Rendimiento de una reacción. Rendimiento de una reacción química

En la mayoría de las reacciones químicas que se llevan a cabo en la práctica en industrias y laboratorios, la cantidad de producto obtenido es menor que la cantidad teóricamente esperada. Esto significa que el rendimiento de la reacción no es igual al 100%, ya que la masa total de reactivos no se ha convertido completamente en productos.

Esto puede suceder debido a varios factores, vea los más comunes:

• Pueden ocurrir reacciones paralelas a la que queremos y, como resultado, una parte de uno o ambos reactivos se consume, formando productos indeseables;
• La reacción puede ser incompleta porque es reversible; por tanto, parte del producto formado se convierte de nuevo en reactivos;
• Pueden ocurrir pérdidas de producto durante la reacción, como cuando se usan aparatos de mala calidad o debido a un error del operador.

Por tanto, es de suma importancia conocer el ingreso real o rendimiento de la reacción que se puede esperar en las condiciones en las que se lleva a cabo la reacción. El rendimiento de la reacción es un

porcentaje de teóricamente esperado. Para hacer esto, debemos seguir los tres pasos que se enumeran a continuación:

Vea algunos ejemplos de cómo se realiza este tipo de cálculo:

1er Ejemplo: 2 g de hidrógeno gaseoso (H₂) con 16 g de oxígeno gaseoso (O₂), produciendo 14,4 g de agua (H₂O). Calcule el rendimiento real de esta reacción. (Datos: masas molares: H₂ = 2 g / mol; O₂ = 32 g / mol; H₂O = 18 g / mol).

1er paso:

Tenemos que escribir la reacción química. equilibrado para saber cuál es el rendimiento teórico de esta reacción:

2 horas₂ + 1 O₂ → 2 H₂O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 g
4g 32g 36g

Teóricamente, 4 g de H₂ reaccionó con 32 g de O_2, produciendo 36 g de H₂O. Usando los valores dados en el ejercicio, hacemos una simple regla de tres y encontramos el rendimiento teórico. Esto se hará en el siguiente paso.

2do paso:

Es importante comprobar si alguno de los reactivos está limitando la reacción, porque si se agota, la reacción se detendrá, independientemente de cuánto exceso tenga todavía del otro reactivo. Para saber esto, basta con determinar la cantidad de producto que formaría cada uno de los reactivos por separado:

- A la H₂: - A la O₂:
4 g de H₂ 36 g de H_2­32 g de H₂ 36 g de H_2­O
2 g de H₂ x 16 g de H₂ X

x = 2 g. 36 g = 18 g de agua x = 16 g. 36 g = 18 g de agua
4g 32g

Como les dio la misma cantidad de agua producida a ambos, reaccionan proporcionalmente y no hay reactivo en exceso ni reactivo limitante.

3er paso:

Ahora, simplemente relacione el rendimiento teórico (18 g de agua) con el rendimiento real obtenido en la reacción, que se dio en el enunciado (14 g de agua):

Rendimiento teórico 100%
ingreso real x
x = Ingresos reales. 100%
Rendimiento teórico

18 g de agua 100%
14,4 g de agua x
x = 14,4 g. 100%
18g
x = 80%

El rendimiento de esta reacción fue igual al 80%.

Pero, ¿y si supiéramos cuál es el porcentaje de rendimiento y quisiéramos averiguar la cantidad de masa de producto obtenida en la reacción? El siguiente ejemplo trata de esto:

2do Ejemplo: En una reacción de producción de amoníaco (NH)₃), 360 g de hidrógeno gaseoso (H₂) y una cantidad suficiente de nitrógeno gaseoso (N₂), generando un rendimiento del 20%. ¿Cuál fue la masa de amoniaco obtenida? (Datos: masas molares: H₂ = 2 g / mol; norte₂ = 28 g / mol; NUEVA HAMPSHIRE₃ = 17 g / mol).

1er paso:

1 N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1. 28 g 3. 2 g 2. 17 g
28 g 6 g 34 g

Tomemos como referencia solo el gas hidrógeno, cuya masa utilizada en la reacción se dio en el ejercicio:

2do paso:

Dado que el enunciado dijo que se usó "Una cantidad suficiente de nitrógeno gaseoso (N₂)”, ya sabemos que no hay exceso de reactivo.

Tomemos como referencia solo el gas hidrógeno, cuya masa utilizada en la reacción se dio en el ejercicio:

6 g de H₂ 34 g de NH₃
360 g de H₂ X
x = 360 g. 34 g = 2040 g de NH₃
6 g

3er paso:

Rendimiento teórico 100%
x Rendimiento porcentual
2040 g de NH₃ 100%
x g de NH₃ 20%
x = 2040 g. 20%
100%
x = 408 g de NH₃

La reacción de 360 ​​g de hidrógeno gaseoso con un rendimiento del 20% proporciona 408 g de amoníaco gaseoso.

Por Jennifer Fogaça
Licenciada en Química

Fuente: Escuela Brasil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm