Cómo calcular el rendimiento porcentual en química

Dentro del ámbito de la química, el rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que puede crear una reacción química . En realidad, la mayoría de las reacciones no tienen una eficacia perfecta. Al realizar el experimento, obtendrás una cantidad menor, lo que se denomina rendimiento real . Si quieres expresar la eficacia de una reacción, puedes calcular el rendimiento porcentual mediante la siguiente fórmula: % de rendimiento = (rendimiento real/rendimiento teórico) x 100 . Un rendimiento porcentual del 90 % significa que la reacción tuvo un 90 % de eficacia, mientras que un 10 % de los materiales se desperdiciaron (no lograron una reacción o no se recuperó su producto).

Parte 1

Parte 1 de 3:

Hallar el reactivo limitante

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1
Comienza con una ecuación química balanceada . Una ecuación química describe una reacción química de los reactivos (en el lado izquierdo) con la finalidad de formar productos (en el lado derecho). En algunos problemas, ya tendrás esta ecuación, mientras que en otros deberás escribirla por tu cuenta. Debido a que los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química, cada elemento debe tener la misma cantidad de átomos en el lado derecho e izquierdo. ^{[1]
X
Fuente de investigación}
- Por ejemplo, el oxígeno y la glucosa pueden reaccionar para formar dióxido de carbono y oxígeno: $6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ → $6CO_{2}+6H_{2}O$
  Cada lado posee exactamente 6 átomos de carbono (C), 12 átomos de hidrógeno (H) y 18 átomos de oxígeno (O). De esta manera, la ecuación queda balanceada.
- Si quieres saber cómo balancear una ecuación, lee este artículo .
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2
Calcula la masa molar de cada reactivo . Determina la masa molar de todos los átomos dentro el compuesto y luego súmalos para hallar la masa molar del mismo. Realiza este procedimiento para hallar una sola molécula de dicho compuesto .
- Por ejemplo, una molécula de oxígeno ( $O_{2}$ ) contiene dos átomos de oxígeno.
- La masa molar del oxígeno es de aproximadamente 16 g/mol (puedes encontrar un valor más preciso en una tabla periódica ).
- 2 átomos de oxígeno x 16 g/mol por átomo = 32 g/mol de $O_{2}$ .
- La glucosa ( $C_{6}H_{{12}}O_{6}$ ), el otro reactivo, tiene una masa molar de (6 átomos C x 12 g de C/mol) + (12 átomos de H x 1 g H/mol) + (6 átomos de O x 16 g O/mol) = 180 g/mol.
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3
Convierte la cantidad de cada reactivo de gramos a moles . Ahora es momento de enfocarnos en el experimento específico que debemos estudiar. Anota las cantidades de cada reactivo en gramos y divide dicho valor entre la masa molar del compuesto con la finalidad de convertir la cantidad a moles. ^{[2]
X
Fuente de investigación}
- Por ejemplo, supongamos que comenzaste con 40 gramos de oxígeno y 25 gramos de glucosa.
- 40 g de $O_{2}$ / (32 g/mol) = 1,25 moles de oxígeno.
- 25 g de $C_{6}H_{{12}}O_{6}$ / (180 g/mol) = aproximadamente 0,139 moles de glucosa.
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4
Calcula la proporción de las reacciones. Recuerda que un mol es solo un número grande que los químicos emplean para “contar” las moléculas. Ahora ya sabes con cuántas moléculas de cada reactivo comenzaste. Divide los moles de un reactivo entre los moles del otro para hallar la proporción de las dos moléculas.
- En el ejemplo anterior, comenzamos con 1,25 moles de oxígeno y 0,139 moles de glucosa. La proporción entre las moléculas de oxígeno y las de glucosa es de 1,25 / 0,139 = 9,0. Esto significa que comenzaste con 9 moléculas de oxígeno por cada molécula de glucosa.
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5
Halla la proporción ideal para la reacción. Retoma la ecuación balanceada que escribiste anteriormente, la cual te indicará la proporción ideal de moléculas. Al utilizar dicha proporción, ambos reactivos se consumirán al mismo tiempo.
- El lado izquierdo de la ecuación es $6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ . Los coeficientes te indican que hay 6 moléculas de oxígeno y 1 de glucosa. La proporción ideal para esta reacción es 6 de oxígeno / 1 de glucosa = 6,0.
- Asegúrate de colocar los reactivos en el mismo orden en que lo hiciste para la otra proporción. Por ejemplo, si empleas la proporción de oxígeno/glucosa en un lado y glucosa/oxígeno en el otro, obtendrás un resultado incorrecto.
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6
Compara las proporciones para hallar el reactivo limitante. En una reacción química, uno de los reactivos se consume antes que los demás. Este reactivo limitante determina la duración de la reacción química. Por lo tanto, compara ambas proporciones que calculaste con la finalidad de identificar el reactivo limitante: ^{[3]
X
Fuente de investigación}
- Si la proporción real es mayor que la proporción ideal, significa que tienes una mayor cantidad de la necesaria del reactivo ubicado en el numerador de la fracción. El reactivo ubicado en el denominador de la fracción viene a ser el reactivo limitante.
- Si la proporción real es menor que la proporción ideal, significa que el reactivo ubicado en el numerador de la fracción es insuficiente, por lo que viene a ser el reactivo limitante.
- Utilizando el ejemplo anterior, la proporción real del oxígeno y glucosa (9,0) es mayor que la proporción ideal (6,0). En conclusión, el reactivo ubicado en el denominador, la glucosa, debe ser el reactivo limitante.
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Parte 2

Parte 2 de 3:

Calcular el rendimiento teórico

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1
Identifica el producto deseado. El lado derecho de una ecuación química muestra una lista de los productos creados mediante una reacción química. Cada producto posee un rendimiento teórico, es decir, la cantidad de producto que esperarías obtener si la reacción fuera totalmente eficaz.
- Retomando el ejemplo anterior, es necesario analizar la siguiente reacción: $6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ → $6CO_{2}+6H_{2}O$ . En el lado derecho de la ecuación, se muestran dos productos, dióxido de carbono y agua. Ahora debemos calcular el rendimiento del dióxido de carbono ( $CO_{2}$ ).
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2
Escribe el número de moles del reactivo limitante. El rendimiento teórico de un experimento es la cantidad de producto creado en condiciones perfectas. Para calcular este valor, debes comenzar con el número de moles del reactivo limitante (este proceso se detalla anteriormente en las instrucciones para hallar el reactivo limitante).
- En el ejemplo anterior, descubriste que la glucosa era el reactivo limitante y también calculaste que comenzaste con 0,139 moles de glucosa.
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3
Halla la proporción de moléculas en el producto y el reactivo. Para ello, retoma la ecuación balanceada. Luego, divide el número de moléculas del producto deseado entre el número de moléculas del reactivo limitante.
- La ecuación balanceada es la siguiente: $6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ → $6CO_{2}+6H_{2}O$ . Hay 6 moléculas del producto deseado, el dióxido de carbono ( $CO_{2}$ ), y 1 molécula del reactivo limitante, la glucosa ( $C_{6}H_{{12}}O_{6}$ ).
- La proporción de dióxido de carbono y glucosa es de 6/1 = 6. En otras palabras, esta reacción puede producir 6 moléculas de dióxido de carbono por cada molécula de glucosa.
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4
Multiplica la proporción por la cantidad en moles del reactivo. El resultado será el rendimiento teórico del producto deseado expresado en moles.
- La cantidad inicial de glucosa era 0,139 moles, mientras que la proporción de dióxido de carbono y glucosa es de 6. El rendimiento teórico del dióxido de carbono es (0,139 moles de glucosa) x (6 moles de dióxido de carbono / 1 mol de glucosa) = 0,834 moles de dióxido de carbono.
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5
Convierte el resultado obtenido a gramos. Multiplica el resultado en moles por la masa molar de dicho compuesto para hallar el rendimiento teórico en gramos. En la mayoría de los experimentos, es mejor utilizar el gramo.
- Por ejemplo, la masa molar de CO ₂ es de aproximadamente 44 g/mol (la masa molar del carbono es de aproximadamente 12 g/mol y del oxígeno, aproximadamente 16 g/mol, de modo que la cantidad total es 12 + 16 + 16 = 44).
- Multiplica 0,834 moles de CO ₂ x 44 g/mol CO ₂ para obtener como resultado aproximadamente 36,7 gramos. Por consiguiente, el rendimiento teórico del experimento es de 36,7 gramos de CO ₂ .
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Parte 3

Parte 3 de 3:

Calcular el rendimiento porcentual

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1
Comprende a la perfección el significado de rendimiento porcentual. El rendimiento teórico que calculaste asume que toda la ecuación se dio en condiciones perfectas, lo que nunca sucede en un experimento real, pues los contaminantes y otros problemas imprevisibles pueden hacer que algunos de los reactivos no logren convertirse en el producto. Esta es la razón por la que algunos químicos emplean tres conceptos distintos para referirse al rendimiento:
- El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que el experimento pudo generar.
- El rendimiento real es la cantidad real que creaste, medida directamente con base en una escala.
- La fórmula del rendimiento porcentual es la siguiente ${\frac {\text{Rendimiento real}}{\text{Rendimiento teórico}}}\times 100\%$
  Por ejemplo, un rendimiento porcentual del 50 % indica que, al finalizar una reacción química, obtienes como máximo el 50 % de la cantidad esperada.
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2
Escribe el rendimiento real del experimento. Si realizaste el experimento por tu cuenta, reúne el producto purificado a partir de la reacción y pésalo en una báscula para calcular su masa. En cambio, si se trata de un ejercicio o tarea, ya debes tener la información del rendimiento real.
- Supongamos que la reacción real es de 29 gramos de CO ₂ .
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3
Divide el rendimiento real entre el rendimiento teórico. Asegúrate de emplear la misma unidad para ambos valores (por lo general, gramos). El resultado será una proporción inferior a la unidad.
- El rendimiento real fue de 29 gramos, mientras que el rendimiento teórico fue de 36,7 gramos. Por consiguiente, si hacemos el cálculo, obtendremos el siguiente resultado: ${\frac {29g}{36,7g}}=0,79$ .
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4
Multiplica el resultado obtenido por 100 para convertirlo en porcentaje . La respuesta será el rendimiento porcentual.
- 0,79 x 100 = 79, de modo que el rendimiento porcentual del experimento es de 79 %. Esto significa que creaste un 79 % de la máxima cantidad posible de CO ₂ .
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Consejos

Algunos estudiantes confunden el término rendimiento porcentual (el resultado obtenido de la máxima cantidad posible) con el error porcentual (la diferencia que hay entre un resultado experimental del resultado esperado). La fórmula correcta para el rendimiento porcentual es ${\frac {\text{Rendimiento real}}{\text{Rendimiento teórico}}}\times 100$
Si por el contrario restas ambos rendimientos, estarás utilizando la fórmula para hallar el error porcentual.
Si obtienes resultados ampliamente diferentes, verifica las unidades. Si el rendimiento real difiere del rendimiento teórico por un orden de magnitud o más, probablemente empleaste las unidades incorrectas en algún punto del cálculo. Repite los procedimientos y lleva un registro de las unidades en cada paso de la ecuación.
Si el rendimiento porcentual es mayor al 100 % (y sabes a ciencia cierta de que los cálculos son correctos), significa que hay otras sustancias que han contaminado al producto. Por consiguiente, deberás purificarlo (por ejemplo, secándolo o filtrándolo) y pesarlo nuevamente.