Das theoretische Leistung einer chemischen Reaktion ist die maximale Menge, die aus einem Produkt erhalten werden kann, wenn die Reaktanten vollständig umgewandelt werden. Wenn aus kinetischen, thermodynamischen oder experimentellen Gründen einer der Reaktanten teilweise reagiert, ist die resultierende Ausbeute geringer als theoretisch..
Dieses Konzept ermöglicht es, die Lücke zwischen auf Papier geschriebenen chemischen Reaktionen (chemische Gleichungen) und der Realität zu vergleichen. Einige mögen sehr einfach aussehen, aber experimentell komplex und ertragsarm; während andere umfangreich, aber einfach und leistungsstark sein können, wenn sie ausgeführt werden.
Alle chemischen Reaktionen und Mengen an Reagenzien haben eine theoretische Ausbeute. Dank dessen kann ein Grad an Effektivität der Prozessvariablen und der Treffer festgestellt werden; Je höher die Ausbeute (und je kürzer die Zeit) ist, desto besser sind die für die Reaktion gewählten Bedingungen.
Somit kann für eine gegebene Reaktion ein Temperaturbereich, eine Rührgeschwindigkeit, eine Zeit usw. gewählt werden und eine optimale Leistung kann durchgeführt werden. Der Zweck solcher Bemühungen besteht darin, die theoretische Ausbeute an die tatsächliche Ausbeute anzunähern..
Artikelverzeichnis
Die theoretische Ausbeute ist die Produktmenge, die aus einer Reaktion unter der Annahme eines Umsatzes von 100% erhalten wird; Das heißt, das gesamte limitierende Reagenz muss verbraucht werden.
Daher sollte jede Synthese idealerweise eine experimentelle oder reale Ausbeute von 100% ergeben. Obwohl dies nicht der Fall ist, gibt es Reaktionen mit hohen Ausbeuten (> 90%)
Es wird in Prozent ausgedrückt, und um es zu berechnen, müssen Sie zuerst auf die chemische Gleichung der Reaktion zurückgreifen. Aus der Stöchiometrie wird für eine bestimmte Menge an limitierendem Reagenz bestimmt, wie viel Produkt entsteht. Danach wird die erhaltene Produktmenge (Realausbeute) mit der des ermittelten theoretischen Wertes verglichen:
% Ausbeute = (tatsächliche Ausbeute / theoretische Ausbeute) ∙ 100%
Diese prozentuale Ausbeute ermöglicht die Abschätzung, wie effizient die Reaktion unter den ausgewählten Bedingungen war. Ihre Werte variieren je nach Art der Reaktion drastisch. Beispielsweise kann für einige Reaktionen eine Ausbeute von 50% (die Hälfte der theoretischen Ausbeute) als erfolgreiche Reaktion angesehen werden..
Aber was sind die Einheiten einer solchen Leistung? Die Masse der Reaktanten, dh ihre Anzahl von Gramm oder Mol. Um die Ausbeute einer Reaktion zu bestimmen, müssen daher die Gramm oder Mol bekannt sein, die theoretisch erhalten werden können..
Das Obige kann anhand eines einfachen Beispiels verdeutlicht werden.
Betrachten Sie die folgende chemische Reaktion:
A + B => C.
1 gA + 3 gB => 4 gC
Die chemische Gleichung hat nur 1 stöchiometrische Koeffizienten für die Spezies A, B und C. Da es sich um hypothetische Spezies handelt, sind ihre Molekül- oder Atommassen unbekannt, aber der Massenanteil, in dem sie reagieren, ist verfügbar; das heißt, für jedes Gramm A reagieren 3 g B unter Bildung von 4 g C (Massenerhaltung).
Daher beträgt die theoretische Ausbeute für diese Reaktion 4 g C, wenn 1 g A mit 3 g B reagiert.
Was wäre die theoretische Ausbeute, wenn wir 9 g A hätten? Verwenden Sie zur Berechnung einfach den Umrechnungsfaktor für A und C:
(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C.
Es ist zu beachten, dass die theoretische Ausbeute jetzt 36 g C anstelle von 4 g C beträgt, da mehr Reagenz A vorhanden ist.
Für die obige Reaktion gibt es zwei Verfahren zur Herstellung von C. Unter der Annahme, dass beide mit 9 g A beginnen, hat jedes seine eigene tatsächliche Ausbeute. Die klassische Methode ermöglicht es, in einem Zeitraum von 1 Stunde 23 g C zu erhalten; Mit der modernen Methode können in einer halben Stunde 29 g C erhalten werden.
Was ist die prozentuale Ausbeute für jede der Methoden? In dem Wissen, dass die theoretische Ausbeute 36 g C beträgt, wird die allgemeine Formel angewendet:
% Ausbeute (klassische Methode) = (23 g C / 36 g C) ≤ 100%
63,8%
% Ausbeute (moderne Methode) = (29 g C / 36 g C) ≤ 100%
80,5%
Logischerweise hat die moderne Methode, bei der mehr Gramm C aus 9 Gramm A (plus 27 Gramm B) gewonnen werden, eine Ausbeute von 80,5%, die höher ist als die Ausbeute von 63,8% der klassischen Methode..
Welche der beiden Methoden wählen? Auf den ersten Blick scheint die moderne Methode praktikabler zu sein als die klassische Methode; Bei der Entscheidung spielen jedoch der wirtschaftliche Aspekt und die möglichen Umweltauswirkungen eines jeden eine Rolle..
Betrachten Sie die exotherme und vielversprechende Reaktion als Energiequelle:
H.zwei + ODERzwei => H.zweiODER
Es ist zu beachten, dass wie im vorherigen Beispiel die stöchiometrischen Koeffizienten von H.zwei michzwei sind 1. Wir haben 70g H.zwei gemischt mit 150 g O.zwei, Was ist die theoretische Ausbeute der Reaktion? Was ist die Ausbeute, wenn 10 und 90 g H.zweiODER?
Hier ist ungewiss, wie viele Gramm H.zwei oder oderzwei sie reagieren; Daher müssen diesmal die Maulwürfe jeder Art bestimmt werden:
Maulwürfe von H.zwei= (70 g) ∙ (mol H.zwei/ 2 g)
35 Mol
Maulwürfe von O.zwei= (150 g) mol (mol O.zwei/ 32 g)
4,69 Mol
Das limitierende Reagenz ist Sauerstoff, da 1 Mol H.zwei reagiert mit 1 mol O.zwei;; und mit 4,69 Mol O.zwei, dann reagieren 4,69 Mol Hzwei. Ebenso sind die Mol von H.zweiOder gebildet wird gleich 4,69 sein. Daher beträgt die theoretische Ausbeute 4,69 Mol oder 84,42 g H.zweiO (Multiplikation der Mol mit der Molmasse von Wasser).
Wenn 10 g H.zweiOder die Leistung wird sein:
% Ausbeute = (10 g H.zweiO / 84,42 g H.zweiO) ≤ 100%
11,84%
Was gering ist, weil ein großes Volumen an Wasserstoff mit sehr wenig Sauerstoff vermischt ist.
Und wenn andererseits 90 g H produziert werdenzweiOder die Leistung wird jetzt sein:
% Ausbeute = (90 g H.zweiO / 84,42 g H.zweiO) ≤ 100%
106,60%
Keine Leistung kann höher sein als theoretisch, daher ist alles über 100% eine Anomalie. Dies kann jedoch folgende Ursachen haben:
-Das Produkt akkumulierte andere Produkte, die durch Neben- oder Nebenreaktionen verursacht wurden.
-Das Produkt wurde während oder am Ende der Reaktion kontaminiert.
Für den Fall der Reaktion in diesem Beispiel ist die erste Ursache unwahrscheinlich, da es außer Wasser kein anderes Produkt gibt. Die zweite Ursache, wenn unter solchen Bedingungen tatsächlich 90 g Wasser erhalten wurden, weist darauf hin, dass andere gasförmige Verbindungen (wie CO) eingedrungen sindzwei und N.zwei), die fälschlicherweise zusammen mit dem Wasser gewogen wurden.
Bisher hat noch niemand einen Kommentar zu diesem Artikel abgegeben.