Det teoretiske utbyttet i en kjemisk reaksjon er mengden produkt som oppnås ved fullstendig omdannelse av den begrensende reaktanten . Dette er mengden produkt som er et resultat av en (teoretisk) perfekt kjemisk reaksjon og er derfor ikke den samme som den faktisk oppnådde mengden når reaksjonen skjer i laboratoriet. Teoretisk utbytte er ofte uttrykt i form av gram eller mol.
I motsetning til det teoretiske utbyttet, er det faktiske utbyttet mengden produkt som en reaksjon faktisk produserer . Det faktiske utbyttet er vanligvis en mindre mengde, siden få kjemiske reaksjoner er 100 % effektive fordi det er tap i produktgjenvinning; Andre reaksjoner som reduserer produktet kan også forekomme. Noen ganger er imidlertid det faktiske utbyttet høyere enn det teoretiske utbyttet, muligens på grunn av en bireaksjon som fører til ytterligere produkt, eller fordi det gjenvunnede produktet inneholder urenheter.
Forholdet mellom faktisk utbytte og teoretisk utbytte uttrykkes ofte som en prosentvis avkastning :
Prosent utbytte = faktisk utbyttemasse / teoretisk utbyttemasse, i prosent.
Prosedyre for beregning av teoretisk utbytte
Det teoretiske utbyttet er funnet når det begrensende reagenset fra den balanserte kjemiske ligningen er identifisert. For å finne det, er det første trinnet å justere ligningen hvis den ikke er det.
Det neste trinnet er å identifisere den begrensende reaktanten, basert på molforholdet mellom reaktantene. Som navnet antyder, er det begrensende reagenset ikke i overkant, så reaksjonen kan ikke fortsette når den er oppbrukt.
Prosedyren for å finne den begrensende reaktanten er som følger:
- Hvis antall reaktanter er gitt i mol, konverter verdiene til gram.
- Del massen av reaktanten i gram med dens molekylvekt i gram per mol.
- For en flytende løsning er en annen beregningsmetode å multiplisere mengden av en reaktiv løsning i milliliter med dens tetthet i gram per milliliter. Del deretter den resulterende verdien med den molare massen til reaktanten.
- Multipliser massen, oppnådd ved en av metodene som allerede er diskutert, med antall mol reaktant i den balanserte ligningen.
- Du vet nå molene til hver reaktant. Sammenlign dette med molforholdet mellom reaktantene for å bestemme hvilken som er tilgjengelig i overskudd og som vil bli konsumert først: sistnevnte vil være den begrensende reaktanten.
Når du har identifisert den begrensende reaktanten, multipliserer du molene til den begrensende reaksjonen med forholdet mellom molene til den begrensende reaktanten og produktet av den allerede tilpassede ligningen. Dette resultatet tilsvarer antall mol av hvert produkt.
For å få gram produkt, multipliser molene til hvert produkt med molekylvekten.
La oss se et eksempel:
I et eksperiment der acetylsalisylsyre (aspirin) fremstilles fra salisylsyre, er det kjent fra den balanserte ligningen for syntese av aspirin at molforholdet mellom den begrensende reaktanten (salisylsyre) og produktet (acetylsalisylsyre) er 1: 1.
Hvis du har 0,00153 mol salisylsyre, er det teoretiske utbyttet:
Teoretisk utbytte = 0,00153 mol salisylsyre x (1 mol acetylsalisylsyre/1 mol salisylsyre) x (180,2 g acetylsalisylsyre/1 mol acetylsalisylsyre).
Teoretisk utbytte = 0,276 gram acetylsalisylsyre
Selvfølgelig, når du tilbereder en aspirin får du aldri den mengden. Hvis du får i deg for mye, har du sannsynligvis overflødig løsemiddel eller produktet ditt er urent. Du vil mest sannsynlig få mye mindre, fordi reaksjonen ikke behandles 100 %, og et produkt vil alltid gå tapt ved å prøve å gjenopprette det (vanligvis etterlatt i filteret).