PERFORMANCE THÉORIQUE: EN QUOI ELLE CONSISTE ET EXEMPLES - CHIMIE - 2024

Le rendement théorique d'une réaction chimique est la quantité maximale qui peut être obtenue à partir d'un produit en supposant la transformation complète des réactifs. Lorsque pour des raisons cinétiques, thermodynamiques ou expérimentales l'un des réactifs réagit partiellement, le rendement résultant est inférieur à la théorie.

Ce concept permet de comparer l'écart entre les réactions chimiques écrites sur papier (équations chimiques) et la réalité. Certains peuvent sembler très simples, mais expérimentalement complexes et à faible rendement; tandis que d'autres peuvent être étendus mais simples et performants lorsqu'ils sont exécutés.

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Toutes les réactions chimiques et quantités de réactifs ont un rendement théorique. Grâce à cela, un degré d'efficacité des variables de processus et des résultats peut être établi; plus le rendement est élevé (et plus le temps est court), meilleures sont les conditions choisies pour la réaction.

Ainsi, pour une réaction donnée, une plage de températures, une vitesse d'agitation, un temps, etc. peuvent être choisis et une performance optimale peut être réalisée. Le but de ces efforts est de rapprocher le rendement théorique du rendement réel.

Quel est le rendement théorique?

Le rendement théorique est la quantité de produit obtenu à partir d'une réaction supposant une conversion de 100%; c'est-à-dire que tout le réactif limitant doit être consommé.

Ainsi, chaque synthèse devrait idéalement donner un rendement expérimental ou réel égal à 100%. Bien que cela ne se produise pas, il y a des réactions avec des rendements élevés (> 90%)

Il est exprimé en pourcentages, et pour le calculer, vous devez d'abord recourir à l'équation chimique de la réaction. A partir de la stoechiométrie, on détermine pour une certaine quantité de réactif limitant la quantité de produit d'origine. Après cela, la quantité de produit obtenue (rendement réel) est comparée à celle de la valeur théorique déterminée:

Rendement% = (Rendement réel / Rendement théorique) ∙ 100%

Ce pourcentage de rendement permet d'estimer l'efficacité de la réaction dans les conditions sélectionnées. Leurs valeurs varient considérablement selon le type de réaction. Par exemple, pour certaines réactions, un rendement de 50% (la moitié du rendement théorique) peut être considéré comme une réaction réussie.

Mais quelles sont les unités d'une telle performance? La masse des réactifs, c'est-à-dire leur nombre de grammes ou de moles. Par conséquent, pour déterminer le rendement d'une réaction, les grammes ou moles qui peuvent théoriquement être obtenus doivent être connus.

Ce qui précède peut être clarifié avec un exemple simple.

Exemples

Exemple 1

Considérez la réaction chimique suivante:

A + B => C

1gA + 3gB => 4gC

L'équation chimique a seulement 1 coefficients stoechiométriques pour les espèces A, B et C. Comme ce sont des espèces hypothétiques, leurs masses moléculaires ou atomiques sont inconnues, mais le rapport de masse dans lequel elles réagissent est disponible; c'est-à-dire que pour chaque gramme de A, 3 g de B réagissent pour donner 4 g de C (conservation de la masse).

Par conséquent, le rendement théorique de cette réaction est de 4 g de C lorsque 1 g de A réagit avec 3 g de B.

Quel serait le rendement théorique si nous avions 9g de A? Pour le calculer, utilisez simplement le facteur de conversion qui relie A et C:

(9 g A) ∙ (4 g C / 1 g A) = 36 g C

Notez que maintenant le rendement théorique est de 36 g C au lieu de 4 g C, car il y a plus de réactif A.

Deux méthodes: deux retours

Pour la réaction ci-dessus, il existe deux méthodes pour produire du C. En supposant que les deux commencent avec 9 g de A, chacun a son propre rendement réel. La méthode classique permet d'obtenir 23 g de C en 1 heure; en utilisant la méthode moderne, 29 g de C peuvent être obtenus en une demi-heure.

Quel est le pourcentage de rendement pour chacune des méthodes? Sachant que le rendement théorique est de 36 g de C, la formule générale est appliquée:

% de rendement (méthode classique) = (23g C / 36g C) ∙ 100%

63,8%

% de rendement (méthode moderne) = (29g C / 36g C) ∙ 100%

80,5%

Logiquement, la méthode moderne en originant plus de grammes de C à partir des 9 grammes de A (plus les 27 grammes de B) a un rendement de 80,5%, supérieur au rendement de 63,8% de la méthode classique.

Laquelle des deux méthodes choisir? À première vue, la méthode moderne semble plus viable que la méthode classique; Cependant, l'aspect économique et les éventuels impacts environnementaux de chacun entrent en jeu dans la décision.

Exemple 2

Considérez une réaction exothermique et prometteuse comme source d'énergie:

H ₂ + O ₂ => H ₂ O

Notez que comme dans l'exemple précédent, les coefficients stoechiométriques de H ₂ et O ₂ sont 1. Si vous avez 70 g de H ₂ mélangé à 150 g d'O ₂, quel sera le rendement théorique de la réaction? Quel est le rendement si l' on obtient 10 et 90 g d'H ₂ O?

Ici, on ne sait pas combien de grammes d'H ₂ ou O ₂ réagissent; par conséquent, les grains de beauté de chaque espèce doivent être déterminés cette fois:

Moles de H ₂ = (70g) ∙ (mol H ₂ / 2g)

35 grains de beauté

Moles d'O ₂ = (150g) ∙ (mol O ₂ / 32g)

4,69 moles

Le réactif limitant est l'oxygène, car 1 mole de H ₂ réagit avec 1 mole d'O ₂; et comme il y a 4,69 moles d'O ₂, alors 4,69 moles de H ₂ réagiront. De même, les moles de H ₂ O formées seront égales à 4,69. Par conséquent, le rendement théorique est de 4,69 moles soit 84,42 g de H ₂ O (multipliant les moles par la masse moléculaire de l'eau).

Manque d'oxygène et excès d'impuretés

Si 10 g de H ₂ O sont produits, le rendement sera:

% de rendement = (10 g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ∙ 100%

11,84%

Ce qui est faible car un énorme volume d'hydrogène a été mélangé avec très peu d'oxygène.

Et si, en revanche, 90g H ₂ O sont produits, le rendement sera désormais:

% de rendement = (90 g H ₂ O / 84,42 g H ₂ O) ∙ 100%

106,60%

Aucune performance ne peut être supérieure à la théorie, donc tout ce qui dépasse 100% est une anomalie. Cependant, cela peut être dû aux causes suivantes:

-Le produit a accumulé d'autres produits provoqués par des réactions secondaires ou secondaires.

-Le produit a été contaminé pendant ou à la fin de la réaction.

Pour le cas de la réaction dans cet exemple, la première cause est peu probable, car il n'y a pas d'autre produit que l'eau. La deuxième cause, si 90 g d'eau étaient effectivement obtenus dans de telles conditions, indique qu'il y a eu une entrée d'autres composés gazeux (tels que CO ₂ et N ₂) qui ont été mal pesés avec l'eau.

Références

1. Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE, p 97.
2. Helmenstine, Todd. (2018, 15 février). Comment calculer le rendement théorique d'une réaction chimique. Récupéré de: thinkco.com
3. Chieh C. (13 juin 2017). Rendements théoriques et réels. Chimie LibreTexts. Récupéré de: chem.libretexts.org
4. Khan Academy. (2018). Limitation des réactifs et pourcentage de rendement. Récupéré de: khanacademy.org
5. Chimie d'introduction. (sf). Rendements. Récupéré de: saylordotorg.github.io
6. Cours d'introduction à la chimie générale. (sf). Limitation du réactif et des performances. Université de Valladolid. Récupéré de: eis.uva.es