Comment calculer le rendement théorique?

Utilisez-le pour calculer le rendement théorique — Découvrez lequel des réactifs est le réactif "limitant" et utilisez-le pour calculer le rendement théorique.

Le rendement théorique est un terme utilisé en chimie pour décrire la quantité maximale de produit que vous vous attendez à ce qu'une réaction chimique puisse créer. Vous devez commencer par une équation chimique équilibrée et définir le réactif limitant. Lorsque vous mesurez la quantité de ce réactif que vous utiliserez, vous pouvez calculer la quantité de produit. C'est le rendement théorique de l'équation. Dans une véritable expérience, vous risquez d'en perdre du fait de l'inefficacité de l'expérience elle-même.

Partie 1 sur 2: trouver le réactif limitant

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Commencez par une équation chimique équilibrée. Une équation chimique est comme une recette. Il montre les réactifs (sur le côté gauche) réagissant pour former des produits (sur le côté droit). Une équation correctement équilibrée montrera le même nombre d'atomes entrant dans l'équation en tant que réactifs que vous en avez sorti sous forme de produits.
- Par exemple, considérons l'équation simple $H_{2}+o_{2}$ → $H_{2}o$ . Il y a deux atomes d'hydrogène à gauche et à droite. Mais il y a deux atomes d'oxygène entrant en tant que réactif et un seul atome dans le produit à droite.
- Pour équilibrer, doublez le produit, pour obtenir $H_{2}+o_{2}$ → $2h_{2}o$ .
- Vérifiez le solde. Ce changement a corrigé l'oxygène, qui a maintenant deux atomes des deux côtés. Mais vous avez maintenant deux atomes d'hydrogène à gauche et quatre atomes d'hydrogène à droite.
- Doubler l'hydrogène dans le réactif. Cela ajustera l'équation à $2h_{2}+o_{2}$ → $2h_{2}o$ . Ce changement a maintenant 4 atomes d'hydrogène des deux côtés, et deux atomes d'oxygène. L'équation est équilibrée.
- Comme exemple plus compliqué, l'oxygène et le glucose peuvent réagir pour former du dioxyde de carbone et de l'eau: $6o_{2}+c_{6}h_{{12}}o_{6}$ → $6co_{2}+6h_{2}o$
  Dans cette équation, chaque côté a exactement 6 atomes de carbone (C), 12 atomes d'hydrogène (H) et 18 atomes d'oxygène (O). L'équation est équilibrée.
- Lisez ce guide si vous souhaitez revoir plus en détail les équations chimiques d'équilibrage.
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Calculer la masse molaire de chaque réactif. En utilisant le tableau périodique ou une autre référence, recherchez la masse molaire de chaque atome dans chaque composé. Ajoutez-les ensemble pour trouver la masse molaire de chaque composé de réactif. Faites cela pour une seule molécule du composé. Considérons à nouveau l'équation de conversion de l'oxygène et du glucose en dioxyde de carbone et en eau: 6O2+C6H12O6{\displaystyle 6O_{2}+C_{6}H_{12}O_{6}} $6o_{2}+c_{6}h_{{12}}o_{6}$ → 6CO2+6H2O{\displaystyle 6CO_{2} +6H_{2}O} $6co_{2}+6h_{2}o$
- Pour cet exemple, une molécule d'oxygène ( $O_{2}$ ) contient deux atomes d'oxygène.
- La masse molaire d'un atome d'oxygène est d'environ 16 g/mol. Si nécessaire, vous pouvez trouver des valeurs plus précises.)
- 2 atomes d'oxygène x 16 g/mol par atome = 32 g/mol d' $O_{2}$ .
- L'autre réactif, le glucose ( $C_{6}h_{{12}}o_{6}$ ) a une masse molaire de (6 atomes C x 12 g C/mol) + (12 atomes H x 1 g H/ mol) + (6 atomes O x 16 g O/mol) = 180 g/mol.
- Pour revoir cette étape plus en détail, vous pouvez consulter Calculer la masse molaire.
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Convertissez la quantité de chaque réactif de grammes en moles. Pour une expérience réelle, vous connaîtrez la masse en grammes de chaque réactif que vous utilisez. Divisez cette valeur par la masse molaire de ce composé pour convertir la quantité en moles.
- Par exemple, supposons que vous commenciez avec 40 grammes d'oxygène et 25 grammes de glucose.
- 40 g $O_{2}$ / (32 g/mol) = 1,25 mole d'oxygène.
- 25g $C_{6}h_{{12}}o_{6}$ / (180 g/mol) = environ 0,139 mole de glucose.
Si 68,5 kg de CO réagissent avec 8,60 kg de H2(g), comment calculer le rendement théorique en méthanol, CH3OH(l)?
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Déterminer le rapport molaire des réactifs. Une taupe est un outil utilisé en chimie pour compter les molécules, en fonction de leur masse. En déterminant le nombre de moles d'oxygène et de glucose, vous savez avec combien de molécules de chacun vous commencez. Pour trouver le rapport entre les deux, divisez le nombre de moles d'un réactif par le nombre de moles de l'autre.
- Dans cet exemple, vous commencez avec 1,25 mole d'oxygène et 0,139 mole de glucose. Ainsi, le rapport des molécules d'oxygène aux molécules de glucose est de 1,25 / 0,139 = 9,0. Ce rapport signifie que vous avez 9 fois plus de molécules d'oxygène que de glucose.
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Trouvez le rapport idéal pour la réaction. Regardez l'équation équilibrée de la réaction. Les coefficients devant chaque molécule vous indiquent le rapport des molécules dont vous avez besoin pour que la réaction se produise. Si vous utilisez exactement le rapport donné par la formule, les deux réactifs doivent être utilisés de manière égale.
- Pour cette réaction, les réactifs sont donnés sous la forme $6o_{2}+c_{6}h_{{12}}o_{6}$ . Les coefficients indiquent que vous avez besoin de 6 molécules d'oxygène pour chaque molécule de glucose. Le rapport idéal pour cette réaction est 6 oxygène / 1 glucose = 6,0.
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Comparez les rapports pour trouver le réactif limitant. Dans la plupart des réactions chimiques, l'un des réactifs sera épuisé avant les autres. Celui qui s'épuise en premier est appelé le réactif limitant. Ce réactif limitant détermine combien de temps la réaction chimique peut avoir lieu et le rendement théorique auquel vous pouvez vous attendre. Comparez les deux ratios que vous avez calculés pour identifier le réactif limitant:
- Dans cet exemple, vous commencez avec 9 fois plus d'oxygène que de glucose, mesuré en nombre de moles. La formule vous dit que votre ratio idéal est 6 fois plus d'oxygène que de glucose. Par conséquent, vous avez plus d'oxygène que nécessaire. Ainsi, l'autre réactif, le glucose dans ce cas, est le réactif limitant.

Partie 2 sur 2: détermination du rendement théorique

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Examinez la réaction pour trouver le produit souhaité. Le côté droit d'une équation chimique montre les produits créés par la réaction. Les coefficients de chaque produit, si la réaction est équilibrée, vous indiquent la quantité à attendre, en rapports moléculaires. Chaque produit a un rendement théorique, c'est-à-dire la quantité de produit que l'on s'attendrait à obtenir si la réaction est parfaitement efficace.
- En continuant l'exemple ci-dessus, vous analysez la réaction $6o_{2}+c_{6}h_{{12}}o_{6}$ → $6co_{2}+6h_{2}o$ . Les deux produits illustrés à droite sont le dioxyde de carbone et l'eau.
- Vous pouvez commencer par l'un ou l'autre des produits pour calculer le rendement théorique. Dans certains cas, vous pouvez être concerné uniquement par un produit ou l'autre. Si c'est le cas, c'est par celui-ci que vous commenceriez.
Le rendement théorique en dioxyde de carbone est (0,139 moles de glucose) x (6 moles de dioxyde de carbone / mole de glucose) = 0,834 moles de dioxyde de carbone.
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Notez le nombre de moles de votre réactif limitant. Vous devez toujours comparer les moles de réactif aux moles de produit. Si vous essayez de comparer la masse de chacun, vous n'obtiendrez pas les bons résultats.
- Dans l'exemple ci-dessus, le glucose est le réactif limitant. Les calculs de masse molaire ont révélé que les 25 g initiaux de glucose sont égaux à 0,139 mole de glucose.
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Comparez le rapport des molécules dans le produit et le réactif. Revenez à l'équation équilibrée. Divisez le nombre de molécules de votre produit souhaité par le nombre de molécules de votre réactif limitant.
- L'équation équilibrée pour cet exemple est $6o_{2}+c_{6}h_{{12}}o_{6}$ → $6co_{2}+6h_{2}o$ . Cette équation vous indique que vous attendez 6 molécules du produit souhaité, le dioxyde de carbone ( $Co_{2}$ ), par rapport à 1 molécule de glucose ( $C_{6}h_{{12}}o_{6}$ ).
- Le rapport du dioxyde de carbone au glucose est de 6 = 6. En d'autres termes, cette réaction peut produire 6 molécules de dioxyde de carbone à partir d'une molécule de glucose.
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Multipliez le rapport par la quantité de réactif limitant en moles. La réponse est le rendement théorique, en moles, du produit recherché.
- Dans cet exemple, les 25g de glucose équivalent à 0,139 mole de glucose. Le rapport du dioxyde de carbone au glucose est de 6:1. Vous vous attendez à créer six fois plus de moles de dioxyde de carbone que de glucose pour commencer.
- Le rendement théorique en dioxyde de carbone est (0,139 moles de glucose) x (6 moles de dioxyde de carbone / mole de glucose) = 0,834 moles de dioxyde de carbone.
Pour calculer le rendement théorique, commencez par trouver le réactif limitant dans l'équation, qui est le réactif qui s'épuise en premier lorsque la réaction chimique a lieu.
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Convertissez le résultat en grammes. C'est l'inverse de votre étape précédente de calcul du nombre de moles ou de réactif. Lorsque vous connaîtrez le nombre de moles que vous attendez, vous multiplierez par la masse molaire du produit pour trouver le rendement théorique en grammes.
- Dans cet exemple, la masse molaire du CO ₂ est d'environ 44 g/mol. (La masse molaire du carbone est d'environ 12 g/mol et celle de l'oxygène d'environ 16 g/mol, le total est donc de 12 + 16 + 16 = 44.)
- Multipliez 0,834 moles de CO ₂ x 44 g/mol de CO ₂ = ~36,7 grammes. Le rendement théorique de l'expérience est de 36,7 grammes de CO ₂.
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Répétez le calcul pour l'autre produit si vous le souhaitez. Dans de nombreuses expériences, il se peut que vous ne soyez concerné que par le rendement d'un seul produit. Si vous souhaitez trouver le rendement théorique des deux produits, répétez simplement le processus.
- Dans cet exemple, le deuxième produit est l'eau, $H_{2}o$ . Selon l'équation équilibrée, vous vous attendez à ce que 6 molécules d'eau proviennent de 1 molécule de glucose. Il s'agit d'un rapport de 6:1. Par conséquent, en commençant par 0,139 mole de glucose, il devrait en résulter 0,834 mole d'eau.
- Multipliez le nombre de moles d'eau par la masse molaire d'eau. La masse molaire est de 2 + 16 = 18 g/mol. En multipliant par le produit, cela donne 0,834 moles H ₂ O x 18 g/mol H ₂ O = ~15 grammes. Le rendement théorique en eau pour cette expérience est de 15 grammes.

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Partie 1 sur 2: trouver le réactif limitant

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