Beräkna utbytet i procent, det faktiska utbytet eller det teoretiska utbytet för valfri reaktion. Ange de två värden du har, så beräknas det tredje medan du skriver.
Utbyte i procent
Steg-för-steg-uträkning
Utbytet i procent är lika med det faktiska utbytet dividerat med det teoretiska utbytet, multiplicerat med 100. Kalkylatorn ovan tillämpar denna formel, omvandlar dina enheter och bedömer resultatet mot de vanliga kvalitetsintervallen. En reaktion som ger 4,0 g produkt där ekvationen tillät 5,0 g gick med 80%.
01. Definition
Utbytet i procent är förhållandet mellan en kemisk reaktions faktiska utbyte och dess teoretiska utbyte, uttryckt i procent. Det besvarar en enda fråga: av all den produkt som den balanserade ekvationen sade att du kunde bilda, hur mycket lyckades du faktiskt isolera?
Kemister förkortar det till utbyte i procent (Yp). Ett Yp på 85% innebär att 85 av varje 100 möjliga gram produkt hamnade på vågen, medan 15 gick förlorade genom inkomplett omsättning, konkurrerande sidoreaktioner eller mekaniska förluster vid filtrering och överföring. Det faktiska utbytet kallas även experimentellt utbyte, och de två begreppen används synonymt. Det är hela definitionen av utbyte i procent.
Eftersom talet sammanfattar allt som hände i kolven i en enda siffra, är det standardmåttet för reaktionseffektivitet, en framgångsgrad för reaktionen som fångar både hur fullständigt kemin fortlöpte och hur mycket av produkten som överlevde upparbetningen. Det är den siffra kemister tar till när de jämför kemisk effektivitet mellan olika synteser, eftersom den normerar reaktionens utfall mot det tak som ekvationen sätter. Ett kemiskt utbyte på 0% innebär att inget användbart isolerades. 100% är den stökiometriska gränsen som inget verkligt förfarande når.
Talet är dimensionslöst. Eftersom det delar en massa med en annan massa, eller ett molantal med ett annat molantal, tar enheterna ut varandra och bara en procentsats blir kvar. Det är därför en reaktions utbyte kan jämföras direkt mellan ett läkemedelskemiskt steg i milligramskala och en industriprocess i tonskala.
Utbyte i procent är inte samma sak som procentuell renhet, som mäter hur stor andel av ett isolerat prov som verkligen är målföreningen, och inte heller procentuell återvinning, som mäter hur mycket material som överlever ett reningssteg. Båda distinktionerna behandlas längre ned på sidan.
02. Formel
I ord: utbytet i procent är lika med det faktiska utbytet dividerat med det teoretiska utbytet, multiplicerat med etthundra. Den enda meningen är hela metoden, och alla andra beräkningar på denna sida är en omskrivning av samma ekvation för utbyte i procent.
Båda storheterna måste ha samma enhet innan du dividerar: gram med gram, eller mol med mol. Att blanda en massa med en substansmängd innebär att en av dem först måste omvandlas, vilket kräver molmassan för produkten. Med omvandlaren från gram till mol kan du växla mellan de två. Kalkylatorn högst upp på sidan utför denna omvandling åt dig och frågar bara efter en molmassa när dina två enheter verkligen omfattar båda dimensionerna.
Omskriven för de två andra obekanta storheterna ger samma samband faktiskt = (Yp ÷ 100) × teoretiskt och teoretiskt = faktiskt ÷ (Yp ÷ 100). Genom att byta flik i kalkylatorn används den form du behöver.
03. Metod
Skriv upp reaktionen och balansera den, eftersom varje molförhållande du använder senare kommer från dessa koefficienter. Se ekvationsbalanseraren.
Omvandla varje reagens till mol och hitta det som tar slut först, eftersom bara det ensamt sätter taket. Kalkylatorn för begränsande reaktant utför denna jämförelse.
Omvandla den begränsande reaktanten till mol, tillämpa molförhållandet och multiplicera sedan med produktens molmassa för att gå tillbaka till gram. Fullständig genomgång på kalkylatorn för teoretiskt utbyte.
Isolera, rena och torka din produkt till konstant vikt och väg den sedan, eftersom instängt lösningsmedel annars förvanskar resultatet.
Dividera det faktiska utbytet med det teoretiska utbytet och multiplicera med 100 för att få utbytet i procent.
Ordningen spelar roll. Att hoppa rakt till steg fem med en obalanserad ekvation, eller att beräkna det teoretiska utbytet utifrån ett reagens som fanns i överskott, ger ett tal som ser rimligt ut men som är meningslöst. Det är i steg ett till tre som nästan alla felaktiga utbyten i procent egentligen har sitt ursprung.
I steg fyra är det noggrannheten i labbtekniken som avgör resultatet. Varje analys av experimentella fel i en utbytesberäkning börjar vid vågen: en tara som har drivit, en fuktig filterkaka eller produkt som lämnats kvar i reaktionsblandningen förskjuter alla täljaren utan att något gått fel kemiskt. Väg på en kalibrerad våg, torka till konstant vikt och anteckna värdet innan provet hinner ta upp fukt från luften.
04. Jämförelse
De två värdena i formeln kommer från helt olika källor: det ena härleds på papper, det andra läses av på en våg. Att blanda ihop dem är den vanligaste orsaken till ett felaktigt utbyte i procent.
Beräknat
Den maximala mängd produkt en reaktion överhuvudtaget kan ge. Den härleds helt på papper från den balanserade ekvationen och den begränsande reaktanten: omvandla den begränsande reaktanten till mol, tillämpa molförhållandet, omvandla tillbaka till massa. Den antar att varje molekyl reagerar och att ingenting går förlorat, så det är ett tak snarare än en prognos, och inget experiment kommer någonsin att överträffa det.
Uppmätt
Den massa produkt du verkligen slutar upp med, även kallad det experimentella utbytet. Den kan bara fastställas experimentellt: kör reaktionen, isolera produkten, tillämpa reningstekniker som omkristallisation, filtrering eller kolonnkromatografi, torka den till konstant vikt och väg den. Eftersom den speglar allt som verkligen hände i kolven är den alltid den mindre av de två siffrorna.
I praktiken förväntas det faktiska utbytet vara mindre än eller lika med det teoretiska utbytet, aldrig mer. Det teoretiska utbytet beskriver en perfekt reaktion med perfekt återvinning, och inget verkligt förfarande uppnår båda, så ett uppmätt värde som överstiger det är ett tecken på att provet fortfarande innehåller lösningsmedel eller föroreningar snarare än ett bevis på en ovanligt bra reaktion.
05. Riktvärden
Ett utbyte i procent över 90% betraktas som utmärkt. Under det sträcker sig de vedertagna intervallen som används inom preparativ kemi från mycket bra till dåligt, som visas i tabellen.
| Utbyteintervall | Bedömning |
|---|---|
| ≥ 90% | Utmärkt |
| 80 – 89% | Mycket bra |
| 70 – 79% | Bra |
| 50 – 69% | Godtagbart |
| < 50% | Dåligt |
Som praktisk tumregel behandlas allt vid eller över 70% i allmänhet som ett godtagbart utbyte för undervisning och preparativt arbete, vilket är varför 70% så ofta förekommer som målvärde i laborationshandledningar.
Dessa intervall är en allmän vägledning snarare än en universell standard. Vad som räknas som bra beror till stor del på reaktionens svårighetsgrad: en enstegsutfällning som ger 75% skulle vara en besvikelse, medan samma siffra i en krävande flerstegssyntes med ett känsligt mellansteg skulle vara ett starkt resultat. Bedöm alltid ett utbyte mot jämförbara procedurer i litteraturen.
06. Orsaker
Nästan varje reaktion hamnar under 100%, och de få som tycks överstiga det är mätartefakter. Orsakerna delar sig tydligt i två grupper.
Vart massan tar vägen
Detaljerad diagnos och åtgärder för var och en: vanliga labbfel.
Varför vågen ljuger
Båda har samma botemedel: torka provet till konstant vikt, väg upprepade gånger tills värdet slutar sjunka, och väg sedan om. Ett verkligt utbyte i procent lägger sig alltid under 100%. Ett genomräknat exempel: en produkt som väger 5,31 g mot ett teoretiskt utbyte på 4,35 g ger 122.1%. Efter ordentlig torkning kom samma prov ner till 4,00 g, ett verkligt utbyte på 92.0%.
Fyra variabler förklarar det mesta av spridningen mellan två körningar av samma procedur. Temperaturen och trycket bestämmer reaktionskinetiken och, för en reversibel reaktion, jämviktsläget, så att en höjning av dem kan öka omsättningen eller, för en exoterm jämvikt, i det tysta sänka taket. Reaktionstiden avgör om blandningen verkligen hann reagera fullständigt. Koncentrationen och valet av lösningsmedel styr hur snabbt reaktanterna möts och hur mycket produkt som förblir löst. Och en katalysator ändrar hastigheten och selektiviteten hos reaktionsvägen utan att alls förskjuta jämvikten. Att få reaktionsbetingelserna rätt är det som skiljer ett reproducerbart 70% från en spridning mellan olika körningar.
Utbytesoptimering arbetar på två fronter: bilda mer produkt och förlora sedan mindre av den. Att driva reaktionen längre innebär att använda ett överskott av det billigare reagenset, förlänga tid eller temperatur inom stabilitetens gränser, avlägsna en produkt för att dra en reversibel reaktion framåt, och välja en katalysator som gynnar din reaktionsväg framför sidoreaktionerna. Att förlora mindre innebär färre överföringar, tvättning med ett lösningsmedel som din produkt knappt är löslig i, långsam nedkylning vid omkristallisation, och ordentliga torkningsmetoder till konstant vikt före den slutliga vägningen. Att diagnostisera vilken av de två som kostar dig mest är ämnet för vår vanliga labbfel guide.
07. Genomräknade exempel
Fyra reaktioner, var och en genomräknad från de givna värdena till ett bedömt resultat. Tryck på ett kort för att ladda dess siffror i kalkylatorn.
NaCN + (CH₃)₂CO → (CH₃)₂C(OH)CN
Mycket bra Natriumcyanid adderas till aceton och bildar acetoncyanhydrin, en förening som även går under namnet hydroxyacetonitril. Vid 85,3% ligger detta i intervallet mycket bra, och underskottet är typiskt för en vattenbaserad upparbetning.
CaCO₃ + 2CH₃COOH → (CH₃COO)₂Ca + H₂O + CO₂
Utmärkt En ren syra-karbonatreaktion som går nästan till fullständig omsättning. Över 90%, så proceduren är i praktiken optimerad.
Samma reaktion, dåligt utförd upparbetning
Dåligt Att återvinna mindre än en fjärdedel av taket innebär nästan alltid att produkt gått förlorad i filtratet snarare än att den aldrig bildades. Kontrollera lösligheten innan du skyller på reaktionen.
Glukos, C₆H₁₂O₆, M = 180,16 g/mol
Bra Omvandla först, dividera sedan. Att dividera 3,50 g med 0,0250 mol innan omvandlingen ger ett meningslöst tal, eftersom de två talen måste ha samma dimension i det ögonblick du dividerar, inte efteråt. Avrundas molvärdet till 0,0194 innan divisionen ger det 77,6%, vilket är varför den siffran ofta citeras, men räknar man med hela värdet blir det 77,71%.
Räknesättet ändras inte med kemin. En Friedel-Crafts-metylering som omvandlar bensen till toluen, eller en omkristallisation från metanol, hanteras med exakt samma förhållande, och det är bara molmassorna som skiljer sig åt. Fem ytterligare genomräknade uppgifter, inklusive varianter med begränsande reaktant och molförhållande, finns i biblioteket med genomräknade exempel.
08. Åtskillnad
Utbytet i procent mäter resultatet av en syntesreaktion. Den procentuella återvinningen mäter hur mycket material som överlever ett reningssteg som omkristallisation eller filtrering.
De två delar samma formelform, en uppmätt massa delat med en referensmassa gånger 100, men nämnaren betyder olika saker i vardera fallet. För utbyte är det det stökiometriska maximum som ekvationen tillåter. För återvinning är det helt enkelt massan av material du satte in i reningen, varav inget kemiskt omvandlades. Det är hela formeln för procentuell återvinning: återvunnet ÷ utgångsvärde × 100. Att omkristallisera 2,00 g rått fast ämne och samla in 1,60 g rena kristaller ger en återvinning på 80,0%, och ingen balanserad ekvation är inblandad någonstans i det.
För att beräkna en återvinningssiffra, använd den särskilda kalkylatorn för procentuell återvinning. Ett besläktat mått, procentuellt fel, jämför ett uppmätt värde med ett accepterat värde och besvarar återigen en annan fråga.
09. Uppströms
Utbytet i procent beror helt på ett tal du först måste beräkna. Det teoretiska utbytet är en produkt av stökiometrin, och stökiometrin börjar med den begränsande reaktanten.
Den begränsande reaktanten, även kallad begränsande reagens, är det reagens som förbrukas helt först, och bara det sätter taket för hur mycket produkt som kan bildas. Varje annat reagens är en reaktant i överskott och saknar inflytande på det teoretiska utbytet, vilket är varför en beräkning utifrån fel reagens i det tysta blåser upp nämnaren och sänker din procentsats.
Tre storheter för de stökiometriska beräkningarna från den reaktanten till en massa produkt, och molförhållandet kommer från koefficienterna i den balanserade ekvationen och anger hur många mol produkt varje mol reaktant kan ge, medan molmassan omvandlar mellan gram och mol i båda ändarna av den omvandlingen. Och den balanserade ekvationen är själv källan till förhållandet, så den måste vara korrekt innan allt som bygger på den kan vara det.
The mole itself is fixed to a count, Avogadro's number, 6.022 × 10²³ units of whatever you're counting, which is what lets a mole ratio move between amounts of different substances at all; converting a measured mass into that count is covered on the grams-to-moles calculator.
Kör igenom hela kedjan i ett svep med stökiometrikalkylatorn, eller identifiera först begränsningen med Kalkylatorn för begränsande reaktant.
De två förväxlas ofta. Omsättningsgraden är den andel av den begränsande reaktanten som förbrukades. Utbytet i procent är den andel av den teoretiska produkten du faktiskt isolerade. De sammanfaller bara när reaktionen är helt selektiv. En syntes kan uppnå fullständig omsättning, utan kvarvarande utgångsmaterial i reaktionsblandningen, och ändå ge ett dåligt utbyte, eftersom reaktanten gick in i biprodukter i stället för den önskade föreningen. Att läsa de två siffrorna tillsammans är det som talar om för dig om du bör arbeta på kemin eller på upparbetningen.
10. Referenstabell
Vad som räknas som ett normalt utbyte varierar enormt beroende på vilken typ av kemi det handlar om. Här är de intervall som brukar redovisas för varje processkategori.
| Reaktionstyp | Typiskt utbyte |
|---|---|
| Organisk syntes | 60 – 85% |
| Oorganisk utfällning | 85 – 98% |
| Enzymatiska reaktioner | 40 – 90% |
| Industriella processer | 85 – 99% |
| Akademisk laboratoriesyntes | 50 – 80% |
11. Frågor
Dividera det faktiska utbytet med det teoretiska utbytet och multiplicera med 100. Det faktiska utbytet är den massa du isolerade och vägde, och det teoretiska utbytet är det maximum som den balanserade ekvationen tillåter. För ett faktiskt utbyte på 4,0 g mot ett teoretiskt utbyte på 5,0 g blir utbytet i procent 4,0 ÷ 5,0 × 100 = 80%.
Utbytet i procent inom kemin mäter hur effektivt en reaktion omvandlade sin begränsande reaktant till isolerad produkt, uttryckt i procent. Det jämför vad du faktiskt fick ut med det teoretiska maximumet. Ett utbyte i procent på 92,0% innebär att du fick ut 92 av varje 100 möjliga gram, och förlorade de återstående 8 genom inkomplett omsättning, sidoreaktioner eller hantering.
Inga egna. Utbytet i procent är ett förhållande mellan två massor eller två substansmängder, så enheterna tar ut varandra och svaret blir en ren procentsats. Indata behöver dock enheter, och de måste ha samma dimension innan de divideras. Gram över gram, eller mol över mol, ger båda samma procentsats.
Procentuell förlust är den andel av det teoretiska utbytet som du inte fick ut, uttryckt i procent. Beräkna den som (teoretiskt − faktiskt) ÷ teoretiskt × 100, eller helt enkelt 100 − utbyte i procent när det faktiska utbytet ligger under det teoretiska. Ett utbyte på 92,0% innebär därmed en förlust på 8,0%.
Skriv om formeln så att faktiskt utbyte = (utbyte i procent ÷ 100) × teoretiskt utbyte. Med ett utbyte i procent på 70% och ett teoretiskt utbyte på 5 g blir det faktiska utbytet 0,70 × 5 g = 3,5 g. Ställ om kalkylatorn till Beräkna faktiskt utbyte, och den tillämpar omskrivningen åt dig.
Det faktiska utbytet är 10,5 g. Använd faktiskt utbyte = (utbyte i procent ÷ 100) × teoretiskt utbyte, vilket ger (70 ÷ 100) × 15 g = 0,70 × 15 g = 10,5 g. De återstående 4,5 g är den procentuella förlusten, lika med 30% av det teoretiska utbytet.
Ja. Utbytet i procent är ett förhållande och därmed dimensionslöst så länge båda talen har samma dimension. Två massor fungerar, och två substansmängder i mol fungerar precis lika bra. Vad som inte fungerar är att dividera en massa med en substansmängd, så att jämföra 3,50 g med 0,0250 mol kräver molmassan för att först omvandla en av dem.
Stökiometrin tillhandahåller det teoretiska utbytet som utbytet i procent divideras med. Den omvandlar den begränsande reaktantens massa till mol, tillämpar molförhållandet från den balanserade ekvationen och omvandlar sedan tillbaka till en produktmassa. Utan detta steg saknar du en nämnare, vilket är varför en obalanserad ekvation gör varje efterföljande utbyte i procent felaktigt.
Den begränsande reaktanten är det reagens som tar slut först, och den spelar roll eftersom bara den sätter det teoretiska utbytet. Dividera varje reagens mol med dess koefficient, och den minsta kvoten identifierar den. Reagens i överskott går aldrig in i beräkningen, så att av misstag använda ett sådant blåser upp det teoretiska utbytet och underskattar procentsatsen.
Ja rent aritmetiskt, men det är aldrig ett verkligt kemiskt resultat. Ett tal över 100% innebär att den vägda massan innehåller något utöver ren produkt, nästan alltid kvarvarande lösningsmedel. Torka provet till konstant vikt och väg om: ett värde på 5,31 g mot ett tak på 4,35 g föll till 4,00 g efter torkning, vilket förvandlade 122,1% till 92,0%.
Det teoretiska utbytet beräknas, det faktiska utbytet mäts. Det teoretiska utbytet är den maximala massa som den balanserade ekvationen tillåter utifrån den begränsande reaktanten, under antagande om fullständig omsättning och inga förluster. Det faktiska utbytet är det du isolerar, torkar och väger. Det första är ett tak, det andra är vad labbet faktiskt gav dig, och det förväntas vara lägre.
Nej, inte i praktiken. En del av den begränsande reaktanten reagerar aldrig helt, konkurrerande reaktioner förbrukar material, och produkt blir alltid kvar på glasutrustningen eller i filtratet. Exakt 100% i preparativ skala bör tolkas som ett mätproblem, oftast ett prov som ännu inte är torrt, snarare än som en perfekt reaktion.
Över 90% är utmärkt, och 70% är det vanliga arbetsmålet. Mellan 80% och 89% är mycket bra, 70% till 79% är bra, 50% till 69% är godtagbart, och under 50% är dåligt. Bedöm det dock mot reaktionen, eftersom 60% i en krävande flerstegssyntes är ett starkare resultat än 90% i en enkel utfällning.
Fem orsaker förklarar det mesta: inkomplett omsättning av den begränsande reaktanten, konkurrerande sidoreaktioner, produkt som gått förlorad vid överföring och filtrering, mätfel, och ett orent reagens som sänker det verkliga taket. I liten skala dominerar överföringsförluster, eftersom några fasta milligram kvarlämnade på glasutrustningen utgör en större andel av en liten sats.
Utbytet i procent mäter en syntes, och den procentuella återvinningen mäter en rening. Utbytet i procent divideras med ett teoretiskt utbyte beräknat från den balanserade ekvationen. Procentuell återvinning divideras med den massa du inledde reningen med, så ingen ekvation är inblandad. Att omkristallisera 2,00 g rått fast ämne och återvinna 1,60 g ger en återvinning på 80,0%.
Utbytet i procent säger dig hur mycket produkt du fick, och den procentuella renheten säger dig hur stor del av den massan som verkligen är föreningen. De är oberoende av varandra, så ett utbyte på 90% som är 80% rent ger mindre användbar produkt än ett rent utbyte på 75%. Låg renhet är även en vanlig orsak till att ett utbyte visar över 100%.
Omsättningsgraden är den andel av den begränsande reaktanten som förbrukats. Utbytet i procent är den andel av den teoretiska produkten som faktiskt isolerats. De sammanfaller bara när en reaktion är helt selektiv. En syntes kan uppnå fullständig omsättning, utan kvarvarande utgångsmaterial, och ändå ge ett dåligt utbyte, eftersom reaktanten istället gick in i biprodukter.
Ja, via två separata vägar. Temperaturen ändrar reaktionskinetiken, så en varmare blandning reagerar vanligtvis fullständigt snabbare. För en reversibel reaktion förskjuter den även jämviktsläget, och för en exoterm jämvikt sänker en högre temperatur taket. Att gå förbi en förenings stabilitetsgräns förstör istället produkt och sänker utbytet.
En katalysator höjer det utbyte du faktiskt får ut, men inte det teoretiska maximumet. Den snabbar upp reaktionen och kan gynna din reaktionsväg framför konkurrerande sidoreaktioner, vilket ger mer produkt och färre biprodukter. Den förskjuter inte jämviktsläget hos en reversibel reaktion och kan därför inte driva ett utbyte förbi den stökiometriska gränsen.
Vanligtvis genom att driva reaktionen längre och förlora mindre på vägen ut. Att tillsätta ett överskott av det billigare reagenset, förlänga reaktionstiden, kontrollera temperaturen och avlägsna en produkt för att förskjuta en jämvikt höjer alla omsättningen. Att minska antalet överföringar, tvätta med kallt lösningsmedel och torka till konstant vikt återvinner material som annars skulle kasseras.
12. Relaterade verktyg
Utbytesverktyg
Stökiometriverktyg
Reaktantverktyg
Lär dig