Hvordan beregne prosentvis avkastning

Prosentutbyttet er den faktiske mengden av reaksjonsprodukt oppnådd fra en reaksjon sammenlignet med den teoretiske maksimale mengden som kan oppnås. En støkiometri-beregning viser hvor mye av hvert reaksjonsprodukt som kan oppnås i en bestemt reaksjon, gitt mengdene av hver reaktant som brukes. Hvis det gis for lite av en reaktant i begynnelsen av reaksjonen, vil det faktiske utbyttet gå ned og noen reaktanter kan være igjen. Flere andre faktorer kan også redusere prosentavkastningen.

TL; DR (for lang; Leste ikke)

Prosentutbyttet er gitt av det faktiske utbyttet av et bestemt reaksjonsprodukt delt på det maksimale teoretiske utbyttet, begge i gram, multiplisert med 100. Vanligvis er prosentutbyttet mindre enn 100 prosent på grunn av unøyaktigheter i målingene, reaksjonen løper ikke til fullføring eller en begrenset tilgjengelighet av en av reaktantene.

En støkiometri-beregning kan bestemme det teoretiske utbyttet for en bestemt reaksjon. Reaksjonsligningen balanseres først, og deretter uttrykkes reaktantene og reaksjonsproduktene i mol av hvert stoff. En gram-per-mol-konvertering gir vektene.

For eksempel reagerer hydrogengass og oksygengass for å danne vann. Den ubalanserte ligningen er H₂ + O₂ = H₂O, med ligningen som viser at hydrogen- og oksygengassene eksisterer som to-atommolekyler. Ligningen er ubalansert fordi det bare er ett oksygenatom til høyre og to til venstre. Den tilsvarende balanserte ligningen er 2H₂ + O₂ = 2H₂O.

Å uttrykke den balanserte ligningen i mol betyr at to mol hydrogengass og en mol oksygengass reagerer og danner to mol vann. Omregning til gram ved bruk av gram atomvekter fra et periodisk system av elementene gir følgende vekter: ett mol hydrogengass: 2 g, ett mol oksygengass: 32 g og ett mol vann: 18 g. I følge ligningen i gram reagerer 4 gram hydrogen med 32 gram oksygen for å danne 36 gram vann, som er det teoretiske utbyttet av denne reaksjonen.

I virkelige reaksjoner er det faktiske utbyttet vanligvis lavere enn det teoretiske utbyttet. Vekten til reaktantene er kanskje ikke nøyaktig balansert, slik at reaksjonsproduktene er mindre. Reaksjonen bruker kanskje ikke hele en av reaktantene, fordi noen som gass går tapt i luften. Noen ganger har reaktantene urenheter som får reaksjonen til å stoppe, og noen ganger kommer reaksjonsproduktet i veien for en fullstendig reaksjon. Av alle disse grunnene produseres mindre produkt enn det teoretiske maksimumet.

Når den faktiske vekten av reaksjonsproduktet er mindre enn den teoretiske verdien, kan resultatet uttrykkes i prosent. Den faktiske vekten delt på den teoretiske vekten multiplisert med 100 gir prosentutbyttet av reaksjonen.

I reaksjonen av hydrogen og oksygen var den teoretiske vekten av reaksjonsproduktet for 4 gram hydrogen og 32 gram oksygen 36 gram vann. Men i en reell reaksjon, hvis 4 gram hydrogen brenner i luft, kan mengden vann som produseres bare være 27 gram. Å dele den faktiske verdien på 27 gram med den teoretiske verdien på 36 gram og multiplisere med 100 gir 75 prosent, prosentutbyttet for denne reaksjonen.