THEORETISCHE UITVOERING: WAARUIT HET BESTAAT EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

De theoretische opbrengst van een chemische reactie is de maximale hoeveelheid die kan worden verkregen uit een product, uitgaande van de volledige transformatie van de reactanten. Wanneer om kinetische, thermodynamische of experimentele redenen een van de reactanten gedeeltelijk reageert, is de resulterende opbrengst minder dan theoretisch.

Met dit concept kun je de kloof tussen chemische reacties op papier (chemische vergelijkingen) en de werkelijkheid vergelijken. Sommige zien er misschien heel eenvoudig uit, maar zijn experimenteel complex en leveren weinig op; terwijl andere uitvoerig, maar eenvoudig en krachtig kunnen zijn.

Bron: Pxhere

Alle chemische reacties en hoeveelheden reagentia hebben een theoretisch rendement. Hierdoor kan een mate van effectiviteit van de procesvariabelen en de treffers worden vastgesteld; hoe hoger de opbrengst (en hoe korter de tijd), hoe beter de omstandigheden die voor de reactie worden gekozen.

Zo kan voor een gegeven reactie een temperatuurbereik, roersnelheid, tijd, etc. worden gekozen en kan een optimale prestatie worden bereikt. Het doel van dergelijke inspanningen is om de theoretische opbrengst te benaderen bij de werkelijke opbrengst.

Wat is de theoretische opbrengst?

De theoretische opbrengst is de hoeveelheid product verkregen uit een reactie uitgaande van een omzetting van 100%; dat wil zeggen dat al het beperkende reagens moet worden verbruikt.

Elke synthese zou dus idealiter een experimentele of reële opbrengst moeten geven die gelijk is aan 100%. Hoewel dit niet gebeurt, zijn er reacties met hoge opbrengsten (> 90%)

Het wordt uitgedrukt in percentages, en om het te berekenen, moet je eerst je toevlucht nemen tot de chemische vergelijking van de reactie. Uit de stoichiometrie wordt voor een bepaalde hoeveelheid beperkend reagens bepaald hoeveel product afkomstig is. Hierna wordt de verkregen hoeveelheid product (werkelijke opbrengst) vergeleken met die van de bepaalde theoretische waarde:

% Opbrengst = (werkelijke opbrengst / theoretische opbrengst) ∙ 100%

Met dit% opbrengst kan worden geschat hoe efficiënt de reactie is geweest onder de geselecteerde omstandigheden. Hun waarden variëren drastisch, afhankelijk van het type reactie. Voor sommige reacties kan bijvoorbeeld een opbrengst van 50% (de helft van de theoretische opbrengst) als een succesvolle reactie worden beschouwd.

Maar wat zijn de eenheden van dergelijke prestaties? De massa van de reactanten, dat wil zeggen hun aantal gram of mol. Om de opbrengst van een reactie te bepalen, moeten de grammen of molen die theoretisch kunnen worden verkregen, bekend zijn.

Het bovenstaande kan worden verduidelijkt met een eenvoudig voorbeeld.

Voorbeelden

voorbeeld 1

Beschouw de volgende chemische reactie:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

De chemische vergelijking heeft slechts 1 stoichiometrische coëfficiënten voor soorten A, B en C. Omdat het hypothetische soorten zijn, is hun moleculaire of atomaire massa niet bekend, maar de massaverhouding waarin ze reageren is beschikbaar; dat wil zeggen, voor elke gram A reageert 3 g B om 4 g C te geven (behoud van massa).

Daarom is de theoretische opbrengst voor deze reactie 4 g C wanneer 1 g A reageert met 3 g B.

Wat zou de theoretische opbrengst zijn als we 9 g A hebben? Om het te berekenen, gebruikt u gewoon de conversiefactor die A en C relateert:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

Merk op dat de theoretische opbrengst nu 36 g C is in plaats van 4 g C, aangezien er meer reagens A is.

Twee methoden: twee retouren

Voor de bovenstaande reactie zijn er twee methoden om C. te produceren. Ervan uitgaande dat beide beginnen met 9 g A, heeft elk zijn eigen werkelijke opbrengst. De klassieke methode maakt het mogelijk om 23 g C te verkrijgen in een periode van 1 uur; volgens de moderne methode kan 29 g C in een half uur worden verkregen.

Wat is het% opbrengst voor elk van de methoden? Wetende dat de theoretische opbrengst 36 g C is, wordt de algemene formule toegepast:

% opbrengst (klassieke methode) = (23 g C / 36 g C) ∙ 100%

63,8%

% opbrengst (moderne methode) = (29 g C / 36 g C) ∙ 100%

80,5%

Logischerwijs heeft de moderne methode, door meer gram C uit de 9 gram A (plus de 27 gram B) te halen, een opbrengst van 80,5%, hoger dan de opbrengst van 63,8% van de klassieke methode.

Welke van de twee methoden moet ik kiezen? Op het eerste gezicht lijkt de moderne methode levensvatbaarder dan de klassieke methode; Het economische aspect en de mogelijke milieueffecten van elk spelen echter een rol bij de beslissing.

Voorbeeld 2

Beschouw exotherme en veelbelovende reacties als een energiebron:

H ₂ + O ₂ => H ₂ O

Merk op dat zoals in het voorgaande voorbeeld, de stoichiometrische coëfficiënten van H ₂ en O ₂ zijn 1. Als u 70 g H ₂ gemengd met 150 g O ₂ , wat de theorie van de reactie? Wat is de opbrengst als 10 en 90 g H ₂ O worden verkregen?

Hier is het onzeker hoeveel gram H ₂ of O ₂ reageert; daarom moeten de mollen van elke soort deze keer worden bepaald:

Mol H ₂ = (70 g) ∙ (mol H ₂ / 2g)

35 mollen

Mol O ₂ = (150 g) ∙ (mol O ₂ / 32g)

4,69 mol

Het beperkende reagens zuurstof omdat 1 mol H ₂ reageert met 1 mol van O ₂ ; en aangezien er 4,69 mol O ₂ dan 4,69 mol H _{2 zal} reageren . Ook de molen H ₂ wordt gevormd O gelijk aan 4,69 is. Daarom is de theoretische opbrengst 4,69 mol of 84.42g H ₂ O (vermenigvuldigen van de molen door de molecuulmassa van water).

Gebrek aan zuurstof en overtollige onzuiverheden

Als er 10 g H ₂ O wordt geproduceerd, is de opbrengst:

% opbrengst = (10 g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ∙ 100%

11,84%

Dat is laag omdat er een enorm volume waterstof werd gemengd met heel weinig zuurstof.

En als er daarentegen 90 g H ₂ O wordt geproduceerd , is de opbrengst nu:

% opbrengst = (90 g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ∙ 100%

106,60%

Geen enkele prestatie kan hoger zijn dan theoretisch, dus alles boven de 100% is een anomalie. Het kan echter de volgende oorzaken hebben:

-Het product heeft andere producten verzameld die zijn veroorzaakt door nevenreacties of secundaire reacties.

-Het product is tijdens of aan het einde van de reactie vervuild geraakt.

Voor het geval van de reactie in dit voorbeeld is de eerste oorzaak onwaarschijnlijk, aangezien er geen ander product is dan water. De tweede oorzaak, als 90 g water daadwerkelijk onder dergelijke omstandigheden werd verkregen, geeft aan dat er andere gasvormige verbindingen (zoals CO ₂ en N ₂ ) binnendrongen die ten onrechte samen met het water werden gewogen.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 97.
2. Helmenstine, Todd. (2018, 15 februari). Hoe de theoretische opbrengst van een chemische reactie te berekenen. Hersteld van: thoughtco.com
3. Chieh C. (13 juni 2017). Theoretische en werkelijke opbrengsten. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
4. Khan Academy. (2018). Beperkende reagentia en procentuele opbrengst. Hersteld van: khanacademy.org
5. Inleidende chemie. (sf). Opbrengsten. Hersteld van: saylordotorg.github.io
6. Inleidende cursus algemene scheikunde. (sf). Reagens en prestaties beperken. Universiteit van Valladolid. Hersteld van: eis.uva.es