Innhold

• Å trå
• Del 1 av 2: Bestemmelse av det begrensende reagenset
• Del 2 av 2: Bestemmelse av teoretisk utbytte

Det teoretiske utbyttet er et begrep som brukes i kjemi for den maksimale mengden av et stoff du forventer av en kjemisk reaksjon. Du starter med å balansere en reaksjonsligning og definere det begrensende reagenset. Når du måler mengden reagens du vil bruke, kan du beregne mengden av et stoff som er oppnådd. Dette er det teoretiske utbyttet av ligningen. I et faktisk eksperiment vil du sannsynligvis miste noe av det, fordi det ikke er et ideelt eksperiment.

Å trå

Del 1 av 2: Bestemmelse av det begrensende reagenset

1. Start med en likevektsreaksjon. En reaksjonsligning ligner på en oppskrift. Den viser hvilke reagenser (til venstre) som reagerer med hverandre for å danne produkter (til høyre). En likevektsreaksjon vil ha samme antall atomer på venstre side av ligningen (som reaktanter) som på høyre side (i form av produkter).
   • La oss for eksempel si at vi har den enkle ligningen ${ displaystyle H_ {2} + O_ {2}}$Beregn molarmassen for hver reaksjon. Bruk periodisk tabell eller annen referanse, og slå opp molmassen til hvert atom i hver sammensetning. Legg dem sammen for å finne molarmassen til hver forbindelse av reagenser. Gjør dette for et enkelt molekyl av forbindelsen. Tenk igjen ligningen for omdannelse av oksygen og glukose til karbondioksid og vann: ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Konverter mengden av hvert reagens fra gram til mol. For et reelt eksperiment vil massen i gram av hvert reagens du bruker være kjent. Del denne verdien med molmassen til stoffet ved omregning til antall mol.
     • Anta for eksempel at du starter med 40 gram oksygen og 25 gram glukose.
     • 40 g ${ displaystyle O_ {2}}$Bestem molforholdet mellom reagensene. En føflekk er et beregningsverktøy som brukes i kjemi for å telle molekyler basert på massen. Ved å bestemme antall mol både oksygen og glukose, vet du hvor mange molekyler av hver du begynner med. For å finne forholdet mellom begge deler du antall mol av det ene reagenset med det andre.
       • I det følgende eksemplet starter du med 1,25 mol oksygen og 0,139 mol glukose. Så forholdet mellom oksygen- og glukosemolekyler er 1,25 / 0,139 = 9,0. Dette forholdet betyr at du har ni ganger så mange oksygenmolekyler som glukose.
     • Bestem det ideelle forholdet for reaksjonen. Se på likevektsresponsen. Koeffisientene for hvert molekyl forteller deg forholdet mellom molekylene du trenger for at reaksjonen skal skje. Hvis du bruker nøyaktig forholdet gitt av formelen, bør begge reagensene brukes likt.
       • For denne reaksjonen er reaktantene gitt som ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Sammenlign forholdstallene for å finne det begrensende reagenset. I de fleste kjemiske reaksjoner vil en av reagensene bli brukt opp tidligere enn den andre. Reagenset som først er brukt opp kalles det begrensende reagenset. Dette begrensende reagenset bestemmer hvor lenge den kjemiske reaksjonen kan fortsette og det teoretiske utbyttet du kan forvente. Sammenlign de to forholdene du beregnet for å bestemme det begrensende reagenset:
         • I det følgende eksemplet starter du med ni ganger så mye oksygen som glukose, målt i mol. Formelen forteller deg at ditt ideelle forhold er seks ganger mer oksygen til glukose. Så du trenger mer oksygen enn glukose. Så det andre reagenset, glukose i dette tilfellet, er det begrensende reagenset.

Del 2 av 2: Bestemmelse av teoretisk utbytte

1. Se svaret for å finne produktet du ønsker. Høyre side av en kjemisk ligning viser produktene som reaksjonen gir. Når reaksjonen er balansert, indikerer koeffisientene til hvert produkt hvor mange av hvert molekylforhold du kan forvente. Hvert produkt har et teoretisk utbytte, eller mengden produkt du forventer når reaksjonen er fullstendig.
   • Fortsetter du med eksemplet ovenfor, analyserer du svaret ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Registrer antall mol av ditt begrensende reagens. Du bør alltid sammenligne antall mol begrensende reagens med antall mol av et produkt. Hvis du prøver å sammenligne massen til hver, får du ikke riktig resultat.
     • I eksemplet ovenfor er glukose det begrensende reagenset. I følge molære masseberegninger tilsvarer de første 25 g glukose 0,139 mol glukose.
   • Sammenlign forholdet mellom molekylene i produktet og reagenset. Gå tilbake til likevektsreaksjonen. Del antall molekyler av ønsket produkt med antall molekyler i ditt begrensende reagens.
     • Likevektsreaksjonen for dette eksemplet er ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Multipliser dette forholdet med antall mol av det begrensende reagenset. Svaret er det teoretiske utbyttet i mol av ønsket produkt.
       • I dette eksemplet tilsvarer 25 g glukose 0,139 mol glukose. Forholdet mellom karbondioksid og glukose er 6: 1. Du forventer å kunne produsere seks ganger så mange mol karbondioksid som antall mol glukose du startet med.
       • Det teoretiske utbyttet av karbondioksid er (0,139 mol glukose) x (6 mol karbondioksid / mol glukose) = 0,834 mol karbondioksid.
     • Konverter resultatet til gram. Dette er det motsatte av det forrige trinnet med å beregne antall mol eller mengden reagens. Når du vet hvor mange mol du kan forvente, multipliserer du det med molmassen til produktet for å finne det teoretiske utbyttet i gram.
       • I det følgende eksemplet er molmassen av CO₂ ca. 44 g / mol. (Molmassen av karbon er ~ 12 g / mol og av oksygen ~ 16 g / mol, så den totale er 12 + 16 + 16 = 44).
       • Multipliser 0,834 mol CO₂ x 44 g / mol CO₂ = ~ 36,7 gram. Det teoretiske utbyttet av eksperimentet er 36,7 gram CO₂.
     • Gjenta beregningen for det andre produktet, hvis ønskelig. I mange eksperimenter er du kanskje bare interessert i utbyttet av et bestemt produkt. Hvis du vil vite det teoretiske utbyttet av begge produktene, er alt du trenger å gjøre å gjenta prosessen.
       • I dette eksemplet er vann det andre produktet ${ displaystyle H_ {2} O}$. I henhold til likevektsreaksjonen kan du forvente seks vannmolekyler fra ett glukosemolekyl. Dette er et forhold på 6: 1. Så 0,139 mol glukose skal resultere i 0,834 mol vann.
       • Multipliser antall mol vann med molar vannmasse. Molmassen er 2 + 16 = 18 g / mol. Multiplisert av produktet resulterer dette i 0,139 mol H₂O x 18 g / mol H₂O = ~ 2,50 gram. Det teoretiske utbyttet av vann i dette eksperimentet er 2,50 gram.