Rendement d'une réaction. Rendement d'une réaction chimique

Dans la plupart des réactions chimiques réalisées en pratique dans les industries et les laboratoires, la quantité de produit obtenu est inférieure à la quantité théoriquement attendue. Cela signifie que le rendement de la réaction n'est pas égal à 100 %, car la masse totale des réactifs n'a pas été complètement convertie en produits.

Cela peut se produire en raison de plusieurs facteurs, voir les plus courants :

• Des réactions parallèles à celle que nous voulons peuvent se produire et, avec cela, une partie d'un ou des deux réactifs est consommée, formant des produits indésirables ;
• La réaction peut être incomplète car réversible; ainsi, une partie du produit formé est à nouveau convertie en réactifs ;
• Des pertes de produit peuvent se produire pendant la réaction, par exemple lors de l'utilisation d'appareils de mauvaise qualité ou en raison d'une erreur de l'opérateur.

Ainsi, il est expressément important de connaître les revenu réel ou alors rendement de la réaction que l'on peut attendre dans les conditions dans lesquelles la réaction est effectuée. Le rendement de la réaction est un

pourcentage de théoriquement attendu. Pour ce faire, nous devons suivre les trois étapes énumérées ci-dessous :

Voir quelques exemples de la façon dont ce type de calcul est effectué :

1er exemple : 2 g d'hydrogène gazeux (H₂) avec 16 g d'oxygène gazeux (O₂), produisant 14,4 g d'eau (H₂O). Calculer le rendement réel de cette réaction. (Données: Masses molaires: H₂ = 2 g/mole; O₂ = 32 g/mole; H₂O = 18 g/mol).

1ère étape :

Nous devons écrire la réaction chimique équilibré pour savoir quel est le rendement théorique de cette réaction :

2 heures₂ + 1 O₂ → 2 heures₂O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 grammes
4g 32g 36g

Théoriquement, 4 g de H₂ réagi avec 32 g d'O_2, produisant 36 g de H₂O. En utilisant les valeurs données dans l'exercice, nous faisons une simple règle de trois et trouvons le rendement théorique. Cela sera fait à l'étape suivante.

2ème étape :

Il est important de vérifier si l'un des réactifs limite la réaction, car s'il s'épuise, la réaction s'arrêtera, quel que soit l'excès que vous avez encore de l'autre réactif. Pour le savoir, il suffit de déterminer la quantité de produit qui serait formée par chacun des réactifs séparément :

- Au H₂: - Au 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 grammes 36 grammes = 18 g d'eau x = 16 grammes 36 grammes = 18 g d'eau
4g 32g

Comme il a donné la même quantité d'eau produite aux deux, ils réagissent proportionnellement et il n'y a ni excès de réactif ni réactif limitant.

3ème étape :

Maintenant, rapportez simplement le rendement théorique (18 g d'eau) avec le rendement réel obtenu dans la réaction, qui a été donné dans l'énoncé (14 g d'eau):

Rendement théorique 100%
revenu réel x
x = Revenu réel. 100%
Rendement théorique

18 g d'eau 100%
14,4 g d'eau x
x = 14.4g. 100%
18g
x = 80%

Le rendement de cette réaction était égal à 80 %.

Mais que se passe-t-il si nous savons quel est le pourcentage de rendement et que nous voulions connaître la quantité de masse de produit obtenue dans la réaction? L'exemple suivant traite de ceci :

2e exemple : Dans une réaction de production d'ammoniac (NH)₃), 360 g d'hydrogène gazeux ont réagi (H₂) et une quantité suffisante d'azote gazeux (N₂), générant un rendement de 20 %. Quelle a été la masse d'ammoniac obtenue? (Données: Masses molaires: H₂ = 2 g/mole; N₂ = 28g/mole; NH₃ = 17 g/mol).

1ère étape :

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

Prenons comme référence uniquement l'hydrogène gazeux, dont la masse utilisée dans la réaction a été donnée dans l'exercice :

2ème étape :

Depuis l'énoncé dit qu'il a été utilisé « une quantité suffisante d'azote gazeux (N₂)”, nous savons déjà qu'il n'y a pas de réactif en excès.

Prenons comme référence uniquement l'hydrogène gazeux, dont la masse utilisée dans la réaction a été donnée dans l'exercice :

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

3ème étape :

Rendement théorique 100%
x Rendement en pourcentage
2040 g de NH₃ 100%
x g de NH₃ 20%
x = 2040 grammes. 20%
100%
x = 408 g de NH₃

La réaction de 360 ​​g d'hydrogène gazeux avec un rendement de 20 % fournit 408 g d'ammoniac gazeux.

Par Jennifer Fogaça
Diplômé en Chimie

La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm