Pojęcia chemiczne: wydajność procentowa lub wydajność procentowa

Wydajność procentowa, zwana także wydajnością procentową, jest stosunkiem, który mówi nam, ile produktu reakcji chemicznej faktycznie otrzymuje się, przeprowadzając tę ​​reakcję na każde 100 części, które można uzyskać z produktu na podstawie obliczeń stechiometrycznych. . Innymi słowy, odpowiada procentowi ilości produktu, który ma zostać uzyskany w wyniku reakcji chemicznej, która faktycznie została uzyskana.

Na przykład, jeśli procentowa wydajność reakcji wynosi 85%, oznacza to, że na każde 100 gramów (lub moli, ton metrycznych lub miligramów itp.) 85 gramów (lub moli, ton metrycznych, miligramów lub innych).

Ze względów logicznych i ze względu na prawo zachowania materii, które wskazuje, że nie można jej stworzyć ani zniszczyć, a jedynie przekształcić, procent wydajności nigdy nie może być większy niż 100%. Gdyby tak nie było, procentowa wydajność większa niż 100% wskazywałaby, że otrzymuje się więcej produktu niż jest to możliwe z ilości obecnych reagentów. Byłoby to równoznaczne z udawaniem, że otrzymuje się dwa lub więcej ciast zawierających składniki potrzebne do zrobienia tylko jednego.

Formuła procentowej wydajności

Wzór na wydajność procentową (oznaczoną przez %R) ma taką samą postać jak każda inna wartość procentowa:

gdzie %R jest wydajnością procentową, RR odnosi się do rzeczywistej wydajności, a RT odpowiada wydajności teoretycznej.

W tym wzorze wydajności obu frakcji można podać w dowolnej jednostce, która w jakiś sposób reprezentuje ilość otrzymanego lub oczekiwanego produktu. Jedynym warunkiem jest to, że oba są w tych samych jednostkach i mają do czynienia z tą samą substancją. Na przykład wydajność może odpowiadać masie określonego produktu, jego liczbie moli, jego objętości itp.

Innym ważnym aspektem, na który należy zwrócić uwagę, jest fakt, że niekoniecznie musi on być obliczany na podstawie ilości wyprodukowanego produktu. Wydajności procentowe można również obliczyć na podstawie zużytych ilości reagenta, które zostały zużyte podczas reakcji.

Wydajność teoretyczna i eksperymentalna, dlaczego się różnią?

Ilekroć mieszamy dwa lub więcej reagentów w celu przeprowadzenia reakcji chemicznej, możemy obliczyć za pomocą prostej stechiometrii ilość produktu, którą powinniśmy otrzymać ze znanych ilości dodanych reagentów. Ponieważ ta ilość produktu (określana jako wydajność) jest obliczana ze stosunków stechiometrycznych reakcji chemicznej, jest określana jako wydajność teoretyczna.

Z drugiej strony ilość produktu, którą faktycznie otrzymujemy, gdy mieszamy ilości reagentów i przeprowadzamy reakcję chemiczną, jest znana jako wydajność eksperymentalna, wydajność praktyczna lub wydajność rzeczywista .

W idealnym przypadku otrzymalibyśmy dokładnie taką samą ilość produktu, jaką obliczyliśmy stechiometrycznie. W tym przypadku procentowa wydajność wyniosłaby 100%. Istnieje jednak wiele różnych czynników, które sprawiają, że wyniki eksperymentalne nigdy nie są równe teoretycznym. Niektóre z tych czynników to:

• Błędy pomiarów doświadczalnych zarówno w ilości zmieszanych odczynników, jak iw ważeniu lub określaniu ilości otrzymanego produktu.
• Obecność zanieczyszczeń w odczynnikach.
• Obecność równowagi chemicznej, która zapobiega postępowi reakcji do końca, ponieważ część produktów jest ponownie przekształcana w reagenty.
• Szybkość reakcji. Jeśli reakcja przebiega bardzo wolno i przedwcześnie ją zatrzymamy, otrzymamy mniej produktu niż oczekiwano.
• Straty reagentów i produktów podczas procesów przenoszenia substancji z jednego pojemnika do drugiego.
• Występowanie równoległych reakcji chemicznych, które zagrażają części odczynników, m.in.

Wiele z tych czynników można do pewnego stopnia kontrolować, ale większość z nich zawsze będzie obecna.

Znaczenie procentu wydajności

Wydajność procentowa jest podstawową koncepcją w chemii, ponieważ pozwala nam zrozumieć i porównać, jak skuteczna jest reakcja chemiczna lub droga syntezy w celu wytworzenia produktu. Im wyższa wydajność, czyli bliższa 100%, oznacza, że ​​reakcja zaszła w większym stopniu i że większość produktu można odzyskać i zważyć.

Z drugiej strony niska wydajność procentowa wskazuje, że znaczna część przereagowanych reagentów nie mogła zostać przekształcona w pożądany produkt. Ma to poważne implikacje z ekonomicznego punktu widzenia, ponieważ zwiększa ilość reagentów, które należy połączyć, aby otrzymać określoną ilość produktu.

Przykłady obliczania procentowej wydajności

Przykład 1

oświadczenie

Odpowiednie ilości kwasu octowego i etanolu miesza się w celu syntezy 20,00 kg octanu etylu. Po przeprowadzeniu reakcji otrzymano 15,00 kg octanu etylu. Wyznacz procentową wydajność reakcji.

Rozwiązanie

Pierwszą rzeczą do zrobienia w tym przypadku jest wyodrębnienie danych z wyciągu. Ponieważ rzeczywiście otrzymano 15,00 kg octanu etylu, odpowiada to rzeczywistej wydajności. Jednocześnie ilość octanu etylu, jaką należy otrzymać, czyli wydajność teoretyczna, wynosi 20 kg. Dzięki tym informacjom możemy zastosować formułę zwrotu procentowego:

Odpowiedź

Reakcja ma wydajność procentową 75%.

Przykład 2

oświadczenie

100 moli gazowego wodoru reaguje z wystarczającą ilością tlenu, aby wytworzyć wodę. Zaangażowana reakcja to :

Prowadząc reakcję chemiczną otrzymano 900 g wody. Wyznacz procentową wydajność reakcji.

Rozwiązanie

W tym przypadku podano wydajność doświadczalną (która wynosi 900 g wody), ale nie podano wydajności teoretycznej. Znamy jednak ilość jednego z reagentów, który został użyty do przeprowadzenia reakcji (wodór), więc możemy obliczyć, ile wody należało uzyskać, korzystając z zestawu stosunków stechiometrycznych:

Teraz, gdy mamy teoretyczną wydajność, możemy obliczyć wydajność procentową:

Odpowiedź:

Reakcja ma tylko 50% wydajność. Oznacza to, że daje tylko połowę tego, co może dać.

Bibliografia

• Brązowy, T. (2021). Chemia: The Central Science (wyd. 11). Londyn, Anglia: Pearson Education.
• Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS i Herranz, ZR (2020). Chemia (wyd. 10). Nowy Jork, NY: MCGRAW-HILL.
• Kwiaty, P., Neth, EJ, Robinson, WR, Theopold, K. i Langley, R. (2019). Chemia: Atomy Najpierw 2e . Pobrane z https://openstax.org/books/chemistry-atoms-first-2e/pages/1-introduction
• Kwiaty, P., Theopold, K., Langley, R. i Robinson, WR (2019b). Chemia 2e . Pobrane z https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/1-1-chemistry-in-context