Vad är det teoretiska utbytet av en reaktion?

Innan kemiska reaktioner utförs är det bra att veta hur mycket produkt som kommer att produceras med givna mängder reaktanter. Detta är känt som teoretiskt utbyte. Detta är en strategi att använda vid beräkning av det teoretiska utbytet av en kemisk reaktion. Samma strategi kan tillämpas för att bestämma beloppet för varje reagens behövs för att producera en önskad mängd produkt.

10 gram vätgas förbränns i närvaro av överskottsgas för att producera vatten. Hur mycket vatten produceras?

Reaktionen var vätgas kombineras med syrgas för att producera vatten är:

H₂(g) + O₂(g) → H₂O (l)

Steg 1: Se till att din kemiska ekvationer är balanserade ekvationer.

Ekvationen ovan är inte balanserad. Efter balansering, ekvationen blir:

2 H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l)

Steg 2: Bestäm molförhållandet mellan reaktanterna och produkten.

Detta värde är bron mellan reaktanten och produkten.

De molförhållande är det stökiometriska förhållandet mellan mängden av en förening och mängden av en annan förening i en reaktion. För denna reaktion produceras för varje två mol vätgas som används, två mol vatten. Molförhållandet mellan H

Steg 3: Beräkna reaktionens teoretiska utbyte.

Det finns nu tillräckligt med information för att avgöra teoretiskt utbyte. Använd strategin:

1. Använd molmassa av reaktant för att konvertera gram reaktant till mol reaktant
2. Använd molförhållandet mellan reaktant och produkt för att konvertera molreaktant till molprodukt
3. Använd molmassa av produkten till konvertera molprodukten till gram av produkten.

I ekvationsform:

gram produkt = gram reaktant x (1 mol reaktant / molmassa av reaktant) x (molförhållande produkt / reaktant) x (molmassa av produkt / 1 mol produkt)

Det teoretiska utbytet av vår reaktion beräknas med hjälp av:

• molmassa av H₂ gas = 2 gram
• molmassa av H₂O = 18 gram

gram H₂O = gram H₂ x (1 mol H₂/ 2 gram H₂) x (1 mol H₂O / 1 mol H₂) x (18 gram H₂O / 1 mol H₂O)

Vi hade 10 gram H₂ gas, så:

gram H₂O = 10 g H₂ x (1 mol H₂/ 2 g H₂) x (1 mol H₂O / 1 mol H₂^ x (18 g H)₂O / 1 mol H₂O)

Alla enheter utom gram H₂O avbryt, lämnar:

gram H₂O = (10 x 1/2 x 1 x 18) gram H₂O

gram H₂O = 90 gram H₂O

Tio gram vätgas med överskott av syre kommer teoretiskt att producera 90 gram vatten.

Denna strategi kan ändras något för att beräkna mängden reaktanter behövs för att producera en fast mängd produkt. Låt oss ändra vårt exempel något: Hur många gram vätgas och syregas behövs för att producera 90 gram vatten?

Vi vet hur mycket väte som behövs av det första exemplet, men för att göra beräkningen:

gram reaktant = gram produkt x (1 mol produkt / molmassa produkt) x (molförhållande reaktant / produkt) x (gram reaktant / molmassa reaktant)

För vätgas:

gram H₂ = 90 gram H₂O x (1 mol H₂O / 18 g) x (1 mol H)₂/ 1 mol H₂O) x (2 g H₂/ 1 mol H₂)

gram H₂ = (90 x 1/18 x 1 x 2) gram H₂ gram H₂ = 10 gram H₂

Detta överensstämmer med det första exemplet. För att bestämma mängden syre som behövs behövs molförhållandet syre till vatten. För varje mullvad av den använda syregas produceras 2 mol vatten. Molförhållandet mellan syregas och vatten är 1 mol O²/ 2 mol H₂O.

De ekvation för gram O₂ blir:

gram O₂ = 90 gram H₂O x (1 mol H₂O / 18 g) x (1 mol O)₂/ 2 mol H₂O) x (32 g O₂/ 1 mol H₂)

gram O₂ = (90 x 1/18 x 1/2 x 32) gram O₂

gram O₂ = 80 gram O₂

För att producera 90 gram vatten behövs 10 gram vätgas och 80 gram syrgas.

Teoretiska avkastningsberäkningar är enkla så länge du har balanserade ekvationer för att hitta molförhållandena som behövs för att överbrygga reaktanterna och produkten.

• Balansera dina ekvationer.
• Hitta molförhållandet mellan reaktanten och produkten.
• Beräkna med hjälp av följande strategi: Konvertera gram till mol, använd molförhållandet för att överbrygga produkter och reaktanter och konvertera sedan mol tillbaka till gram. Med andra ord, arbeta med mol och konvertera dem sedan till gram. Arbeta inte med gram och antar att du får rätt svar.

För fler exempel, undersök teoretiskt avkastningsproblem och problem med kemisk reaktion i vattenlösning.

• Petrucci, R.H., Harwood, W.S. och Herring, F.G. (2002) Allmän kemi, 8: e upplagan. Prentice Hall. ISBN 0130143294.
• Vogel, A. I.; Tatchell, A. R.; Furnis, B. S.; Hannaford, A. J.; Smith, P. W. G. (1996) Vogels lärobok för praktisk organisk kemi (5: e upplagan). Pearson. ISBN 978-0582462366.
• Whitten, K.W., Gailey, K.D. och Davis, R.E. (1992) Allmän kemi, 4: e upplagan. Saunders College Publishing. ISBN 0030723736.