Przeczytaj

Reakcje chemiczne w rzeczywistym świecie nie zawsze przebiegają dokładnie tak, jak zaplanowano na papierze. W trakcie eksperymentu wiele rzeczy przyczynia się do powstania mniejszej ilości produktu, niż można by przewidzieć. Oprócz błędów eksperymentalnych, zwykle występują straty spowodowane np. niepożądanymi reakcjami ubocznymi lub zanieczyszczeniami. Chemicy potrzebują wielkości, która wskaże, jak skuteczna była reakcja. Ten pomiar nazywa się procentową wydajnością reakcji chemicznejProcentowa wydajność reakcjiprocentową wydajnością reakcji chemicznej.

bg‑azure

Wydajność teoretyczna a rzeczywista

Chemicy stosują obliczenia stechiometryczne do przewidywania ilości produktu, której można oczekiwać po zajściu reakcji chemicznej. Spodziewana ilość produktu, na podstawie uzgodnionego równania reakcji, nazywa się wydajnością teoretycznąwydajność teoretycznawydajnością teoretyczną. Nie zawsze jest ona identyczna z faktyczną ilością uzyskanego produktu w wyniku przebiegu reakcji chemicznej. To, ile ostatecznie uzyskamy produktu, określamy mianem wydajności rzeczywistejwydajność rzeczywistawydajności rzeczywistej.

Ważne!

W celu obliczenia procentowej wydajnościProcentowa wydajność reakcjiprocentowej wydajności, należy najpierw obliczyć, ile produktu powinno się utworzyć w oparciu o uzgodnione równanie reakcji chemicznej. Tak obliczona wielkość nazywa się wydajnością teoretyczną, czyli jest to maksymalna ilość produktu, która mogłaby powstać z danych ilości reagentów. Rzeczywista wydajność to ilość produktu, która naprawdę powstaje w reakcji chemicznej. Procentowa wydajność reakcji to wyrażony w procentach stosunek rzeczywistej wydajności do wydajności teoretycznej. Można to zapisać za pomocą poniższego wzoru:

W = \frac{m_{r}}{m_{t}} \cdot 100 %

gdzie:

$W$ – wydajność;
$m_{r}$ – rzeczywista masa produktu;
$m_{t}$ – teoretyczna masa produktu.

Najprościej pojęcie wydajności w odniesieniu do naszego życia możemy wyjaśnić wcielając się w fanów piłki nożnej. Otóż oglądając mecz, często widzimy statystki strzałów na bramkę danego napastnika – powiedzmy, że dany napastnik oddał na bramkę $10$ strzałów, ale tylko jeden z nich zakończył się sukcesem w postaci gola. Wydajność takiego napastnika wynosiłaby wtedy:

$(\frac{1}{10}) \cdot 100 % = 10 %$

bg‑azure

Otrzymywanie kwasu siarkowego(VI)

Czasami reakcja przebiega w kilku etapach, wtedy łączna wydajność procesu wieloetapowego jest iloczynem wydajności reakcji, stanowiących poszczególne etapy tego procesu. Przykładem takiej reakcji jest przemysłowa produkcja kwasu siarkowego( $VI$ ). Proces rozpoczyna się od spalania siarki w tlenie, w wyniku czego powstaje tlenek siarki( $IV$ ).

S + O_{2} \to {SO}_{2}

Otrzymany tlenek siarki( $IV$ ) poddaje się katalitycznemu utlenianiu do tlenku siarki( $VI$ ).

2 {SO}_{2} + O_{2} \overset{kat .}{\to} 2 {SO}_{3}

Następnie tlenek siarki( $VI$ ) jest rozpuszczany w wodzie, a otrzymany produkt to kwas siarkowy( $VI$ ).

H_{2} O + {SO}_{3} \to H_{2} {SO}_{4}

Wydajność całkowitą tego procesu można obliczyć mnożąc poszczególne wydajności z trzech etapów produkcji.

$W_{c} = (W_{1} \cdot W_{2} \cdot W_{3}) \cdot 100 %$

gdzie:

$W_{c}$ – wydajność całkowita procesu;
$W_{1}$ – wydajność pierwszej reakcji;
$W_{2}$ – wydajność drugiej reakcji;
$W_{3}$ – wydajność trzeciej reakcji.

Pamiętaj! Do wzoru na wydajność całkowitą nie podstawiamy wartości wyrażonych w procentach. Zatem gdy wartość $W_{1}$ jest równa $60 %$ , $W_{2}$ równa $50 %$ , a wartość $W_{3}$ $70 %$ . Podstawiając do wzoru, otrzymamy wartość wydajności całkowitej:

$W_{c} = (0,6 \cdot 0,5 \cdot 0,7) \cdot 100 % = 21 %$

bg‑azure

Jak obliczyć wydajność reakcji?

Polecenie 1

Przeprowadzono eksperyment, w którym użyto $100$ $g$ kwasu salicylowego, a otrzymano $120,3$ $g$ aspiryny. Jaka jest wydajność procesu? Wynik podaj w procentach z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.

Aspiryna to lek pochodzący z kwasu salicylowego.

$1 mol$ kwasu salicylowego daje $1 mol$ aspiryny:

R1DLaBdNiYR1N

Ilustracja przedstawia równanie reakcji syntezy kwasu salicylowego. Jedna cząsteczka kwasu salicylowego (pierścień benzenowy podstawiony grupą hydroksylową i karboksylową w sąsiadujących pozycjach) dodać bezwodnik octowy (dwie cząsteczki kwasu octowego połączone mostkiem tlenowym) strzałka w prawo nad nią napis kat., bo reakcja odbywa się w obecności katalizatora, za strzałką produkty: jedna cząsteczka kwasu acetylosalicylowego (grupa acetylowa powstaje z połączenia fragmentu kwasu octowego z grupą hydroksylową kwasu salicylowego) dodać jedna cząsteczka kwasu octowego. — Kwas acetylosalicylowy otrzymuje się w reakcji kwasu salicylowego z bezwodnikiem octowym, w obecności kwasu siarkowego(VI) lub ortofosforowego(V) jako katalizatora.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

RUkxg7QTKHyOK

Rb11i5bgeAMOL

Oblicz masę molową substratu i produktu oraz liczbę moli kwasu salicylowego.
Oblicz teoretyczną masę produktu oraz wydajność rzeczywistą reakcji, korzystając ze wzoru:

W = \frac{m_{r}}{m_{t}} \cdot 100 %

Krok $1$ . Oblicz masę molową substratu i produktu oraz liczbę moli użytego kwasu salicylowego.

M_{k. salicylowy} = 138 \frac{g}{mol}

M_{aspiryna} = 180 \frac{g}{mol}

n = \frac{m}{M}

n = \frac{100,0 g}{138 \frac{g}{mol}} = 0,725 mol

Z jednego mola kwasu salicylowego możemy otrzymać jeden mol aspiryny, więc z $0,725$ mola kwasu salicylowego powinniśmy otrzymać $0,725$ mola aspiryny.

Krok $2$ . Oblicz teoretyczną masę produktu.

0,725 mol \cdot 180 \frac{g}{mol} = 130,5 g

$130,5$ $g$ jest masą teoretyczną, czyli przy $100 %$ wydajności reakcji.

Krok $3$ . Oblicz wydajność rzeczywistą reakcji.

W = \frac{m_{r}}{m_{t}} \cdot 100 %

W = \frac{120,3}{130,5} \cdot 100 %

W = 92,2 %

Wydajność procesu wyniosła $92,2 %$ .

bg‑azure

Dlaczego wydajność rzeczywista i teoretyczna często się różnią?

Rzeczywista wydajność reakcji chemicznych jest zwykle mniejsza niż wydajność teoretyczna. Jest to spowodowane różnymi czynnikami, np.:

mogą zachodzić dwie lub więcej reakcji jednocześnie – część reagentów może się przekształcić w produkty uboczneProdukt ubocznyprodukty uboczne;
występują straty przy oddzielaniu i oczyszczaniu pożądanego produktu z mieszaniny reakcyjnej;
obecne są zanieczyszczenia, które nie biorą udziału w reakcji.

Procentowa wydajność jest bardzo ważna w przemyśle. Dużo czasu i pieniędzy przeznacza się na zwiększenie procentowej wydajności produkcji chemicznej. Gdy złożone chemikalia są syntetyzowane w wielu różnych reakcjach, jeden krok z niską wydajnością procentową może spowodować duże straty reagentów i niepotrzebne wydatki.

bg‑azure

Reagenty limitujące

Substraty w reakcji chemicznej są często mieszane w innych proporcjach od tych wynikających z uzgodnionego równania reakcji chemicznej. Istnienie dwóch reagentów oznacza, że jednego z nich może być nadmiar. Nie zostanie on zatem w całości wykorzystany w reakcji. Drugi reagent to reagent limitujący, czyli będący w niedomiarze. W reakcji zostaje on całkowicie zużyty, a więc określa teoretyczną wydajność.

Na przykład:

2 {NO}_{(g)} + O_{2 (g)} \to 2 {NO}_{2 (g)}

Dwa mole tlenku azotu( $II$ ) $NO$ reagują z jednym molem tlenu $O_{2}$ , aby wytworzyć dwa mole tlenku azotu( $IV$ ) ${NO}_{2}$ . Jeśli więcej niż dwa mole tlenku azotu( $II$ ) zostanie zmieszane z jednym molem tlenu, wówczas tlenek azotu( $II$ ) będzie w nadmiarze, a tlen będzie reagentem limitującym. Bez względu na to, ile nadmiaru tlenku azotu( $II$ ) zostanie dodane, to nie więcej niż dwa mole tlenku azotu( $IV$ ) mogą powstać z jednego mola tlenu.

bg‑azure

Jak obliczyć wydajność reakcji, kiedy jeden reagent występuje w niedomiarze?

Polecenie 2

Do reakcji użyto $5$ $g$ magnezu, oraz $3$ $g$ chloru. Otrzymano $2,52$ $g$ chlorku magnezu. Oblicz wydajność reakcji.

Uzgodnione równanie reakcji chemicznej przybiera postać:

{Mg}_{(s)} + {Cl}_{2 (g)} \to {MgCl}_{2}

REmi4uBAWJ9X2

RLsyv09p5C8uU

Krok $1$ . W pierwszej kolejności oblicz masy molowe substratów:

M_{Mg} = 24 \frac{g}{mol}

M_{Cl} = 35,5 \frac{g}{mol}

M_{{MgCl}_{2}} = 95 \frac{g}{mol}

Krok $2$ . Następnie oblicz, ile moli magnezu i chloru bierze udział w reakcji. Możesz skorzystać z podanego wzoru:

n = \frac{m}{M}

n_{Mg} = \frac{5 g}{24 \frac{g}{mol}} = 0,21 mol

n_{{Cl}_{2}} = \frac{3 g}{71 \frac{g}{mol}} = 0,042 mol

lub z proporcji:

oblicz liczbę moli magnezu:

1 mol Mg — 24 g

x — 5 g

x = 0,21 mol

oblicz liczbę moli chloru:

1 mol {Cl}_{2} — 71 g

y — 3 g

y = 0,042 mol

Krok $3$ . Określ, który reagent przereaguje w całości:

$1 mol$ magnezu reaguje z $1$ molem chloru;
z $0,042$ mola chloru przereaguje tylko $0,042$ mola magnezu (magnez nie przereaguje do końca);
czynnikiem limitującym, czyli tym, który przereaguje w całości, jest chlor.

Krok $4$ . Następnie z proporcji wyznacz teoretyczną liczbę moli powstałego chlorku magnezu.

1 mol {Cl}_{2} — 1 mol {MgCl}_{2}

0,042 mol {Cl}_{2} — z

z = 0,042 mol

Krok $5$ . Oblicz teoretyczną masę produktu:

n = \frac{m}{M}

m = n \cdot M

m = 0,042 mol \cdot 95 \frac{g}{mol} = 3,99 g

Przy $100 %$ wydajności tej reakcji powinno powstać $3, 99$ $g$ chlorku magnezu.

Krok $6$ . Oblicz wydajność:

W = \frac{m_{r}}{m_{t}} \cdot 100 %

W = \frac{2,52 g}{3,99 g} \cdot 100 % = 63,16 %

Wydajność tej reakcji wyniosła $63,16 %$ .

Słownik

reakcja chemiczna

przemiana chemiczna, przemiana jednych substancji chemicznych (zwanych substratami) w inne substancje chemiczne (zwane produktami reakcji chemicznej)

wydajność teoretyczna

ilość produktu obliczona na podstawie uzgodnionego równania reakcji

wydajność rzeczywista

ilość produktu, który rzeczywiście powstaje, gdy reakcja chemiczna jest przeprowadzana w laboratorium lub fabryce

reagent ograniczający

odczynnik ograniczający (lub czynnik ograniczający), w reakcji chemicznej jest całkowicie wyczerpany; ilość produktu powstającego w reakcji chemicznej jest ograniczona przez ten odczynnik, ponieważ bez niego reakcja nie może być kontynuowana

stechiometria

dział chemii, który zajmuje się ilością stosunków reagujących ze sobą pierwiastków i związków chemicznych oraz metodami ich obliczania

procentowa wydajność reakcji

stosunek masy produktu otrzymanego w wyniku reakcji chemicznej do teoretycznej jego masy obliczonej na podstawie współczynników stechiometrycznych równania tej reakcji i ilości użytych substratów; wyrażana zazwyczaj w procentach:

W = \frac{m_{r}}{m_{t}} \cdot 100 %

gdzie:

$W$ – wydajność;
$m_{r}$ – rzeczywista masa produktu;
$m_{t}$ – teoretyczna masa produktu.

reakcja odwracalna

reakcja, która w szerokim zakresie parametrów zewnętrznych (np. ciśnienie, temperatura, stężenia reagentów) może równocześnie zachodzić w dwóch przeciwnych kierunkach

produkt uboczny

produkt powstający w wyniku przyjętej koncepcji technologicznej, niestanowiący jednak zasadniczego celu procesu wytwórczego

Bibliografia

Atkins P., Jones L., Chemical Principles: The Quest for Insight, 5th Edition, New York 2009.

Encyklopedia PWN

Saunders N., Saunders A., AS Chemistry, Oxford 2007.

Myers R. T., Tocci S., Oldham K. B., Holt Chemistry, USA 2006.

Clancy C., Mustoe F., Chemistry 11, McGraw-Hill Ryerson, Kanada 2001.

Wprowadzenie

Symulacja interaktywna

Wydajność teoretyczna a rzeczywista

Otrzymywanie kwasu siarkowego(VI)

Jak obliczyć wydajność reakcji?

Dlaczego wydajność rzeczywista i teoretyczna często się różnią?

Reagenty limitujące

Jak obliczyć wydajność reakcji, kiedy jeden reagent występuje w niedomiarze?

Słownik

Bibliografia