화학 반응 의 이론적 수율 은 반응물의 완전한 변형을 가정 한 제품에서 얻을 수있는 최대 양입니다. 운동 학적, 열역학적 또는 실험적인 이유로 반응물 중 하나가 부분적으로 반응하면 결과 수율은 이론적 인 것보다 적습니다.
이 개념을 통해 종이에 쓰여진 화학 반응 (화학 방정식)과 현실 사이의 차이를 비교할 수 있습니다. 일부는 매우 단순 해 보이지만 실험적으로 복잡하고 수율이 낮습니다. 다른 것들은 광범위하지만 간단하고 고성능 일 수 있습니다.
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모든 화학 반응과 시약의 양은 이론적 수율이 있습니다. 덕분에 프로세스 변수와 적중의 효율성을 어느 정도 설정할 수 있습니다. 수율이 높을수록 (그리고 시간이 짧을수록) 반응을 위해 선택한 조건이 더 좋습니다.
따라서 주어진 반응에 대해 온도 범위, 교반 속도, 시간 등을 선택할 수 있으며 최적의 성능을 수행 할 수 있습니다. 이러한 노력의 목적은 이론적 수율을 실제 수율에 근접시키는 것입니다.
이론적 수율은 얼마입니까?
이론적 수율은 전환율을 100 %로 가정 한 반응에서 얻은 생성물의 양입니다. 즉, 제한 시약을 모두 소비해야합니다.
따라서 모든 합성은 이상적으로 100 %와 같은 실험적 또는 실제 수율을 제공해야합니다. 발생하지 않지만 높은 수율 (> 90 %)의 반응이 있습니다.
백분율로 표시되며 계산하려면 먼저 반응의 화학 방정식에 의존해야합니다. 화학량 론에서 특정 양의 제한 시약에 대해 얼마나 많은 제품이 생성되는지 결정됩니다. 그 후 얻은 제품의 양 (실제 수율)을 결정된 이론적 값과 비교합니다.
% 수율 = (실제 수율 / 이론적 수율) ∙ 100 %
이 % 수율을 통해 선택한 조건에서 반응이 얼마나 효율적인지 추정 할 수 있습니다. 그들의 가치는 반응 유형에 따라 크게 다릅니다. 예를 들어, 일부 반응의 경우 50 % 수율 (이론적 수율의 절반)이 성공적인 반응으로 간주 될 수 있습니다.
그러나 그러한 성능의 단위는 무엇입니까? 반응물의 질량, 즉 그램 또는 몰의 수입니다. 따라서 반응의 수율을 결정하려면 이론적으로 얻을 수있는 그램 또는 몰을 알아야합니다.
위의 내용은 간단한 예를 통해 명확히 할 수 있습니다.
예
예 1
다음 화학 반응을 고려하십시오.
A + B => C
1gA + 3gB => 4gC
화학 방정식은 종 A, B 및 C에 대해 화학 양 론적 계수가 1 개뿐입니다. 이들은 가상의 종이므로 분자 또는 원자 질량은 알 수 없지만 반응하는 질량 비율은 사용할 수 있습니다. 즉, A의 각 그램에 대해 3g의 B가 반응하여 4g의 C를 제공합니다 (질량 보존).
따라서이 반응의 이론적 수율은 A 1g이 B 3g과 반응 할 때 C 4g입니다.
A가 9g이면 이론적 수율은 얼마입니까? 이를 계산하려면 A와 C와 관련된 변환 계수를 사용하십시오.
(9g A) ∙ (4g C / 1g A) = 36g C
이제 이론적 수율은 시약 A가 더 많기 때문에 4g C 대신 36g C입니다.
두 가지 방법 : 두 가지 반환
위의 반응을 위해 C를 생성하는 두 가지 방법이 있습니다. 둘 다 A 9g으로 시작한다고 가정하면 각각 고유 한 수율이 있습니다. 고전적인 방법을 사용하면 1 시간 동안 23g의 C를 얻을 수 있습니다. 현대적인 방법을 사용하는 동안 29g의 C를 30 분 만에 얻을 수 있습니다.
각 방법의 수율 (%)은 얼마입니까? 이론적 수율이 C 36g임을 알면 일반 공식이 적용됩니다.
% 수율 (고전적인 방법) = (23g C / 36g C) ∙ 100 %
63.8 %
% 수율 (최신 방법) = (29g C / 36g C) ∙ 100 %
80.5 %
논리적으로, A 9 그램 (B 27 그램 포함)에서 더 많은 C 그램을 생성하는 현대적인 방법은 80.5 %의 수율을 가지며 이는 기존 방법의 63.8 % 수율보다 높습니다.
두 가지 방법 중 선택하는 것은 무엇입니까? 언뜻보기에 현대적인 방법이 고전적인 방법보다 더 실행 가능해 보입니다. 그러나 경제적 측면과 각각의 가능한 환경 영향이 결정에 영향을 미칩니다.
예 2
발열 및 유망한 반응을 에너지 원으로 고려하십시오.
H 2 + O 2 => H 2 O
이전 예에서와 같이 H 2 및 O 2 의 화학 양론 계수 는 1입니다. H 2 70g 과 O 2 150g을 혼합 한 경우 반응의 이론적 수율은 얼마입니까? 10과 90g의 H 2 O가 얻어 지면 수율 은 얼마입니까?
여기서 얼마나 많은 그램의 H 2 또는 O 2가 반응 하는지는 불확실합니다 . 따라서 이번에는 각 종의 두더지를 결정해야합니다.
H 2 몰 = (70g) ∙ (몰 H 2 / 2g)
35 몰
O 2 몰 = (150g) ∙ (몰 O 2 / 32g)
4.69 몰
제한 시약은 산소입니다. 1mol의 H 2 는 1mol의 O 2 와 반응 하기 때문입니다 . O의 4.69 몰 있기 때문에 및 2 다음의 H 4.69 몰 2 것이다 반응 . 마찬가지로, 형성된 H 2 O 의 몰은 4.69와 같습니다. 따라서 이론적 수율은 4.69 몰 또는 84.42g의 H 2 O입니다 (몰에 물의 분자량을 곱한 값).
산소 부족 및 과도한 불순물
10g의 H 2 O가 생산되면 수율은 다음과 같습니다.
% 수율 = (10g H 2 O / 84.42g H 2 O) ∙ 100 %
11.84 %
엄청난 양의 수소가 매우 적은 산소와 혼합 되었기 때문에 낮습니다.
반면에 90g H 2 O 가 생산 되면 수확량은 다음과 같습니다.
% 수율 = (90g H 2 O / 84.42g H 2 O) ∙ 100 %
106.60 %
이론보다 성능이 더 높을 수 없으므로 100 %를 초과하는 것은 이상입니다. 그러나 다음 원인으로 인해 발생할 수 있습니다.
-제품은 부반응 또는 2 차 반응으로 인해 다른 제품이 축적되었습니다.
-제품이 반응 중 또는 반응 종료시에 오염되었습니다.
이 예의 반응의 경우 물 외에 다른 제품이 없기 때문에 첫 번째 원인은 거의 없습니다. 두 번째 원인은 90g의 물이 실제로 그러한 조건에서 얻어 졌다면 물 과 함께 잘못 계량 된 다른 기체 화합물 (예 : CO 2 및 N 2 )이 유입되었음을 나타냅니다 .
참고 문헌
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