Det teoretiske udbytte i en kemisk reaktion er mængden af produkt opnået ved fuldstændig omdannelse af den begrænsende reaktant . Dette er den mængde produkt, der er resultatet af en (teoretisk) perfekt kemisk reaktion og er derfor ikke den samme som den mængde, der faktisk opnås, når reaktionen sker i laboratoriet. Teoretisk udbytte er almindeligvis udtrykt i gram eller mol.
I modsætning til det teoretiske udbytte er det faktiske udbytte mængden af produkt, som en reaktion faktisk producerer . Det faktiske udbytte er normalt en mindre mængde, da få kemiske reaktioner er 100 % effektive, fordi der er et tab i produktgenvinding; Andre reaktioner, der reducerer produktet, kan også forekomme. Men nogle gange er det faktiske udbytte højere end det teoretiske udbytte, muligvis på grund af en bireaktion, der fører til yderligere produkt, eller fordi det genvundne produkt indeholder urenheder.
Forholdet mellem faktisk udbytte og teoretisk udbytte udtrykkes ofte som et procentudbytte :
Procent udbytte = faktisk udbyttemasse / teoretisk udbyttemasse, i procent.
Fremgangsmåde for beregning af teoretisk udbytte
Det teoretiske udbytte findes, når det begrænsende reagens fra den afbalancerede kemiske ligning er blevet identificeret. For at finde den er det første skridt at justere ligningen, hvis den ikke er det.
Det næste trin er at identificere den begrænsende reaktant, baseret på molforholdet mellem reaktanterne. Som navnet antyder, er det begrænsende reagens ikke i overskud, så reaktionen kan ikke fortsætte, når først den er opbrugt.
Fremgangsmåden for at finde den begrænsende reaktant er som følger:
- Hvis antallet af reaktanter er angivet i mol, konverter værdierne til gram.
- Divider massen af reaktanten i gram med dens molekylvægt i gram pr. mol.
- For en flydende opløsning er en anden beregningsmetode at gange mængden af en reaktiv opløsning i milliliter med dens massefylde i gram pr. milliliter. Derefter divideres den resulterende værdi med reaktantens molære masse.
- Multiplicer massen, opnået ved en af de allerede diskuterede metoder, med antallet af mol reaktant i den afbalancerede ligning.
- Du kender nu molene af hver reaktant. Sammenlign dette med molforholdet mellem reaktanterne for at afgøre, hvilken der er tilgængelig i overskud, og hvilken der vil blive forbrugt først: sidstnævnte vil være den begrænsende reaktant.
Når du har identificeret den begrænsende reaktant, multiplicer du mol af den begrænsende reaktion med forholdet mellem mol af den begrænsende reaktant og produktet af den allerede tilpassede ligning. Dette resultat svarer til antallet af mol af hvert produkt.
For at få gram produkt skal du gange antallet af mol af hvert produkt med dets molekylvægt.
Lad os se et eksempel:
I et forsøg, hvor acetylsalicylsyre (aspirin) fremstilles ud fra salicylsyre, er det kendt fra den balancerede ligning for syntesen af aspirin, at molforholdet mellem den begrænsende reaktant (salicylsyre) og produktet (acetylsalicylsyre) er 1: 1.
Hvis du har 0,00153 mol salicylsyre, er det teoretiske udbytte:
Teoretisk udbytte = 0,00153 mol salicylsyre x (1 mol acetylsalicylsyre/1 mol salicylsyre) x (180,2 g acetylsalicylsyre/1 mol acetylsalicylsyre).
Teoretisk udbytte = 0,276 gram acetylsalicylsyre
Når du forbereder en aspirin, får du selvfølgelig aldrig den mængde. Hvis du får for meget, har du sandsynligvis overskydende opløsningsmiddel, eller dit produkt er urent. Du vil højst sandsynligt få meget mindre, fordi reaktionen ikke behandles 100 %, og noget produkt vil altid gå tabt, når du prøver at genvinde det (normalt efterladt i filteret).
