avkastningsprosent

Kjemiske reaksjoner i den virkelige verden går ikke alltid helt som forutsagt på papiret. I løpet av et eksperiment vil mange ting bidra til at det dannes mindre produkt enn forutsatt. I tillegg til eksperimentelle feil er det ofte tap på grunn av ufullstendig reaksjon, uønskede bireaksjoner osv. Prosent utbytte er et mål som indikerer graden av suksess for en reaksjon , og det er avgjørende for kjemisk arbeid i laboratoriet.

Definisjon

Avlingsprosenten er forholdet mellom faktisk utbytte og teoretisk utbytte uttrykt i prosent . Det  faktiske utbyttet  er resultatet som den kjemiske reaksjonen faktisk produserer med alle faktorene som finnes i miljøet. Den faktiske prosentandelen kan være nær 100 %, men aldri helt der.

For å beregne prosent utbytte, må man først bestemme mengden produkt som skal dannes basert på støkiometri, kalt » teoretisk utbytte «, det vil si den maksimale mengden produkt som kan dannes fra de gitte mengder reaktanter.

Hvis det faktiske og det teoretiske utbyttet er like, er den prosentvise avkastningen 100 %. Vanligvis er den prosentvise avkastningen mindre enn 100 % fordi den faktiske avkastningen ofte er mindre enn den teoretiske verdien. Årsaker til dette kan inkludere ufullstendige eller konkurrerende reaksjoner og tap av prøve under restitusjon. Det er også mulig for prosent utbytte å være større enn 100 %, noe som betyr at mer prøve ble gjenvunnet fra en reaksjon enn forventet. Til slutt er den prosentvise avkastningen alltid en positiv verdi.

Teoretisk og eksperimentell ytelse, hvorfor er de forskjellige?

Hver gang vi blander to eller flere reaktanter for å utføre en kjemisk reaksjon, kan vi ved enkel støkiometri beregne mengden produkt som vi bør få fra de kjente mengder av reaktantene som vi tilsetter. Siden denne mengde produkt (referert til som utbyttet) beregnes ut fra de støkiometriske forholdene til den kjemiske reaksjonen, blir den referert til som det teoretiske utbyttet.

På den annen side er mengden produkt som vi faktisk oppnår når vi blander mengdene av reaktanter og utfører den kjemiske reaksjonen, det som er kjent som eksperimentelt utbytte, praktisk utbytte eller faktisk utbytte .

I det ideelle tilfellet ville vi oppnå nøyaktig samme mengde produkt som den beregnet ved støkiometri. I dette tilfellet vil den prosentvise avkastningen være 100 %. Imidlertid er det en lang rekke faktorer som gjør at den eksperimentelle ytelsen aldri er lik den teoretiske. Noen av disse faktorene er:

• Eksperimentelle målefeil både i mengden av blandede reagenser og i veiing eller bestemmelse av mengden oppnådd produkt.
• Tilstedeværelsen av urenheter i reagensene.
• Tilstedeværelsen av kjemiske likevekter som hindrer reaksjonen i å fortsette til fullføring fordi en del av produktene omdannes tilbake til reaktanter.
• Reaksjonshastigheten. Hvis reaksjonen er veldig langsom og vi stopper den for tidlig, får vi mindre produkt enn forventet.
• Tap av reaktanter og produkter under prosessene med å overføre stoffer fra en beholder til en annen.
• Forekomsten av parallelle kjemiske reaksjoner som kompromitterer blant annet deler av reagensene.

Mange av disse faktorene kan kontrolleres til en viss grad, men de fleste vil alltid være tilstede.

Formel for prosentandel

Ligningen for prosentvis utbytte er: Prosent utbytte = (faktisk utbytte / teoretisk utbytte) x 100 % hvor:

• Det faktiske utbyttet er mengden produkt som oppnås fra en kjemisk reaksjon.
• Teoretisk utbytte er mengden produkt som oppnås fra den støkiometriske ligningen ved å bruke det begrensende reagenset for å bestemme produktet.
• Enheter for faktisk og teoretisk utbytte må være de samme (mol eller gram).

eksempler

Dekomponeringen av magnesiumkarbonat danner 15 gram magnesiumoksid i ett eksperiment, det teoretiske utbyttet er kjent for å være 19 gram. 

1. Hva er det prosentvise utbyttet av magnesiumoksid?

MgCO ₃  → MgO + CO ₂

Beregningen er enkel hvis du kjenner den reelle og teoretiske avkastningen, den neste tingen er å legge inn verdiene i formelen:

1. Prosentvis utbytte = faktisk utbytte / teoretisk utbytte x 100 %
2. Prosentvis utbytte= 15 g / 19 g x 100 %
3. Prosentvis avkastning = 79 %

2. Prosentvis utbytte (%R) av følgende kjemiske reaksjon:

2N ₂  + 5O ₂  → 2N ₂ O ₅

1. Regn ut molekylmassen til stoffene som inngår i den kjemiske reaksjonen:

N2 ₌ 28 g/mol

O ₂ = 32 g/mol

N205  = 108,01 g _{/ mol}

• Beregn den begrensende reaktanten, sammenlign reaktantene:

første forhold

2N2 _→ 5O2 _{_}

2mol x 28g/mol → 5mol x 32g/mol

40g →x

56g → 160g

40g → x

X= 114,29 g O ₂

andre forhold

2N2 _→ 5O2 _{_}

2mol x 28g/mol → 5mol x 32g/mol

x →55g

56g → 160g

x→ 55g

x= 19,25 g _N2

Generelt må vi beregne det teoretiske utbyttet basert på den balanserte ligningen. I denne ligningen har reaktanten og produktet et molforhold på 1:1, så hvis du vet mengden av reaktant, vet vi at det teoretiske utbyttet er samme verdi i mol.

For å få mengden i gram må vi ta mengden gram reaktant, senere konvertere den til mol og deretter bruke den samme mengden for å finne ut hvor mange gram produkt du kan forvente. 

Referanser

• Brown, T. (2021). Chemistry: The Central Science (11. utgave). London, England: Pearson Education.
• Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Kjemi (10. utgave). New York City, NY: MCGRAW-HILL.
• Flowers, P., Neth, EJ, Robinson, WR, Theopold, K., & Langley, R. (2019). Kjemi: 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). Kjemi 2e . Hentet fra https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/1-1-chemistry-in-context