En química, el término "rendimiento" se refiere a la cantidad de un producto o productos que produce o "produce" una reacción química. Hay dos tipos de rendimientos: rendimientos teóricos y rendimientos reales. A medida que determina el rendimiento "real" de una reacción en función de la cantidad de producto que puede "aislar" de la cámara de reacción, algunos libros de texto de química se refieren a ella como el "rendimiento aislado". Compare este "rendimiento aislado" con su rendimiento teórico para calcular el "porcentaje de rendimiento": cuánto producto recibió en términos de cuánto esperaba obtener.
Equilibre su ecuación química asegurándose de que haya exactamente la misma cantidad de cada átomo en el lado izquierdo que en el derecho. Puede representar la descomposición de nitrato de cobre sólido, Cu (NO3) 2, en polvo de óxido de cobre, gas dióxido de nitrógeno y gas oxígeno, por ejemplo, utilizando la ecuación desequilibrada Cu (NO3) 2 -> CuO + NO2 + O2. Observe primero que hay dos nitrógenos en el lado izquierdo y solo uno en el derecho. Agregue un coeficiente "2" delante de "NO2" para solucionar este problema. Cuente los oxígenos de la izquierda, hay seis, y de la derecha, siete. Como solo puede usar coeficientes de números enteros, agregue el más pequeño (un "2") delante de Cu (NO3) 2. Agregue otro "2" delante de "CuO" para equilibrar los cobres y volver a contar los oxígenos; hay 12 en el lado izquierdo y 8 en el derecho. Teniendo en cuenta que ahora también hay cuatro nitrógenos, cambie el "2" en frente de su nitrógeno a un "4" - su ecuación ahora está balanceada, como 2Cu (NO3) 2 -> 2CuO + 4NO2 + O2.
Calcule los valores de la "masa molar" de sus reactivos y productos, teniendo en cuenta que no tendrá que preocuparse en absoluto por los gases para el propósito de las reacciones de rendimiento porcentual. Entonces, para la reacción de ejemplo, solo necesitará calcular las masas molares de nitrato de cobre y óxido de cobre. Utilice su tabla periódica para determinar los pesos moleculares de Cu (NO3) 2 y CuO en amu: 187,56 amu y 79,55 amu, respectivamente. Sus correspondientes masas molares son 187,56 gramos y 79,55 gramos, respectivamente.
Determina con cuántos moles de reactivo estás comenzando. Para la reacción de ejemplo, imagina que tienes 250,04 gramos de nitrato de cobre. Convierta esta masa en moles de la siguiente manera: 250.04 g Cu (NO3) 2 x (1 mol Cu (NO3) 2 / 187.57 g Cu (NO3) 2) = 1.33 mol Cu (No3) 2.
Calcule cuántos gramos de producto prevé tener: su "rendimiento teórico". De su reacción balanceada, 2Cu (NO3) 2 -> 2CuO + 4NO2 + O2, observe que dos moles de cobre El nitrato debe producir dos moles de óxido de cobre; en otras palabras, debe terminar con la misma cantidad de moles de óxido de cobre que comenzó con los moles de nitrato de cobre, o 1,33. Convierta moles de óxido de cobre en gramos usando su masa molar de la siguiente manera: 1.33 mol CuO x (79.55 g CuO / 1 mol CuO) = 105.80 g CuO.
Realice su reacción y pese su producto en una balanza electrónica, luego use este valor para calcular el porcentaje de rendimiento. Por ejemplo, si sus 250.04 gramos de nitrato de cobre se descomponen en 63.41 gramos de óxido de cobre cuando calentado, su rendimiento porcentual fue de 63,41 g CuO / 105,80 g CuO - su rendimiento aislado sobre su rendimiento teórico - o 59.93%.
Referencias
- Wisc Online: Product Yields in Chemical Reactions (Rendimientos de productos en reacciones químicas)
Consejos
- Puede determinar el "peso molecular" de una sustancia sumando los pesos que da la tabla periódica para cada uno de sus átomos. Para calcular el peso de Cu (NO3) 2, por ejemplo, considere que este compuesto contiene un átomo de cobre, dos átomos de nitrógeno y seis átomos de oxígeno. Consulte su tabla periódica para determinar que el cobre tiene una masa atómica de 63,55 gramos, nitrógeno 14,01 gramos y oxígeno 16,00 gramos. Súmalos juntos - 63.55 + (2 x 14.01) + (6 x 16.00) - para determinar que Cu (NO3) 2 tiene una masa molecular de 187.57 amu.
- Tenga en cuenta que expresa la masa "molar": la cantidad de gramos de una sustancia en un "mol" de la sustancia contiene: se usa el mismo número que el peso molecular, solo se usan gramos en lugar de "masa atómica unidades "(uma).
Sobre el Autor
Robert Schrader es escritor, fotógrafo, viajero mundial y creador del galardonado blog Leave Your Daily Hell. Cuando no está viajando por el mundo, puede encontrarlo en la hermosa Austin, TX, donde vive con su pareja.
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