En química, el término "rendimiento" se refiere a la cantidad de un producto o productos que produce una reacción química o "cede". 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 lo llaman "rendimiento aislado". Compare este "rendimiento aislado" con su rendimiento teórico para calcular el "rendimiento porcentual": la cantidad de producto que recibió en términos de cuánto esperaba obtener.
Equilibre su ecuación química asegurándose de que hay exactamente el la misma cantidad de cada átomo en el lado izquierdo están a la derecha. Puede representar la descomposición del nitrato de cobre sólido, Cu (NO3) 2, en polvo de óxido de cobre, gas de dióxido de nitrógeno y oxígeno, por ejemplo, utilizando la ecuación desequilibrada Cu (NO3) 2 - > CuO + NO2 + O2. Note primero que hay dos nitrógenos en el lado izquierdo y solo uno en el derecho. Agregue un coeficiente "2" al frente de "NO2" para arreglar esto. Cuente los oxígenos a la izquierda (hay seis) y a la derecha, hay siete. Como solo puede usar coeficientes de números enteros, agregue el más pequeño (un "2") delante de Cu (NO3) 2. Agregue otro "2" al frente 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, cambia el "2" en frente de tu nitrógeno a un "4": tu ecuación ahora está equilibrada, como 2Cu (NO3) 2 - > 2CuO + 4NO2 + O2.
Calcule los valores de "masa molar" de sus reactivos y productos, teniendo en cuenta que no tendrá que preocuparse por los gases en absoluto con el propósito del porcentaje de reacciones de rendimiento. Para la reacción de ejemplo, entonces, solo necesitará calcular las masas molares de nitrato de cobre y óxido de cobre. Use su tabla periódica para determinar pesos moleculares para Cu (NO3) 2 y CuO en amu - 187.56 amu y 79.55 amu, respectivamente. Sus masas molares correspondientes son 187.56 gramos y 79.55 gramos, respectivamente.
Determine con cuántos moles de reactante está empezando. Para la reacción de ejemplo, imagine que tiene 250.04 gramos de nitrato de cobre. Convierta esta masa a 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 cómo muchos gramos de producto que anticipa tener: su "rendimiento teórico". De su reacción equilibrada, 2Cu (NO3) 2 - > 2CuO + 4NO2 + O2, observe que dos moles de nitrato de cobre deben producir dos moles de óxido de cobre; en otras palabras, debe terminar con la misma cantidad de moles de óxido de cobre que cuando comenzó con moles de nitrato de cobre, o 1.33 . Convierte 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 un equilibrio electrónico, luego usa este valor para calcular el rendimiento porcentual. Por ejemplo, si sus 250.04 gramos de nitrato de cobre se descomponen en 63.41 gramos de óxido de cobre cuando se calienta, su rendimiento porcentual fue de 63.41 g CuO /105.80 g CuO - su rendimiento aislado sobre su rendimiento teórico - o 59.93%.
< h4> Consejo
Puedes determinar el "peso molecular" de una sustancia sumando los pesos que la tabla periódica proporciona 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. Sume estos 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 usted expresa "molar" "masa": la cantidad de gramos de una sustancia que contiene una "mola" de la sustancia, utilizando el mismo número que el peso molecular, utilizando solo gramos en lugar de "unidades de masa atómica" (amu).
