udbytteprocent

Kemiske reaktioner i den virkelige verden forløber ikke altid helt som forudsagt på papiret. I løbet af et eksperiment vil mange ting bidrage til, at der dannes mindre produkt end forudsagt. Udover eksperimentelle fejl er der ofte tab som følge af ufuldstændig reaktion, uønskede bivirkninger mv. Den procentvise udbytte er et mål, der angiver graden af ​​succes af en reaktion , og det er afgørende for kemisk arbejde i laboratoriet.

Definition

Udbytteprocenten er forholdet mellem det faktiske udbytte og det teoretiske udbytte udtrykt i procent . Det  faktiske udbytte  er resultatet, som den kemiske reaktion faktisk producerer med alle de faktorer, der findes i miljøet. Den faktiske procentdel kan være tæt på 100%, men aldrig helt der.

For at beregne procentudbytte skal man først bestemme mængden af ​​produkt, der skal dannes baseret på støkiometri, kaldet det ” teoretiske udbytte “, det vil sige den maksimale mængde produkt, der kunne dannes ud fra de givne mængder af reaktanter.

Hvis det faktiske og teoretiske udbytte er lige store, er det procentvise udbytte 100%. Typisk er det procentvise afkast mindre end 100 %, fordi det faktiske afkast ofte er mindre end den teoretiske værdi. Årsager til dette kan omfatte ufuldstændige eller kompetitive reaktioner og tab af prøve under genopretning. Det er også muligt, at det procentvise udbytte er større end 100 %, hvilket betyder, at der blev udvundet mere prøve fra en reaktion end forventet. Endelig er det procentvise afkast altid en positiv værdi.

Teoretisk og eksperimentel præstation, hvorfor er de forskellige?

Når vi blander to eller flere reaktanter for at udføre en kemisk reaktion, kan vi ved simpel støkiometri beregne mængden af ​​produkt, som vi skal opnå fra de kendte mængder af reaktanterne, som vi tilføjer. Da denne mængde produkt (benævnt udbyttet) er beregnet ud fra de støkiometriske forhold for den kemiske reaktion, omtales den som det teoretiske udbytte.

På den anden side er mængden af ​​produkt, som vi faktisk opnår, når vi blander mængderne af reaktanter og udfører den kemiske reaktion, det, der er kendt som eksperimentelt udbytte, praktisk udbytte eller faktisk udbytte .

I det ideelle tilfælde ville vi opnå nøjagtig den samme mængde produkt som den, der er beregnet ved støkiometri. I dette tilfælde vil det procentvise udbytte være 100%. Der er dog en lang række faktorer, der gør, at den eksperimentelle præstation aldrig er lig med den teoretiske. Nogle af disse faktorer er:

• Eksperimentelle målefejl både i mængden af ​​blandede reagenser og i vejningen eller bestemmelsen af ​​mængden af ​​opnået produkt.
• Tilstedeværelsen af ​​urenheder i reagenserne.
• Tilstedeværelsen af ​​kemiske ligevægte, der forhindrer reaktionen i at skride frem til fuldførelse, fordi en del af produkterne omdannes tilbage til reaktanter.
• Reaktionshastigheden. Hvis reaktionen er meget langsom, og vi stopper den for tidligt, får vi mindre produkt end forventet.
• Tab af reaktanter og produkter under processen med at overføre stoffer fra en beholder til en anden.
• Forekomsten af ​​parallelle kemiske reaktioner, der kompromitterer en del af reagenserne, bl.a.

Mange af disse faktorer kan kontrolleres til en vis grad, men de fleste vil altid være til stede.

Formel for procentudbytte

Ligningen for procentvis udbytte er: Procentudbytte = (faktisk udbytte / teoretisk udbytte) x 100 % hvor:

• Det faktiske udbytte er mængden af ​​produkt opnået ved en kemisk reaktion.
• Teoretisk udbytte er mængden af ​​produkt, der opnås fra den støkiometriske ligning ved hjælp af det begrænsende reagens til at bestemme produktet.
• Enheder for faktisk og teoretisk udbytte skal være ens (mol eller gram).

eksempler

Nedbrydningen af ​​magnesiumcarbonat danner 15 gram magnesiumoxid i et forsøg, det teoretiske udbytte vides at være 19 gram. 

1. Hvad er det procentvise udbytte af magnesiumoxid?

MgCO ₃  → MgO + CO ₂

Beregningen er enkel, hvis du kender de reelle og teoretiske afkast, den næste ting er at indtaste værdierne i formlen:

1. Procentudbytte = faktisk udbytte / teoretisk udbytte x 100 %
2. Udbytte i procent = 15 g / 19 g x 100 %
3. Udbytte i procent = 79 %

2. Procentudbytte (%R) af følgende kemiske reaktion:

2N ₂  + 5O ₂  → 2N ₂ O ₅

1. Beregn molekylmassen af ​​de stoffer, der indgår i den kemiske reaktion:

N2 = 28 g/ _mol

O2 ₌ 32 g/mol

N205 ₌ 108,01 _g  /mol

• Beregn den begrænsende reaktant ved at sammenligne reaktanterne:

første forhold

2N2 _→ 5O2 _{_}

2mol x 28g/mol → 5mol x 32g/mol

40 g → x

56 g → 160 g

40 g → x

X= 114,29 g _O2

andet forhold

2N2 _→ 5O2 _{_}

2mol x 28g/mol → 5mol x 32g/mol

x →55 g

56 g → 160 g

x→ 55g

x= 19,25 g _N2

Generelt skal vi beregne det teoretiske udbytte baseret på den balancerede ligning. I denne ligning har reaktanten og produktet et molforhold på 1:1, så hvis du kender mængden af ​​reaktant, ved vi, at det teoretiske udbytte er den samme værdi i mol.

For at få mængden i gram skal vi tage mængden af ​​gram reaktant, senere konvertere den til mol og derefter bruge den samme mængde til at finde ud af, hvor mange gram produkt vi kan forvente. 

Referencer

• Brown, T. (2021). Kemi: Centralvidenskaben (11. udgave). London, England: Pearson Education.
• Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Kemi (10. udgave). New York City, NY: MCGRAW-HILL.
• Flowers, P., Neth, EJ, Robinson, WR, Theopold, K., & Langley, R. (2019). Kemi: Atoms First 2e . Hentet fra https://openstax.org/books/chemistry-atoms-first-2e/pages/1-introduction
• Flowers, P., Theopold, K., Langley, R., & Robinson, WR (2019b). Kemi 2e . Hentet fra https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/1-1-chemistry-in-context