożone i mają niską wydajność; podczas gdy inne mogą być obszerne, ale proste i wydajne, aby je wykonać.

Wszystkie reakcje chemiczne i ilości odczynników mają teoretyczną wydajność. Dzięki temu można ustalić stopień skuteczności zmiennych procesowych i sukcesów; im wyższa wydajność (i krótszy czas), tym lepsze są warunki wybrane dla reakcji.

Tak więc dla danej reakcji można wybrać zakres temperatur, szybkość poruszania się, czas itp. I przeprowadzić optymalną wydajność. Celem takich wysiłków jest przybliżenie wydajności teoretycznej do rzeczywistej wydajności.

Indeks

  • 1 Jaka jest wydajność teoretyczna?
  • 2 Przykłady
    • 2.1 Przykład 1
    • 2.2 Przykład 2
  • 3 referencje

Jaka jest wydajność teoretyczna?

Wydajność teoretyczna to ilość produktu otrzymanego w reakcji zakładającej 100% konwersję; to znaczy, że cały odczynnik ograniczający musi zostać zużyty.

Wtedy cała synteza powinna idealnie dać eksperymentalną lub rzeczywistą wydajność równą 100%. Chociaż tak się nie dzieje, występują reakcje o wysokiej wydajności (> 90%)

Wyrażana jest w procentach, a aby ją najpierw obliczyć, należy skorzystać z chemicznego równania reakcji. Ze stechiometrii określa się dla pewnej ilości odczynnika ograniczającego ilość produktu. Następnie, gdy to nastąpi, ilość uzyskanego produktu (rzeczywista wydajność) jest porównywana z wartością określonej wartości teoretycznej:

Wydajność% = (rzeczywista wydajność / wydajność teoretyczna) ∙ 100%

Ta wydajność% pozwala nam oszacować skuteczność reakcji w wybranych warunkach. Ich wartości oscylują drastycznie w zależności od rodzaju reakcji. Na przykład dla niektórych reakcji wydajność 50% (połowa wydajności teoretycznej) można uznać za udaną reakcję.

Ale jakie są jednostki takiej wydajności? Masa odczynników, czyli ilość gramów lub moli. Dlatego, aby określić wydajność reakcji, należy znać gram lub mole, które można teoretycznie uzyskać.

Powyższe można wyjaśnić prostym przykładem.

Przykłady

Przykład 1

Rozważ następującą reakcję chemiczną:

A + B => C

1 gA + 3 gB => 4 gC

Równanie chemiczne ma tylko współczynniki stechiometryczne 1 dla gatunków A, B i C. Ponieważ są to gatunki hipotetyczne, ich masy cząsteczkowe lub atomowe są nieznane, ale proporcja masy, w której reagują, jest na wyciągnięcie ręki; to znaczy, na każdy gram A, 3 g B reaguje dając 4 g C (zachowanie masy).

Zatem teoretyczna wydajność tej reakcji wynosi 4 g C, gdy 1 g A reaguje z 3 g B.

Jaka byłaby teoretyczna wydajność, jeśli masz 9 g A? Aby to obliczyć, wystarczy użyć współczynnika konwersji, który dotyczy A i C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

Należy zauważyć, że teraz teoretyczna wydajność wynosi 36 g C zamiast 4 g C, ponieważ ma więcej odczynnika A.

Dwie metody: dwie wydajności

W powyższej reakcji istnieją dwie metody tworzenia C. Zakładając, że oba zaczynają się od 9 g A, każda ma swoją własną rzeczywistą wydajność. Klasyczna metoda pozwala uzyskać 23 g C w ciągu 1 godziny; stosując nowoczesną metodę można uzyskać 29 g C w pół godziny.

Jaka jest wydajność% dla każdej z metod? Wiedząc, że teoretyczna wydajność wynosi 36 g C, przystępujemy do zastosowania wzoru ogólnego:

Wydajność% (metoda klasyczna) = (23 g C / 36 g C) ∙ 100%

63,8%

Wydajność% (metoda nowoczesna) = (29 g C / 36 g C) ∙ 100%

80,5%

Logicznie rzecz biorąc, nowoczesna metoda tworzenia większej liczby gramów C z 9 gramów A (plus 27 gramów B) daje wydajność 80,5%, wyższą niż wydajność 63,8% metody klasycznej.

Którą z dwóch metod wybrać? Na pierwszy rzut oka nowoczesna metoda wydaje się bardziej opłacalna niż metoda klasyczna; W decyzji bierze się jednak pod uwagę aspekt ekonomiczny i ewentualny wpływ na środowisko każdego z nich.

Przykład 2

Rozważ egzotermiczną i obiecującą reakcję jako źródło energii:

H2 + O2 => H2O

Należy zauważyć, że podobnie jak w poprzednim przykładzie, współczynniki stechiometryczne H2 i O2 są 1. Masz 70 g H2 zmieszany z 150 g O2, Jaka będzie teoretyczna wydajność reakcji? Jaka jest wydajność, jeśli otrzymasz 10 i 90 g H2O?

Tutaj nie ma pewności, ile gramów H2 lub O2 reagują; dlatego tym razem należy określić mole każdego gatunku:

Krety de H2= (70g) ∙ (mol H2/ 2g)

35 moli

Moles de O2= (150g) ∙ (mol O2/ 32g)

4,69 moli

Reagentem ograniczającym jest tlen, ponieważ 1 mol H2 reaguje z 1 molem O2; i mający 4,69 moli O2, wtedy zareaguje 4,69 mola H2. Również mole H2Lub uformowany będzie równy 4,69. Zatem wydajność teoretyczna wynosi 4,69 mola lub 84,42 g H2O (mnożenie moli przez masę cząsteczkową wody).

Brak tlenu i nadmiaru zanieczyszczeń

Jeśli wyprodukuje się 10 g H2Lub wydajność będzie:

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

11,84%

Co jest niskie, ponieważ ogromna ilość wodoru została zmieszana z bardzo małą ilością tlenu.

A jeśli z drugiej strony powstanie 90 g H2Albo wydajność będzie teraz:

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

106,60%

Żadna wydajność nie może być większa niż teoretyczna, więc każda wartość powyżej 100% jest anomalią. Może to jednak wynikać z następujących przyczyn:

-Produkt zgromadził inne produkty spowodowane reakcjami bocznymi lub wtórnymi.

-Produkt był zanieczyszczony podczas lub pod koniec reakcji.

W przypadku reakcji z tego przykładu pierwsza przyczyna jest mało prawdopodobna, ponieważ oprócz wody nie ma innego produktu. Druga przyczyna, jeśli faktycznie otrzymasz 90 g wody w takich warunkach, wskazuje, że nastąpiło wejście innych związków gazowych (takich jak CO2 i N2), które zostały błędnie zważone razem z wodą.

Referencje

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning, s. 97.
  2. Helmenstine, Todd. (15 lutego 2018 r.). Jak obliczyć teoretyczną wydajność reakcji chemicznej. Źródło: thinkco.com
  3. Chieh C. (13 czerwca 2017). Teoretyczne i rzeczywiste zyski. Chemia LibreTexts. Źródło: chem.libretexts.org
  4. Khan Academy. (2018). Odczynniki ograniczające i wydajność procentowa. Źródło: khanacademy.org
  5. Chemia wprowadzająca. (s.f.). Plony. Źródło: saylordotorg.github.io
  6. Kurs wprowadzający z chemii ogólnej. (s.f.). Ograniczający odczynnik i wydajność. Uniwersytet w Valladolid. Źródło: eis.uva.es