구성된 이론적 인 성능과 예제

그 이론적 인 성과 의 화학 반응은 반응물의 완전한 변형을 가정 한 생성물로부터 얻을 수있는 최대량이다. 속도 론적, 열역학적 또는 실험적 이유로 반응물 중 하나가 부분적으로 반응 할 때, 결과적인 산출량은 이론적.

이 개념은 종이 (화학 방정식)와 현실에 쓰여진 화학 반응의 갭을 비교할 수있게합니다. 일부는 매우 단순하지만 실험적으로 복잡하고 낮은 수율로 보일 수 있습니다. 다른 것들은 광범위하지만 간단하고 높은 성능으로 그들을 만들 수 있습니다..

모든 화학 반응과 시약의 양은 이론 수율을 가지고 있습니다. 덕분에 프로세스 변수와 성공의 효과가 어느 정도 입증 될 수 있습니다. 수율이 높을수록 (그리고 시간이 짧을수록), 반응에 대해 선택된 조건이 더 좋다..

따라서 주어진 반응에 대해 온도 범위, 교반 속도, 시간 등을 선택하고 최적의 성능을 발휘할 수 있습니다. 이러한 노력의 목적은 이론적 성능을 실제 성능과 근사시키는 것입니다.

색인

• 1 이론적 산출량이란 무엇인가??
• 2 예
  • 2.1 예제 1
  • 2.2 예제 2
• 3 참고

이론적 인 성과 란 무엇인가??

이론적 인 수율은 100 % 전환을 가정 한 반응으로부터 수득 된 생성물의 양이고; 즉 모든 제한 시약을 소비해야합니다..

그런 다음 모든 합성은 이상적으로 100 %와 동일한 실험적 또는 실제 성능을 제공해야합니다. 이것이 일어나지는 않지만 높은 수율 (> 90 %)을 보이는 반응이 있습니다.

백분율로 표시되며 먼저 계산하려면 반응의 화학 반응식에 의존해야합니다. 화학량 론으로부터, 얼마나 많은 생성물이 생성되는지를 특정 양의 제한 시약에 대해 결정한다. 그런 다음 이것이 완료되면 얻은 제품의 양 (실제 수율)을 결정된 이론 값의 양과 비교합니다.

성능 % = (실제 성능 / 이론 성능) ∙ 100 %

이 % 수율은 선택된 조건에서 반응이 얼마나 효율적 이었는지를 추정 할 수있게합니다. 이들의 값은 반응 유형에 따라 크게 진동합니다. 예를 들어, 일부 반응의 경우 50 %의 수율 (이론적 인 수율의 절반)이 성공적인 반응으로 간주 될 수 있습니다.

그러나 그러한 성과의 단위는 무엇입니까? 시약의 질량, 즉 그램 또는 몰의 양. 따라서 반응의 성능을 결정하기 위해서는 이론적으로 얻을 수있는 그램 또는 몰을 알아야합니다.

위의 내용은 간단한 예제로 명확히 할 수 있습니다..

예제들

예제 1

다음 화학 반응을 고려하십시오.

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

화학 반응식은 A, B, C 종에 대해 화학량 론적 계수 1만을 가지고있다. 이들은 가상 화학 종이므로 분자 또는 원자 질량은 알려져 있지 않지만 반응하는 질량 비율은 알 수있다. 즉 A 1 그램 당 3 그램의 B가 반응하여 4 그램의 C (질량 보존).

따라서, 1g의 A가 3g의 B와 반응 할 때,이 반응에 대한 이론적 인 수율은 C 4g이다.

9g의 A를 가지고 있다면 이론적 인 산출량은 얼마입니까? 이를 계산하기 위해서는 A와 C를 관련시키는 환산 계수를 사용하는 것만으로 충분합니다.

(9g A) ∙ (4g C / 1g A) = 36g C

이제 이론적 인 생산량은 4g C 대신 36g C이며, 이는 시약 A가 더 많기 때문입니다.

두 가지 방법 : 두 가지 수율

위의 반응에 대해 C를 생성하는 두 가지 방법이 있습니다. 두 경우 모두 9g의 A로 시작한다고 가정하면 각자 실제 성능이 있습니다. 고전적 방법은 1 시간 동안 23g의 C를 얻는 것을 허용한다; 현대식 방법을 사용하면 30 분 안에 29g의 C를 얻을 수 있습니다..

각각의 방법에 대한 % 수율은 얼마입니까? 이론 수율이 36g임을 알면 일반 공식을 적용합니다.

성능 % (고전적 방법) = (23g C / 36g C) ÷ 100 %

63.8 %

성능 % (현대식) = (29g C / 36g C) / 100 %

80.5 %

논리적으로, 9 그램의 A (플러스 27 그램)에서 C를 더 많이 생성하는 현대적인 방법은 80.5 %의 수율을 보이며 고전적 방법의 63.8 %의 수율보다 높습니다.

두 가지 방법 중에서 선택할 수 있습니까? 언뜻보기에 현대적인 방법은 고전적 방법보다 더 실용적으로 보입니다. 그러나 경제적 측면과 각국의 가능한 환경 영향이 결정에 영향을 미친다..

예제 2

발열과 유망한 반응을 에너지 원으로 생각해보십시오.

H₂ + O₂ => H₂O

앞의 예에서와 같이 H의 화학 양 론적 계수₂ 와 O₂ 그들은 1입니다. 70g의 H가 있습니다.₂ 150g의 O와 혼합₂, 반응의 이론적 인 산출량은 얼마입니까? 10과 90g의 H를 얻으면 수확량은 얼마입니까?₂O?

H의 몇 그램인지 불확실하다.₂ 또는 O₂ 그들은 반응한다. 그러므로 각 종의 두더지는 이번에 결정되어야한다.

Moles de H₂= (70g) ∙ (mol H₂/ 2g)

35 몰

몰데 드 오₂= (150g) ∙ (mol O₂/ 32g)

4.69 몰

제한 시약은 산소입니다. 왜냐하면 1mol의 H₂ 1mol의 O와 반응한다.₂; 4.69 몰의 O₂, 4.69 몰의 H가 반응 할 것이고₂. 또한, H의 몰수₂또는 형성된 4.69 동등한 것입니다. 따라서, 이론 수율은 4.69 몰 또는 84.42g의 H₂O (물의 분자량으로 몰수를 곱함).

산소 부족과 불순물 부족

10g의 H가 생성되면₂또는 성능은 다음과 같습니다.

성능 % = (10g H₂O / 84.42g H₂O) ∙ 100 %

11.84 %

거대한 양의 수소가 거의 산소와 섞이지 않았기 때문에 낮은 수치입니다..

그리고 다른 한편으로 90g H가 생산되면₂또는 성능은 다음과 같습니다.

성능 % = (90g H₂O / 84.42g H₂O) ∙ 100 %

106.60 %

성능은 이론보다 클 수 없으므로 100 %를 초과하는 값은 예외입니다. 그러나 다음과 같은 원인이있을 수 있습니다.

-제품이 측면 또는 2 차 반응으로 인한 다른 제품을 축적 함..

-생성물은 반응 동안 또는 반응 말기에 오염되었다.

이 예제의 반응의 경우, 물 이외의 다른 제품이 없기 때문에 첫 번째 원인은 없을 것입니다. 두 번째 원인은 실제로 이러한 조건에서 90g의 물을 얻는다면 다른 가스 화합물 (예 : CO₂ 및 N₂) 물과 함께 잘못 저울렀다..

참고 문헌

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). 화학 (8 판). CENGAGE 학습, 97.
2. 헬름 스틴, 토드. (2018 년 2 월 15 일). 화학 반응의 이론적 인 수율을 계산하는 방법. 검색자 : thoughtco.com
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