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En chimie, ce qu'on appelle le rendement théorique est la quantité maximale d’un produit qui nait d’une réaction chimique. En fait, rares sont les réactions chimiques à avoir un rendement de 100 %. Lors d'une expérience, on obtient toujours moins de quantités de produits qu'escomptées sur le papier : c'est ce qu'on appelle le rendement réel. L'efficacité d'une réaction chimique s'exprime par le pourcentage de rendement, lequel s'obtient en divisant le rendement réel par le rendement théorique , le tout multiplié par 100. Ainsi, une réaction chimique qui aurait un rendement de 90 % signifierait qu'elle est efficace à 90 % et que 10 % des éléments mis en jeu n'ont pas réagi.
Étapes
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Partez d'une équation équilibrée . En chimie, une équation bilan rend compte d'une réaction chimique avec des réactifs de départ (à gauche) et des produits créés (à droite). Dans certains exercices, on vous donnera l'équation équilibrée, dans d'autres, il faudra l'équilibrer. Comme rien ne se crée ni ne disparait lors d'une réaction chimique, vous devez avoir autant d'atomes de chaque élément dans les deux parties de l'équation [1] X Source de recherche .
- Prenons l'exemple d'une réaction entre de l'oxygène et du glucose : elle donne du dioxyde de carbone et de l'oxygène. Dans l'équation
→
on a de chaque côté : 6 atomes de carbone (C), 12 d'hydrogène (H) et 18 d'oxygène (O), l'équation est équilibrée. - Jetez un coup d'œil à cet article pour savoir comment on équilibre une équation bilan.
- Prenons l'exemple d'une réaction entre de l'oxygène et du glucose : elle donne du dioxyde de carbone et de l'oxygène. Dans l'équation
→
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Calculez la masse molaire de chaque réactif . Recherchez la masse molaire de chacun des atomes du composé, puis additionnez-les afin de trouver la masse molaire de ce composé. Il s'agit de trouver la masse d'une seule molécule.
- Ainsi, une molécule d'oxygène ( ) contient deux atomes d'oxygène.
- La masse molaire de l'oxygène est d'environ 16 g/mol. Si vous avez besoin d'une valeur plus précise, utilisez le tableau périodique des éléments.
- 2 atomes d'oxygène x 16 g/mol par atome = 32 g/mol de .
- L'autre réactif, le glucose (de formule ) a une masse molaire de : (6 atomes C x 12 g/mol) + (12 atomes H x 1 g/mol) + (6 atomes O x 16 g/mol) = 180 g/mol
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Convertissez la masse de chaque réactif en moles. Il est temps de se pencher sur l'expérience qui a été choisie. Inscrivez la masse, en grammes, de chacun des réactifs mis en jeu. Pour convertir la masse en moles, il faut diviser la masse de chaque réactif par sa masse molaire [2] X Source de recherche .
- Partons d'une réaction faite avec 40 grammes d'oxygène et 25 grammes de glucose.
- On a donc 40 g / (32 g/mol) = 1,25 mole d'oxygène.
- On a aussi 25 g / (180 g/mol) ≈ 0,139 mole de glucose.
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Calculez le rapport molaire de votre réaction. En chimie, on préfère utiliser les moles plutôt que les molécules (1 mole ≈ 6 x 10 23 molécules). Vous avez le nombre de moles de chacun des réactifs. Divisez le nombre de moles d'un des réactifs par celui de l'autre réactif pour connaitre leur rapport.
- Votre expérience mettait en jeu 1,25 mole d'oxygène et 0,139 mole de glucose. Le rapport molaire de l'oxygène au glucose est de : 1,25 / 0,139 = 9,0. Cela signifie que neuf molécules d'oxygène se combinent avec une molécule de glucose.
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Calculez le rapport molaire idéal de votre réaction. Reprenez votre équation (équilibrée) de départ. Cette dernière vous donne le rapport molaire idéal de la réaction. Cela signifie qu'avec un tel rapport les deux réactifs auront disparu en même temps et que la réaction s'arrêtera.
- La partie gauche de l'équation se présente comme suit : . Les coefficients nous indiquent qu'il faut 6 molécules d'oxygène pour 1 molécule de glucose. Le rapport idéal pour cette réaction est donc de 6,0 (6/1).
- Assurez-vous que vous calculez bien le même rapport molaire. Il ne s'agirait pas, dans note exemple, de calculer d'un côté le rapport oxygène/glucose et de l'autre le rapport glucose/oxygène : vous ne pourriez pas les comparer par la suite.
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Comparez les rapports pour déterminer le réactif limitant. Dans une réaction chimique, il y a toujours un réactif qui disparait totalement en premier, ce qui entraine l'arrêt de la réaction chimique, et donc la durée de cette dernière : c'est le réactif limitant. Comparez ces deux rapports, celui trouvé et l'idéal, pour savoir quel réactif limitant [3] X Source de recherche .
- Si le rapport constaté est supérieur au rapport idéal, alors vous pourrez affirmer que vous avez mis trop du réactif placé en numérateur : ce sera donc l'autre réactif, celui en dénominateur, qui est le réactif limitant.
- Si le rapport constaté est inférieur au rapport idéal, alors vous pourrez affirmer que vous n'avez pas mis assez du réactif placé en numérateur : c'est lui le réactif limitant.
- Dans notre exemple, on a calculé un rapport oxygène/glucose de 9.0 supérieur au rapport idéal qui est de 6,0 : vous pouvez en conclure que c'est le glucose qui est le réactif limitant.
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Repérez le produit qui vous intéresse. La partie droite de l'équation bilan donne à voir la liste des produits créés lors de la réaction chimique. Chacun d'entre eux a un rendement théorique, c'est-à-dire la quantité de produit qu'on obtiendrait si la réaction se déroulait dans des conditions parfaites.
- Reprenons notre exemple. On a l'équation suivante : → . À droite de l'équation, vous avez deux produits : du dioxyde de carbone et de l'eau. Calculez le rendement du dioxyde de carbone ( ).
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Inscrivez le nombre de moles de votre réactif limitant. Le rendement théorique d'une expérience est la quantité de produit créée dans des conditions parfaites. Pour le calculer, vous devez travailler avec le nombre de moles du réactif limitant. Nous avons plus haut comment on obtenait le nombre de moles du réactif limitant.
- Précédemment, vous avez montré que c'était le glucose qui était le réactif limitant. Vous avez également trouvé que vous aviez débuté avec 0,139 mole de glucose.
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Trouvez le rapport entre votre produit et le réactif limitant. Revenez à votre équation de départ et divisez le nombre de molécules du produit qui vous intéresse par le nombre de molécules de votre réactif limitant.
- Votre équation équilibrée était la suivante : → . On admet que le produit qui vous intéresse est le dioxyde de carbone ( ) : il y en a 6 molécules. À gauche, vous avez 1 molécule de réactif limitant , le glucose ( ).
- Le rapport dioxyde de carbone/glucose est donc de : 6/1 = 6. Dit autrement, lors de l'expérience que vous avez réalisée, vous avez obtenu 6 molécules de dioxyde de carbone à partir d'une molécule de glucose.
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Multipliez ce rapport par le nombre de moles du réactif. Le résultat sera, en moles, le rendement théorique du produit que vous avez choisi.
- Vous avez débuté avec 0,139 mole de glucose et vous savez que le rapport dioxyde de carbone/glucose est de 6. Le rendement théorique du dioxyde de carbone est donc de : (0,139 mole de glucose) x (6 moles de dioxyde de carbone / 1 mole de glucose) = 0,834 mole de dioxyde de carbone.
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Convertissez votre résultat en grammes. Multipliez votre résultat (en moles) par la masse molaire de ce composé et vous aurez votre rendement théorique en grammes. Comme il y a pesée, le gramme est une unité bien plus pratique que la mole.
- Ainsi, la masse molaire du CO 2 est d'environ 44 g/mol, celle du carbone, de 12 g/mol, celle de l'oxygène, de 16 g/mol, ce qui donne : 12 + 16 + 16 = 44 g/mol
- Calculez le produit suivant : 0,834 mole x 44 g/mol ≈ 36,7 g. Le rendement théorique de votre expérience est donc de 36,7 g de CO 2 .
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Comprenez bien ce qu'est un pourcentage de rendement. Le rendement théorique renvoie à l'idée que tout s'est déroulé parfaitement durant la réaction chimique, ce qui n'arrive jamais. Il y a toujours des impuretés, des problèmes de conversion lors d'une réaction chimique. C'est la raison pour laquelle les chimistes utilisent trois critères de rendement différents :
- le rendement théorique qui représente la quantité maximale de produit qu'on peut obtenir dans l'absolu,
- le rendement réel qui représente la quantité réellement obtenue lors de l'expérience,
- le pourcentage de rendement ( ). Un pourcentage de rendement de 50 % signifierait que vous n'avez obtenu que la moitié de la quantité attendue.
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Inscrivez le rendement réel de l'expérience. Si vous avez réalisé vous-même la réaction, vous aurez également purifié le produit qui vous intéressait et l'aurez pesé. S'il s'agit d'un exercice ou d'un problème scolaire, cette information vous sera forcément donnée.
- Admettons que vous ayez obtenu 29 grammes de dioxyde de carbone (CO 2 ).
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Divisez ce rendement réel par le rendement théorique. Les deux rendements devront être dans la même unité (en général, en grammes). Ce que vous obtiendrez sera une valeur sans unité, puisque vous divisez des grammes par des grammes.
- Le rendement réel est donc 29 grammes, alors que le rendement théorique est de 36,7 g. Calculez :
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Multipliez par 100 pour avoir un pourcentage. Ce résultat est votre pourcentage de rendement.
- On fait : 0,79 x 100 = 79, ce qui donne un pourcentage de rendement de l'expérience de 79 %. Votre réaction, dans les conditions qui étaient les siennes, n'a donné que 79 % de la quantité maximale de dioxyde de carbone.
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Conseils
- Certains arrivent à confondre le pourcentage de rendement (la quantité de produit obtenue rapportée à la quantité maximale possible) et le pourcentage d'erreur (écart entre la valeur expérimentale et la valeur théorique). Si la formule de calcul du pourcentage de rendement est, rappelons-le, la suivante : , la formule du pourcentage d'erreur est la suivante :
- Voyez si vous n'avez pas un rendement aberrant. Si votre rendement réel s'écarte de beaucoup du rendement théorique, il y a de grandes chances pour qu'il y ait eu une erreur de formule, de calcul ou de manipulation. Si cette dernière a été faite correctement, vérifiez tous vos calculs et en particulier les unités.
- Si vous obtenez un pourcentage de rendement supérieur à 100 % et si vous ne vous êtes pas trompé, c'est que des substances sont venues contaminer votre produit. En cas, purifiez ce dernier en le séchant et en le filtrant. Cela fait, refaites votre pesée et vos calculs.
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Références
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