Pdf downloaden
Pdf downloaden
De theoretische opbrengst is een term die gebruikt wordt in de scheikunde voor de maximale verkregen hoeveelheid van een stof die je verwacht van een chemische reactie. Je begint met het in evenwicht brengen van een reactievergelijking en het definiëren van de limiterende reagens. Wanneer je de hoeveelheid reagens die je wilt gebruiken meet, kun je de verkregen hoeveelheid van een stof berekenen. Dit is de theoretische opbrengst van de vergelijking. In een daadwerkelijk experiment zal je waarschijnlijk een deel ervan verliezen, omdat het geen ideaal experiment is.
Stappen
-
Begin met een evenwichtsreactie. Een reactievergelijking lijkt op een recept. Het toont welke reagentia (aan de linkerkant) met elkaar reageren tot producten (aan de rechterkant). Een evenwichtsreactie zal hetzelfde aantal atomen aan de linkerkant van de vergelijking (als reactanten) hebben als aan de rechterkant (in de vorm van producten). [1] X Bron
- Bijvoorbeeld: stel we hebben de eenvoudige vergelijking → . Er zijn zowel links als rechts twee atomen waterstof. Maar er zijn twee atomen zuurstof als reagens aan de linkerkant en slechts één atoom als product aan de rechterkant.
- Om de vergelijking in evenwicht te brengen, verdubbelen we het product, en krijgen we → .
- Controleer het evenwicht. Deze wijziging heeft de zuurstof kloppend gemaakt, omdat die nu inmiddels twee atomen aan beide kanten heeft. Maar je hebt nu twee atomen waterstof aan de linkerkant met vier atomen waterstof aan de rechterkant.
- Verdubbel de waterstof in de reagens. Hiermee wordt de vergelijking → . Deze verandering heeft nu gezorgd voor vier atomen waterstof en twee atomen zuurstof aan beide kanten. De vergelijking is in evenwicht.
- Een ingewikkelder voorbeeld: zuurstof en glucose kunnen reageren en kooldioxide en water vormen:
→
In deze vergelijking heeft elke kant precies 6 koolstofatomen (C), 12 waterstofatomen (H) en 18 zuurstofatomen (O). De vergelijking is in evenwicht. - Lees dit artikel als je de reactievergelijkingen grondiger wilt controleren.
-
Bereken de molaire massa van elke reactie. Zoek met behulp van het periodiek systeem of een ander naslagwerk de molaire massa op van elk atoom in elke samenstelling. Voeg ze samen om de molaire massa van elke verbinding van reagentia te vinden. Doe dit voor een enkel molecuul van de samenstelling. Bekijk nogmaals de vergelijking van de omzetting van zuurstof en glucose in kooldioxide en water: → [2] X Bron
- In dit voorbeeld bevat een molecuul zuurstof ( ) twee zuurstofatomen.
- De molaire massa van een atoom zuurstof is ongeveer 16 g/mol. Indien nodig kun je preciezere waarden berekenen.
- 2 zuurstofatomen x 16 g/mol per atoom = 32 g/mol .
- De andere reagens, glucose ( ) heeft een molaire massa van (6 C x 12 g C/mol) + (12 H x 1 g H/mol) + (6 O x 16 g O/mol) = 180 g/mol.
- Als je deze stap meer in detail wilt bekijken, lees dan Molaire massa berekenen .
-
Reken de hoeveelheid van elke reagens om van gram naar mol. Voor een werkelijk experiment zal de massa in gram van elke reagens die je gebruikt bekend zijn. Deel deze waarde door de molaire massa van die stof als omzetting naar het aantal mol. [3] X Bron
- Stel bijvoorbeeld dat je begint met 40 gram zuurstof en 25 gram glucose.
- 40 g / (32 g/mol) = 1,25 mol zuurstof.
- 25g / (180 g/mol) = ongeveer 0,139 mol glucose.
-
Bepaal de molverhouding van de reagentia. Een mol is een rekeninstrument dat wordt gebruikt in de chemie voor het tellen van moleculen, op basis van hun massa. Door het bepalen van het aantal mol van zowel zuurstof als glucose, weet je met hoeveel moleculen van elk je begint. Om de verhouding van beide te vinden, deel je het aantal mol van de ene reagens door die van de andere. [4] X Bron
- In het volgende voorbeeld begin je met 1,25 mol zuurstof en 0,139 mol glucose. Dus is de verhouding zuurstof en glucosemoleculen 1,25 / 0,139 = 9,0. Deze verhouding betekent dat je negenmaal zoveel moleculen zuurstof als glucose hebt.
-
Bepaal de ideale verhouding voor de reactie. Kijk naar de evenwichtsreactie. De coëfficiënten voor elke molecuul vertellen je de verhouding van de moleculen die je nodig hebt om de reactie te laten optreden. Als je precies de verhouding zoals gegeven door de formule gebruikt, dan zouden beide reagentia gelijk moeten worden gebruikt. [5] X Bron
- Voor deze reactie zijn de reactanten gegeven als . De coëfficiënten geven aan dat je zes zuurstofmoleculen nodig voor elke molecuul glucose. De ideale verhouding voor deze reactie is 6 zuurstof / 1 glucose = 6,0.
-
Vergelijk de verhoudingen om de limiterende reagens te vinden. Bij de meeste chemische reacties zal een van de reagentia eerder worden opgebruikt dan de andere. De reagens die als eerste wordt opgebruikt heet de limiterende reagens. Deze limiterende reagens bepaalt hoe lang de chemische reactie door kan gaan, en de theoretische opbrengst die je kunt verwachten. Vergelijk de twee verhoudingen die je hebt berekend om te de limiterende reagens te bepalen: [6] X Bron
- In het volgende voorbeeld begin je met negen keer zoveel zuurstof als glucose, gemeten naar het aantal mol. De formule vertelt je dat je ideale verhouding zes keer zoveel zuurstof is ten opzichte van glucose. Dus heb je meer zuurstof dan glucose nodig. Dus is de andere reagens, glucose in dit geval, de limiterende reagens.
Advertentie
-
Bekijk de reactie om het gewenste product te vinden. De rechterkant van een scheikundige vergelijking geeft de producten die de reactie oplevert. Als de reactie evenwichtig is, geven de coëfficiënten van elk product aan hoeveel van elke moleculaire verhoudingen je kunt verwachten. Elk product heeft een theoretisch rendement, ofwel de hoeveelheid product die je zou verwachten als de reactie helemaal volledig is. [7] X Bron
- Het bovenstaande voorbeeld voortzettend, analyseer je de reactie → . De twee producten aan de rechterkant zijn koolstofdioxide en water.
- Je kunt met elk van beide producten beginnen als je de theoretische opbrengst wilt berekenen. In sommige gevallen is het mogelijk dat je slechts geïnteresseerd bent in één van beide producten. Zo ja, dan is dat degene waarmee je gaat beginnen.
-
Noteer het aantal mol van je limiterende reagens. Je moet altijd het aantal mol limiterende reagens vergelijken met het aantal mol van een product. Als je probeert om de massa van elk te vergelijken, zal je niet het juiste resultaat krijgen. [8] X Bron
- In het bovenstaande voorbeeld is glucose de limiterende reagens. Volgens de berekeningen van de molaire massa is de eerste 25 g glucose gelijk aan 0,139 mol glucose.
-
Vergelijk de verhouding tussen de moleculen in het product en de reagens. Keer terug naar de evenwichtsreactie. Deel het aantal moleculen van je gewenste product door het aantal moleculen van je limiterende reagens.
- De evenwichtsreactie voor dit voorbeeld is → . Deze vergelijking vertelt je dat je zes moleculen van het gewenste product, kooldioxide, kunt verwachten ( ), en één molecuul glucose ( ).
- De verhouding kooldioxide en glucose is 6/1 = 6. Met andere woorden: deze reactie kan zes moleculen kooldioxide produceren uit één molecuul glucose.
-
Vermenigvuldig deze verhouding met het aantal mol van de limiterende reagens. Het antwoord is de theoretische opbrengst, in mol, van het gewenste product.
- In dit voorbeeld is de 25 g glucose gelijk aan 0,139 mol glucose. De verhouding van kooldioxide en glucose is 6:1. Je verwacht zes keer zoveel mol kooldioxide te kunnen produceren als het aantal mol glucose waarmee je bent begonnen.
- De theoretische opbrengst van kooldioxide is (0,139 mol glucose) x (6 mol kooldioxide/mol glucose) = 0,834 mol kooldioxide.
-
Zet het resultaat om in gram. Dit is het omgekeerde van je eerdere stap van de berekening van het aantal mol of de hoeveelheid reagens. Als je weet wat het aantal mol is dat je kunt verwachten, vermenigvuldig je dat met de molaire massa van het product om de theoretische opbrengst in gram te bepalen. [9] X Bron
- In het volgende voorbeeld is de molaire massa van CO 2 ongeveer 44 g/mol. (De molaire massa van koolstof is ~12 g/mol en van zuurstof ~16 g/mol, dus is het totaal 12 + 16 + 16 = 44).
- Vermenigvuldig 0,834 mol CO 2 x 44 g/mol CO 2 = ~36,7 gram. De theoretische opbrengst van het experiment is 36,7 gram CO 2 .
-
Herhaal de berekening voor het andere product, indien gewenst. Bij veel experimenten ben je mogelijk alleen geïnteresseerd in het rendement van een bepaald product. Als je de theoretische opbrengst van beide producten wilt weten, dan hoef je alleen maar het proces te herhalen.
- In dit voorbeeld is water het tweede product . Volgens de evenwichtsreactie kun je zes moleculen water uit één molecuul glucose verwachten. Dit is een verhouding van 6:1. Dus zou 0,139 mol glucose moeten resulteren in 0,834 mol water.
- Vermenigvuldig het aantal mol water met de molaire massa van water. De molaire massa is 2 + 16 = 18 g/mol. Vermenigvuldigd met het product resulteert dit in 0,139 mol H 2 O x 18 g/mol H 2 O = ~2,50 gram. De theoretische opbrengst van water in dit experiment is 2,50 gram.
Advertentie
Bronnen
- ↑ http://www.chemteam.info/Equations/Balance-Equation.html
- ↑ https://www.boundless.com/chemistry/textbooks/boundless-chemistry-textbook/mass-relationships-and-chemical-equations-3/molar-mass-41/molar-mass-of-compounds-223-7524/
- ↑ http://www.chemteam.info/Stoichiometry/Limiting-Reagent.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Equations/Balance-Equation.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Equations/Balance-Equation.html
- ↑ https://www.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome/limiting-reagent-stoichiometry/a/limiting-reagents-and-percent-yield
- ↑ http://www.chemteam.info/Equations/Balance-Equation.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Equations/Balance-Equation.html
- ↑ https://www.boundless.com/chemistry/textbooks/boundless-chemistry-textbook/mass-relationships-and-chemical-equations-3/molar-mass-41/molar-mass-of-compounds-223-7524/
Over dit artikel
Deze pagina is 11.378 keer bekeken.
Advertentie
Meld je aan voor de gratis nieuwsbrief van wikiHow!
Je vindt dan elke week handige handleidingen in je inbox.
Meld me aan!
