Indhold

• At træde
• Del 1 af 2: Bestemmelse af det begrænsende reagens
• Del 2 af 2: Bestemmelse af det teoretiske udbytte

Det teoretiske udbytte er et udtryk, der anvendes i kemi for den maksimale mængde af et stof, som du forventer af en kemisk reaktion. Du starter med at afbalancere en reaktionsligning og definere det begrænsende reagens. Når du måler den mængde reagens, du vil bruge, kan du beregne mængden af ​​et opnået stof. Dette er ligningens teoretiske udbytte. I et faktisk eksperiment vil du sandsynligvis miste noget af det, fordi det ikke er et ideelt eksperiment.

At træde

Del 1 af 2: Bestemmelse af det begrænsende reagens

1. Start med en ligevægtsreaktion. En reaktionsligning svarer til en opskrift. Det viser hvilke reagenser (til venstre) der reagerer med hinanden for at danne produkter (til højre). En ligevægtsreaktion vil have det samme antal atomer på venstre side af ligningen (som reaktanter) som på højre side (i form af produkter).
   • Lad os for eksempel sige, at vi har den enkle ligning ${ displaystyle H_ {2} + O_ {2}}$Beregn molmassen for hver reaktion. Brug det periodiske system eller en anden referencebog til at slå molmassen af ​​hvert atom op i hver sammensætning. Tilføj dem sammen for at finde den molære masse af hver reagensforbindelse. Gør dette for et enkelt molekyle af forbindelsen. Overvej igen ligningen af ​​omdannelsen af ​​ilt og glukose til kuldioxid og vand: ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Konverter mængden af ​​hvert reagens fra gram til mol. For et rigtigt eksperiment vil massen i gram af hvert reagens, du bruger, være kendt. Opdel denne værdi med molmassen for dette stof ved omdannelse til antallet af mol.
     • Antag for eksempel, at du starter med 40 gram ilt og 25 gram glukose.
     • 40 g ${ displaystyle O_ {2}}$Bestem molforholdet mellem reagenserne. En muldvarp er et beregningsværktøj, der anvendes i kemi til at tælle molekyler baseret på deres masse. Ved at bestemme antallet af mol ilt og glukose ved du, hvor mange molekyler af hver du starter med. For at finde forholdet mellem begge dele dividerer antallet af mol af det ene reagens med det andet.
       • I det følgende eksempel starter du med 1,25 mol ilt og 0,139 mol glukose. Så forholdet mellem ilt- og glukosemolekyler er 1,25 / 0,139 = 9,0. Dette forhold betyder, at du har ni gange så mange iltmolekyler som glukose.
     • Bestem det ideelle forhold til reaktionen. Se på ligevægtsresponset. Koefficienterne for hvert molekyle fortæller dig forholdet mellem de molekyler, du har brug for, for at reaktionen kan forekomme. Hvis du bruger nøjagtigt det forhold, der er angivet med formlen, skal begge reagenser bruges ens.
       • Til denne reaktion er reaktanterne angivet som ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Sammenlign forholdet for at finde det begrænsende reagens. I de fleste kemiske reaktioner vil et af reagenserne blive brugt op tidligere end det andet. Reagenset, der først er opbrugt, kaldes det begrænsende reagens. Dette begrænsende reagens bestemmer, hvor længe den kemiske reaktion kan fortsætte, og det teoretiske udbytte, du kan forvente. Sammenlign de to forhold, du har beregnet for at bestemme det begrænsende reagens:
         • I det følgende eksempel starter du med ni gange så meget ilt som glukose målt i mol. Formlen fortæller dig, at dit ideelle forhold er seks gange mere ilt til glukose. Så du har brug for mere ilt end glukose. Så det andet reagens, glucose i dette tilfælde, er det begrænsende reagens.

Del 2 af 2: Bestemmelse af det teoretiske udbytte

1. Se svaret for at finde det ønskede produkt. Den højre side af en kemisk ligning viser de produkter, som reaktionen giver. Når reaktionen er afbalanceret, angiver koefficienterne for hvert produkt, hvor mange af hvert molekylforhold, du kan forvente. Hvert produkt har et teoretisk udbytte eller den mængde produkt, som du ville forvente, når reaktionen er fuldstændig.
   • Fortsat med eksemplet ovenfor analyserer du svaret ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Registrer antallet af mol af dit begrænsende reagens. Du bør altid sammenligne antallet af mol begrænsende reagens med antallet af mol af et produkt. Hvis du prøver at sammenligne massen af ​​hver, får du ikke det rigtige resultat.
     • I eksemplet ovenfor er glucose det begrænsende reagens. Ifølge molære masseberegninger svarer de første 25 g glukose til 0,139 mol glukose.
   • Sammenlign forholdet mellem molekylerne i produktet og reagenset. Vend tilbage til ligevægtsreaktionen. Del antallet af molekyler i dit ønskede produkt med antallet af molekyler i dit begrænsende reagens.
     • Ligevægtsreaktionen i dette eksempel er ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$Multiplicer dette forhold med antallet af mol af det begrænsende reagens. Svaret er det teoretiske udbytte i mol af det ønskede produkt.
       • I dette eksempel er 25 g glucose lig med 0,139 mol glucose. Forholdet mellem kuldioxid og glukose er 6: 1. Du forventer at kunne producere seks gange så mange mol kuldioxid som antallet mol glukose, du startede med.
       • Det teoretiske udbytte af kuldioxid er (0,139 mol glukose) x (6 mol kuldioxid / mol glukose) = 0,834 mol kuldioxid.
     • Konverter resultatet til gram. Dette er det modsatte af dit forrige trin til beregning af antallet af mol eller mængden af ​​reagens. Når du kender antallet af mol, du kan forvente, skal du gange det med produktets molære masse for at finde det teoretiske udbytte i gram.
       • I det følgende eksempel er den molære masse af CO₂ ca. 44 g / mol. (Molmassen af ​​kulstof er ~ 12 g / mol og ilt ~ 16 g / mol, så det samlede tal er 12 + 16 + 16 = 44).
       • Multiplicer 0,834 mol CO₂ x 44 g / mol CO₂ = ~ 36,7 gram. Det teoretiske udbytte af eksperimentet er 36,7 gram CO₂.
     • Gentag beregningen for det andet produkt, hvis det ønskes. I mange eksperimenter er du måske kun interesseret i udbyttet af et bestemt produkt. Hvis du vil vide det teoretiske udbytte af begge produkter, er alt hvad du skal gøre, at gentage processen.
       • I dette eksempel er vand det andet produkt ${ displaystyle H_ {2} O}$. Ifølge ligevægtsreaktionen kan du forvente seks vandmolekyler fra et molekyle glukose. Dette er et forhold på 6: 1. Så 0,139 mol glukose skulle resultere i 0,834 mol vand.
       • Multiplicer antallet af mol vand med den molære masse af vand. Molmassen er 2 + 16 = 18 g / mol. Multipliceret med produktet resulterer dette i 0,139 mol H₂O x 18 g / mol H₂O = ~ 2,50 gram. Det teoretiske udbytte af vand i dette eksperiment er 2,50 gram.