THEORETISCHE LEISTUNG: WORAUS ES BESTEHT UND BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Die theoretische Ausbeute einer chemischen Reaktion ist die maximale Menge, die aus einem Produkt unter der vollständigen Umwandlung der Reaktanten erhalten werden kann. Wenn aus kinetischen, thermodynamischen oder experimentellen Gründen einer der Reaktanten teilweise reagiert, ist die resultierende Ausbeute geringer als theoretisch.

Mit diesem Konzept können Sie die Lücke zwischen auf Papier geschriebenen chemischen Reaktionen (chemische Gleichungen) und der Realität vergleichen. Einige mögen sehr einfach aussehen, aber experimentell komplex und ertragsarm; während andere umfangreich, aber einfach und leistungsstark sein können, wenn sie ausgeführt werden.

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Alle chemischen Reaktionen und Reagenzienmengen haben eine theoretische Ausbeute. Dank dessen kann ein gewisser Grad an Effektivität der Prozessvariablen und der Treffer festgestellt werden; Je höher die Ausbeute (und je kürzer die Zeit) ist, desto besser sind die für die Reaktion gewählten Bedingungen.

Somit kann für eine gegebene Reaktion ein Temperaturbereich, eine Rührgeschwindigkeit, eine Zeit usw. gewählt werden und eine optimale Leistung kann durchgeführt werden. Der Zweck solcher Bemühungen besteht darin, die theoretische Ausbeute an die tatsächliche Ausbeute anzunähern.

Was ist die theoretische Ausbeute?

Die theoretische Ausbeute ist die Produktmenge, die aus einer Reaktion unter der Annahme eines Umsatzes von 100% erhalten wird; Das heißt, das gesamte limitierende Reagenz muss verbraucht werden.

Daher sollte jede Synthese idealerweise eine experimentelle oder reale Ausbeute von 100% ergeben. Obwohl dies nicht auftritt, gibt es Reaktionen mit hohen Ausbeuten (> 90%)

Es wird in Prozent ausgedrückt, und um es zu berechnen, müssen Sie zuerst auf die chemische Gleichung der Reaktion zurückgreifen. Aus der Stöchiometrie wird für eine bestimmte Menge an limitierendem Reagenz bestimmt, wie viel Produkt entsteht. Danach wird die erhaltene Produktmenge (tatsächliche Ausbeute) mit der des ermittelten theoretischen Wertes verglichen:

% Ausbeute = (tatsächliche Ausbeute / theoretische Ausbeute) ∙ 100%

Diese prozentuale Ausbeute ermöglicht die Abschätzung, wie effizient die Reaktion unter den ausgewählten Bedingungen war. Ihre Werte variieren je nach Art der Reaktion drastisch. Beispielsweise kann für einige Reaktionen eine Ausbeute von 50% (die Hälfte der theoretischen Ausbeute) als erfolgreiche Reaktion angesehen werden.

Aber was sind die Einheiten einer solchen Leistung? Die Masse der Reaktanten, dh ihre Anzahl von Gramm oder Mol. Um die Ausbeute einer Reaktion zu bestimmen, müssen daher die Gramm oder Mol bekannt sein, die theoretisch erhalten werden können.

Das Obige kann anhand eines einfachen Beispiels verdeutlicht werden.

Beispiele

Beispiel 1

Betrachten Sie die folgende chemische Reaktion:

A + B => C.

1 gA + 3 gB => 4 gC

Die chemische Gleichung hat nur 1 stöchiometrische Koeffizienten für die Spezies A, B und C. Da es sich um hypothetische Spezies handelt, sind ihre Molekül- oder Atommassen unbekannt, aber das Massenverhältnis, in dem sie reagieren, ist verfügbar; das heißt, für jedes Gramm A reagieren 3 g B, um 4 g C zu ergeben (Erhaltung der Masse).

Daher beträgt die theoretische Ausbeute für diese Reaktion 4 g C, wenn 1 g A mit 3 g B reagiert.

Was wäre die theoretische Ausbeute, wenn wir 9 g A hätten? Verwenden Sie zur Berechnung einfach den Umrechnungsfaktor für A und C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C.

Es ist zu beachten, dass jetzt die theoretische Ausbeute 36 g C anstelle von 4 g C beträgt, da mehr Reagenz A vorhanden ist.

Zwei Methoden: zwei Rückgaben

Für die obige Reaktion gibt es zwei Verfahren zur Herstellung von C. Angenommen, beide beginnen mit 9 g A, jedes hat seine eigene tatsächliche Ausbeute. Die klassische Methode ermöglicht es, in einem Zeitraum von 1 Stunde 23 g C zu erhalten; Mit der modernen Methode können in einer halben Stunde 29 g C erhalten werden.

Was ist die prozentuale Ausbeute für jede der Methoden? In dem Wissen, dass die theoretische Ausbeute 36 g C beträgt, wird die allgemeine Formel angewendet:

% Ausbeute (klassische Methode) = (23 g C / 36 g C) ≤ 100%

63,8%

% Ausbeute (moderne Methode) = (29 g C / 36 g C) ≤ 100%

80,5%

Logischerweise hat die moderne Methode, bei der mehr Gramm C aus 9 Gramm A (plus 27 Gramm B) gewonnen werden, eine Ausbeute von 80,5%, die höher ist als die Ausbeute von 63,8% der klassischen Methode.

Welche der beiden Methoden wählen? Auf den ersten Blick scheint die moderne Methode praktikabler zu sein als die klassische Methode; Bei der Entscheidung spielen jedoch der wirtschaftliche Aspekt und die möglichen Umweltauswirkungen eines jeden eine Rolle.

Beispiel 2

Betrachten Sie eine exotherme und vielversprechende Reaktion als Energiequelle:

H ₂ + O ₂ => H ₂ O.

Beachten Sie, dass wie im vorherigen Beispiel die stöchiometrischen Koeffizienten von H ₂ und O _{2 1} sind. Wenn Sie 70 g H ₂ mit 150 g O ₂ gemischt haben, wie hoch ist die theoretische Ausbeute der Reaktion? Was ist die Ausbeute, wenn 10 und 90 g H ₂ O erhalten werden?

Hier ist ungewiss, wie viele Gramm H ₂ oder O ₂ reagieren; Daher müssen diesmal die Mol jeder Art bestimmt werden:

Molen von H ₂ = (70g) ∙ (mol H ₂ / 2g)

35 Mol

Mol O ₂ = (150 g) ∙ (mol O ₂ / 32g)

4,69 Mol

Das limitierende Reagenz ist Sauerstoff, da 1 Mol H ₂ mit 1 Mol O ₂ reagiert ; und da es 4,69 Mol O _{2 gibt} , reagieren 4,69 Mol H ₂ . Ebenso sind die gebildeten Mol H ₂ O gleich 4,69. Daher beträgt die theoretische Ausbeute 4,69 Mol oder 84,42 g H ₂ O (Multiplikation der Mol mit der Molmasse von Wasser).

Sauerstoffmangel und überschüssige Verunreinigungen

Wenn ₁₀ g H ₂ O erzeugt werden, beträgt die Ausbeute:

% Ausbeute = ( ₁₀ g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ≤ 100%

11,84%

Das ist gering, weil ein großes Volumen Wasserstoff mit sehr wenig Sauerstoff gemischt wurde.

Und wenn andererseits 90 g H ₂ O erzeugt werden , beträgt die Ausbeute nun:

% Ausbeute = (90 g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ≤ 100%

106,60%

Keine Leistung kann höher sein als theoretisch, daher ist alles über 100% eine Anomalie. Dies kann jedoch folgende Ursachen haben:

-Das Produkt hat andere Produkte angesammelt, die durch Neben- oder Nebenreaktionen verursacht wurden.

-Das Produkt wurde während oder am Ende der Reaktion kontaminiert.

Für den Fall der Reaktion in diesem Beispiel ist die erste Ursache unwahrscheinlich, da es außer Wasser kein anderes Produkt gibt. Die zweite Ursache, wenn unter solchen Bedingungen tatsächlich 90 g Wasser erhalten wurden, weist darauf hin, dass andere gasförmige Verbindungen (wie CO ₂ und N ₂ ) eingedrungen sind , die fälschlicherweise zusammen mit dem Wasser gewogen wurden.

Verweise

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