În majoritatea reacțiilor chimice efectuate în practică în industrii și laboratoare, cantitatea de produs obținută este mai mică decât cantitatea teoretic așteptată. Aceasta înseamnă că randamentul reacției nu este egal cu 100%, deoarece masa totală a reactanților nu a fost complet transformată în produse.
Acest lucru se poate întâmpla din cauza mai multor factori, a se vedea cel mai frecvent:
- Pot apărea reacții paralele la cea pe care o dorim și, ca urmare, se consumă o parte din unul sau ambii reactanți, formând produse nedorite;
- Reacția poate fi incompletă, deoarece este reversibilă; astfel, o parte din produsul format este din nou transformat în reactanți;
- În timpul reacției pot apărea pierderi de produse, cum ar fi atunci când utilizați aparate de calitate slabă sau din cauza unei erori a operatorului.
Astfel, este în mod expres important să cunoaștem venituri reale sau randamentul reacției acest lucru poate fi de așteptat în condițiile în care se efectuează reacția. Randamentul reacției este a
procentul teoretic așteptat. Pentru a face acest lucru, trebuie să urmăm cei trei pași enumerați mai jos:
Vedeți câteva exemple despre modul în care se efectuează acest tip de calcul:
Primul exemplu: 2 g hidrogen gazos (H2) cu 16 g oxigen gazos (O2), producând 14,4 g de apă (H2O). Calculați randamentul efectiv al acestei reacții. (Date: Mase molare: H2 = 2 g / mol; O2 = 32 g / mol; H2O = 18 g / mol).
Pasul 1:
Trebuie să scriem reacția chimică echilibrat pentru a ști care este randamentul teoretic al acestei reacții:
2 ore2 + 1 O2 → 2 H2O
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 g
4g 32g 36g
Teoretic, 4 g de H2 a reacționat cu 32 g de O2, producând 36 g de H2O. Folosind valorile date în exercițiu, facem o regulă simplă de trei și găsim randamentul teoretic. Acest lucru se va face în pasul următor.
Pasul 2:
Este important să verificați dacă vreunul dintre reactanți limitează reacția, deoarece dacă se termină, reacția se va opri, indiferent de cât de mult aveți în continuare de celălalt reactant. Pentru a afla acest lucru, trebuie doar să determinați cantitatea de produs care ar fi formată separat de fiecare dintre reactivi:
- La H2: - La O2:
4 g de H2 36 g de H232 g de H2 36 g de H2O
2 g de H2 x 16 g de H2 X
x = 2 g. 36 g = 18 g de apă x = 16 g. 36 g = 18 g de apă
4g 32g
Deoarece a dat aceeași cantitate de apă produsă amândurora, reacționează proporțional și nu există nici un exces de reactiv, nici un reactiv limitativ.
Pasul 3:
Acum, legați doar randamentul teoretic (18 g de apă) cu randamentul efectiv obținut în reacție, care a fost dat în enunț (14 g de apă):
Randament teoretic 100%
venit real x
x = Venit real. 100%
Randament teoretic
18 g de apă 100%
14,4 g de apă x
x = 14,4g. 100%
18g
x = 80%
Randamentul acestei reacții a fost egal cu 80%.
Dar dacă am ști care este randamentul procentual și am dori să aflăm cantitatea de masă a produsului obținută în reacție? Următorul exemplu tratează acest lucru:
Al 2-lea exemplu: Într-o reacție de producere a amoniacului (NH)3), 360 g hidrogen gazos (H2) și o cantitate suficientă de azot gazos (N2), generând un randament de 20%. Care a fost masa de amoniac obținută? (Date: Mase molare: H2 = 2 g / mol; N2 = 28 g / mol; NH3 = 17 g / mol).
Pasul 1:
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1. 28 g 3. 2 g 2. 17 g
28g 6g 34g
Să luăm ca referință doar hidrogenul gazos, a cărui masă utilizată în reacție a fost dată în exercițiu:
Pasul 2:
Din moment ce enunțul a spus că a fost folosit „O cantitate suficientă de azot gazos (N2)”, știm deja că nu există un exces de reactiv.
Să luăm ca referință doar hidrogenul gazos, a cărui masă utilizată în reacție a fost dată în exercițiu:
6 g de H2 34 g NH3
360 g de H2 X
x = 360 g. 34 g = 2040 g NH3
6 g
Pasul 3:
Randament teoretic 100%
x Randament procentual
2040 g NH3 100%
x g de NH3 20%
x = 2040 g. 20%
100%
x = 408 g NH3
Reacția a 360g de hidrogen gazos cu un randament de 20% oferă 408g de amoniac gazos.
De Jennifer Fogaça
Absolvent în chimie
Sursă: Școala din Brazilia - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm
