Cum se calculează randamentul procentual în chimie

În chimie, randament teoretic

conținut

Paşi
Partea 1
Partea 2
Partea 3
Sfaturi

reprezintă cantitatea maximă de produs care poate fi obținută dintr-o reacție chimică. În realitate, majoritatea reacțiilor nu ating un grad de eficiență perfect. Atunci când se efectuează experimente în câmp, cantitatea de produs obținută dintr-o anumită reacție chimică este adesea inevitabil mai mică decât cea indicată de randamentul teoretic. În acest caz vorbim randamentul real. Pentru a exprima eficiența unei reacții chimice, randament procentual utilizând următoarea formulă: randament procentual = (randament efectiv / randament teoretic) x 100. Un randament procentual de 90% indică faptul că reacția în cauză a fost eficientă la 90% și că a existat o risipă de material egală cu 10% (care poate fi reprezentată de reactivul care nu a fost implicat în reacție sau din produsul final care nu a fost recuperată).

paşi

Partea 1

Localizați reactivul limitativ

Începeți cu o ecuație chimică echilibrată. O ecuație chimică descrie reactivii implicați într-o reacție (situată în membrul din stânga) care dau formă anumitor produse (enumerate în membrul din dreapta). În mediul școlar, unele probleme de chimie oferă deja o ecuație echilibrată de pornire, în timp ce altele necesită o identificare pe cont propriu. Întrucât, în timpul unei reacții, atomii nu sunt nici creați, nici distruși, fiecare element din ecuație ar trebui să aibă același număr de atomi atât în membrul stâng cât și în cel din dreapta.

De exemplu, oxigenul și glucoza, care reacționează, dau viață dioxidului de carbon și oxigenului. Iată ecuația care descrie reacția: ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$ → ${ displaystyle 6CO_ {2} + 6H_ {2} O}$
. Fiecare membru al ecuației are exact același număr de atomi pentru fiecare element: 6 atomi de carbon (C), 12 atomi de hidrogen (H) și 18 atomi de oxigen. Deci ecuația este echilibrată.
Consultați acest ghid dacă vi se cere să echilibrați o ecuație chimică și aveți îndoieli sau nu știți cum să o faceți.

Se calculează masa molară a fiecărui reactiv prezent în ecuație. Identifică masa molară a fiecărui atom al compusului examinat, apoi adaugă datele pentru a obține masa molară totală. Efectuați această operație pentru o singură moleculă din fiecare element prezent în compus.

De exemplu, o moleculă de oxigen (

{ displaystyle O_ {2}}

) este compus din doi atomi.

Masa molară a oxigenului este de aproximativ 16 g / mol (puteți găsi o valoare mult mai precisă consultând tabelul periodic al elementelor).

2 atomi de oxigen x 16 g / mol = 32 g / mol de

{ displaystyle O_ {2}}

Celălalt reactiv implicat este glucoza (

{ displaystyle C_ {6} H_ {12} O_ {6}}

), care are o masă molară de (6 atomi de carbon x 12 g / mol) + (12 atomi de hidrogen x 1 g / mol) + (6 atomi de oxigen x 16 g / mol) = 180 g / mol.

Convertiți masa fiecărui reactiv implicat în reacția chimică de la grame la cariere. În acest moment, vă puteți concentra asupra problemei specifice pe care trebuie să o studiați. Notați cantitatea exprimată în grame a fiecărui reactiv din ecuație. Se împarte valoarea obținută pentru masa molară a compusului pentru a obține cantitatea corespunzătoare exprimată în moli.

De exemplu, putem presupune că reactivul inițial este compus din 40 g de oxigen și 25 g de glucoză.

40 g de

{ displaystyle O_ {2}}

/ (32 g / mol) = 1,25 moli de oxigen.

25 g de

{ displaystyle C_ {6} H_ {12} O_ {6}}

/ (180 g / mol) = 0,139 mol de glucoză.

Calculează relația dintre reactivii implicați în reacție. Rețineți că molia este o unitate de măsură foarte mare, care în chimie este utilizată pentru a indica cantitatea unei substanțe date. În acest moment, știm exact câte molecule ale fiecărui reactant sunt compuse din materialul de pornire al reacției noastre. Se identifică relația dintre moleculele reactivului de reacție care divizează cantitatea exprimată în moli din primul cu aceeași valoare a celei de-a doua.

În exemplul nostru avem 1,25 moli de oxigen și 0,139 moli de glucoză. Raportul dintre moleculele de oxigen si de glucoza este, prin urmare, egal cu 1,25 / 0,139 = 9. Aceasta înseamnă că compusul inițial prezintă un raport de 9: 1 între oxigen și glucoză, adică are 9 molecule de oxigen pentru fiecare moleculă de glucoză.

Calculează raportul molecular ideal pentru reacția examinată. Uită-te la ecuația chimică echilibrată pe care ai scris-o în pașii anteriori. Aceste date arată relația moleculară ideală. Folosind proporția de reactivi indicată în ecuația de pornire, ambele cantități de elemente vor fi consumate în același timp.

Membrul din stânga al ecuației de pornire este

{ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}

. Coeficienții fiecărui termen indică faptul că există 6 molecule de oxigen și 1 glucoză. Deci, deducem că relația moleculară ideală a reacției este egală cu 6 molecule de oxigen / 1 moleculă de glucoză = 6.

Asigurați-vă că listați reactivii în aceeași ordine pe care ați folosit-o pentru a calcula raportul molecular anterior. În exemplul nostru, ca un prim pas am calculat proporția dintre oxigen și glucoză, deci acum trebuie să facem același lucru. Prin inversarea reactivilor în una din cele două calcule, vom obține un rezultat incorect în pasul următor.

Comparați cele două rapoarte moleculare calculate în etapele anterioare pentru a identifica ceea ce se numește "reactiv limitator" (sau "factor limitator"). În mod normal, într-o reacție chimică ireversibilă, unul dintre reactivii implicați este epuizat înaintea celorlalți. Acesta reprezintă reactivul limitator din care poate fi de asemenea obținută durata întregii reacții. Comparați cele două rapoarte moleculare calculate anterior pentru a identifica reactivul limitator:

Dacă relația moleculară reală este mai mult mare din raportul molecular ideal, înseamnă că reactivul prezent în numărătorul fracțiunii este mai mare decât cantitatea necesară. Reactivul din numitorul fracțiunii reprezintă, prin urmare, factorul limitativ.

Dacă relația moleculară reală este mai mult mic din raportul molecular ideal, înseamnă că cantitatea de reactiv prezentă în numărătorul fracțiunii este mai mică decât este necesară, prin urmare reprezintă factorul limitativ al reacției.

În exemplul nostru, relația moleculară reală dintre oxigen și glucoză (9) este mai mare decât cea ideală (6). Prin urmare, putem afirma că reactivul plasat în numitorul fracțiunii, glucoza, este factorul limitativ al reacției.

Partea 2

Calculați randamentul teoretic

Identificați produsul dorit. Membrul drept al ecuației chimice examinate prezintă lista produselor care rezultă din reacție. Fiecare produs are propriul randament teoretic, care reprezintă cantitatea de material care se așteaptă să fie obținută din reacție în cazul în care acesta din urmă este perfect eficient.

Continuând cu exemplul prezentat în secțiunea anterioară a articolului, analizăm reacția ${ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}$ → ${ displaystyle 6CO_ {2} + 6H_ {2} O}$ . Partea dreaptă a ecuației arată că reacția generează două produse: dioxid de carbon și apă. Calculați randamentul dioxidului de carbon: ${ displaystyle CO_ {2}}$ .

Rețineți numărul de moli în reactivul limitator. Randamentul teoretic al unei reacții chimice reprezintă cantitatea de produs care ar fi generată în condiții perfecte. Pentru a calcula această valoare, începem să luăm notă de cantitatea de reactiv limitativ exprimată în moli (procesul care urmează să fie urmat este descris în secțiunea anterioară a articolului).

În ecuația chimică luată ca exemplu, am constatat că reactivul limitativ este glucoza - în continuare am calculat cantitatea inițială, care este egală cu 0,139 mol.

Identificați proporția existentă între produsul și moleculele de reactiv. Pentru a face acest lucru, ia în considerare ecuația inițială echilibrată. Împărțiți numărul de molecule ale produsului dorit prin numărul de molecule ale reactivului limitativ.

Ecuația chimică echilibrată este

{ displaystyle 6O_ {2} + C_ {6} H_ {12} O_ {6}}

→

{ displaystyle 6CO_ {2} + 6H_ {2} O}

. Sunt prezenți 6 molecule de produs, dioxid de carbon (

{ displaystyle CO_ {2}}

) e 1 moleculă reactivă limită, glucoză (

{ displaystyle C_ {6} H_ {12} O_ {6}}

Raportul dintre dioxidul de carbon și glucoză este, prin urmare, egal cu 6/1 = 6. Cu alte cuvinte, reacția examinată poate produce 6 molecule de dioxid de carbon folosind o singură moleculă de glucoză.

Înmulțiți raportul nou calculat pentru cantitatea de reactiv limitator exprimată în mol. Rezultatul obținut este randamentul teoretic al produsului exprimat în mol.

Cantitatea de glucoză inițială este egală cu 0,139 mol și raportul dintre moleculele de dioxid de carbon și de glucoză este egal cu 6. Prin urmare, putem spune că randamentul teoretic al dioxidului de carbon în reacția avută în vedere va fi egală cu (0,139 glucoza mol) x (6 mol dioxid de carbon / 1 mol de glucoză) = 0,834 mol dioxid de carbon.

Convertiți rezultatul obținut în grame. Pentru a face acest lucru, se înmulțește cantitatea de produs exprimată în cariere pentru valoarea masei moleculare din compus. În acest fel veți obține randamentul teoretic al reacției studiate exprimat în grame. Aceasta este cea mai utilă unitate de măsură de utilizat în majoritatea experimentelor.

De exemplu, masa molară de dioxid de carbon, CO₂, este de aproximativ 44 g / mol (masa molară a cărbunelui este egală cu aproximativ 12 g / mol, în timp ce cea a oxigenului este de aproximativ 16 g / mol, deci totalul este egal cu 12 + 16 + 16 = 44) .

Se înmulțesc 0,834 moli de CO₂ pentru 44 g / mol (masa molară de CO₂) obținându-se aproximativ 36,7 g. În acest moment se poate afirma că randamentul teoretic al experimentului studiat este egal cu 36,7 g de dioxid de carbon (CO₂).

Partea 3

Calculați procentul returnat

Înțelegeți semnificația randamentului procentual. Randamentul teoretic al unei reacții chimice reprezintă cantitatea de produs care ar fi obținută în condiții perfecte. În realitate, acest rezultat nu apare niciodată din cauza contaminanților și a altor condiții imprevizibile care împiedică o parte din reactiv să se transforme complet în produsul dorit. Acesta este motivul pentru care chimistii folosesc 3 concepte diferite pentru a se referi la randamentul unei reactii chimice:

Randamentul teoretic este cantitatea maximă de produs care poate fi obținută dintr-o reacție chimică.
Randamentul real, pe de altă parte, este cantitatea reală de produs obținută prin măsurarea materialului obținut la sfârșitul reacției.
Randamentul procentual este egal cu ${ displaystyle { frac {ResaEffective} {ResaTeorica}} * 100 %}$ . De exemplu, un randament procentual de 50% indică faptul că la sfârșitul reacției chimice observate s-a obținut 50% din produsul indicat prin randamentul teoretic.

Luați notă de randamentul real al experimentului examinat. Dacă ați efectuat singur experimentul, luați produsul obținut la sfârșitul reacției, curățați-l dacă este necesar și cântăriți-l folosind o scală de precizie pentru a putea calcula masa. Dacă lucrați la o problemă teoretică care ți-a fost atribuită, de exemplu, ca o sarcină a profesorului tău de chimie, randamentul real ar trebui să fie informații deja cunoscute.

În cazul nostru, de exemplu, presupunem că randamentul efectiv al reacției este de 29 g de CO₂.

Împărțiți randamentul efectiv pentru cel teoretic. Asigurați-vă că utilizați aceeași unitate de măsură pentru a exprima ambele valori (de obicei se utilizează grame). Rezultatul trebuie să fie mai mic decât unitatea.

În exemplul nostru, randamentul real este egal cu 29 g, în timp ce randamentul teoretic este egal cu 36,7 g. Efectuând calculul indicat, obținem:

{ displaystyle { frac {29g} {36.7g}} = 0.79}

Înmulțiți rezultatul obținut cu 100 pentru ao transforma într-o formă procentuală. Răspunsul final reprezintă randamentul procentual al reacției.

0,79 x 100 = 79%, deci putem spune că experimentul studiat a avut un randament procentual de 79%. Cu alte cuvinte, 79% din cantitatea maximă de dioxid de carbon a fost obținută (CO₂) care ar putea fi produse de reacția în cauză.

Sfaturi

Unii studenți de chimie confundă randament procentual (cantitatea de produs care poate fi obținută efectiv din reacția chimică de test pe baza cantității de reactiv inițial) cu eroarea procentuală (deviația dintre rezultatele obținute experimental și cele așteptate). Formula corectă pentru calculul randamentului procentual al unei reacții este ${ displaystyle { frac {Resaeffective} {Resoreorica}} x100}$ . Dacă, în loc să le împărțim, valorile celor două randamente sunt scăzute, se obține procentul de eroare.
Dacă obțineți rezultate foarte diferite, verificați unitățile de măsură. Dacă randamentul real diferă de cel teoretic cu un ordin de mărime sau mai mare, înseamnă că ați folosit cel mai probabil unitățile greșite într-unul din etapele de calcule. Repetați procesul prin verificarea cu atenție a unităților de măsură din fiecare pas.
Dacă randamentul procentual obținut este mai mare de 100% (și sunteți sigur că calculele sunt corecte), înseamnă că produsul obținut a fost contaminat cu alte substanțe. Se purifică produsul obținut (de exemplu, se usucă sau se filtrează), apoi se cântărește din nou.

Distribuiți pe rețelele sociale:

înrudit