En tant que chimistes, si nous observons attentivement une réaction chimique, nous nous demandons si tous les réactifs se transforment en produits. Parfois, oui, cela se produit, mais parfois non, et il arrive même que tous les réactifs n'aient pas changé de quelque manière que ce soit. La manière dont nous pouvons analyser cela est un concept appelé rendement en pourcentage.
Le rendement en pourcentage nous permet d'étudier la quantité d'un produit qui devrait être produite et le commentaire sur la quantité de produit effectivement produite, et c'est ce que nous allons étudier dans ce résumé de cours.
- Nous verrons ce qu'est le rendement en pourcentage, les facteurs qui l'affectent et comment le calculer.
- Nous examinerons les réactifs limitants et comment trouver le réactif limitant dans une réaction chimique.
- Enfin, nous étudierons les erreurs en pourcentage et comment les minimiser.
Réaction chimique : Rendement d'une réaction
Nous pouvons nous faire une idée de la quantité de produit (ou rendement) que nous obtiendrons d'une réaction en utilisant la masse moléculaire des échantillons impliqués.
Prenons comme exemple la réaction chimique entre l'éthène et l'eau pour produire de l'éthanol. Présentons les masses moléculaires de l'éthène, de l'eau et de l'éthanol montrées ci-dessous.
Fig.1- Rendement en pourcentage
Qu'est-ce que le rendement ?
Tu peux observer dans l'équation équilibrée de l'image ci-dessus qu'une mole d'éthène réagit avec de l'eau pour produire une mole d'éthanol. Nous pouvons deviner que si nous faisons réagir \( 28 g \) d'éthène avec de l'eau, nous obtiendrons \( 46 g \) d'éthanol. Mais cette masse n'est que théorique.
Dans la pratique, la quantité réelle de produit que nous obtenons est inférieure à la quantité prévue en raison de l'inefficacité du processus de réaction.
Si nous réalisons une expérience avec exactement une mole d'éthène et un excès d'eau, la quantité de produit, l'éthanol, sera inférieure à une mole. Nous pouvons commenter l'efficacité d'une réaction en comparant la quantité de produit obtenue lors d'une expérience à la quantité théorique tirée de l'équation équilibrée. C'est ce que nous appelons le pourcentage de rendement.
Le pourcentage de rendement mesure l'efficacité d'une réaction chimique. Il nous commente la quantité de nos réactifs (en pourcentage) qui s'est transformée avec succès en un produit.
Facteurs affectant le rendement en pourcentage
Le processus de réaction est inefficace pour un certain nombre de raisons, dont certaines sont énumérées ci-dessous.
- Certains des réactifs ne se transforment pas en produit ;
- Certains réactifs se perdent dans l'air (s'il s'agit d'un gaz) ;
- Des produits non désirés sont produits dans des réactions secondaires ;
- La réaction atteint l'équilibre ;
- Les impuretés arrêtent la réaction.
Rendement : Formule
Le pourcentage de rendement est calculé à l'aide de la formule suivante :
$$ \text { Pourcentage de rendement} = \frac {\text{rendement réel}} {\text{rendement théorique}}\times100 $$
Le rendement réel est la quantité de produit que tu obtiens pratiquement lors d'une expérience. Il est rare d'obtenir un rendement de \( 100 \% \) dans une réaction en raison de l'inefficacité du processus de réaction.
Le rendement théorique (ou rendement prévu) est la quantité maximale de produit que tu peux obtenir à partir d'une réaction. C'est le rendement que tu obtiendrais si tous les réactifs de ton expérience se transformaient en produit.
Rendement : Calcul
Illustrons cela par un exemple.
Dans la réaction suivante, \( 34 g \) de méthane réagissent avec un excès d'oxygène pour produire \( 73 g \) de dioxyde de carbone. Trouve le pourcentage de rendement.
$$ CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O $$
\( 1 mol \) de méthane \( CH_4 \) produit \( 1 mol \) de dioxyde de carbone \( CO_2 \) $$ M_{CH_4}= 16g/mol $$\( 34g \) de méthane \( = 34 \div 16 = 2,125 mol \) puisque \( n = \frac {m}{M} \) D'après l'équation, pour chaque mole de \( CH_4 \) nous obtenons une mole de \( CO_2 \) , donc théoriquement, nous devrions également produire \( 2,125 mol \) de dioxyde de carbone.La masse moléculaire de \( CO_2 \) est de \( 44 g/mol \) :\( M_{(C)} = 12 \) \( M_{(O)} = 16 \) Donc \( M_{CO_2} = 12 + 2 \times 16 = 44 g/mol \) Rappelle-toi \( n= \frac {m}{M} \leftrightarrow m = \ {n} \times {M} \) En multipliant la masse moléculaire de \( CO_2 \) avec la quantité de matière, on peut obtenir le rendement théorique.$$ 44g \times 2,125 = 93,5g $$Le rendement théorique (maximal) est donc de \( 93,5 g \) de dioxyde de carbone \( CO_2 \) . $$ \text {Rendement réel} = 73g $$$$ \text {Rendement théorique} = 93,5g $$Rendement en pourcentage \( = (73 \div 93,5) \times 100 = 78,075 \% \) .Cela signifie que le rendement en pourcentage est de \(78,075 \% \) .Réactifs : réactif limitant
Il arrive que nous ne présentions pas assez d'un réactif pour former la quantité de produit dont nous avons besoin.
Imagine que tu prépares neuf cupcakes pour une fête, mais que onze invités se montrent. Tu aurais dû présenter plus de cupcakes ! Les cupcakes sont maintenant un facteur limitant.
Fig.2- Réactif limitant
De la même manière, si tu ne présentes pas assez d'un certain réactif pour une réaction chimique, la réaction s'arrêtera lorsque le réactif sera épuisé. Nous appelons ce réactif un réactif limitant.
Un réactif limitant est un réactif qui est entièrement utilisé dans une réaction chimique. Une fois que le réactif limitant est épuisé, la réaction s'arrête.
Un ou plusieurs réactifs peuvent être en excès. Ils ne sont pas tous utilisés dans une réaction chimique. Nous les appelons réactifs en excès.
Comment trouver le réactif limitant ?
Pour déterminer lequel des réactifs d'une réaction chimique est le réactif limitant, tu dois commencer par l'équation équilibrée de la réaction, puis calculer le rapport des réactifs en moles ou en fonction de leur masse.
Prenons un exemple pour trouver le réactif limitant dans une réaction chimique.
$$ C_2H_4 + Cl_2\rightarrow C_2H_4Cl_2$$
L'équation équilibrée montre qu'une mole d'éthène réagit avec une mole de chlore pour produire une mole de dichloroéthane. L'éthène et le chlore sont tous deux épuisés lorsque la réaction s'arrête.
$$ \begin{align} &C_2H_4 +Cl_2\rightarrow C_2H_4Cl_2\\ \text {début }\qquad &1mol\quad 1mol\\ \text{fin}\qquad &0 mol\quad 0mol\quad 1mol\end{align} $$
Que se passe-t-il si nous utilisons \( 1,5 mol \) de chlore ? Quelle quantité de réactifs reste-t-il ?
$$ \begin{align} &C_2H_4 \space +\space Cl_2\rightarrow \quad C_2H_4Cl_2\\ \text {début}\qquad &1mol\quad 1,5mol\\ \text{fin}\qquad &0 mol\quad 0,5mol\quad 1mol\end{align} $$
\( 1 mol \) d'éthène et \( 1 mol \) de chlore réagissent pour produire \( 1 mol \) de dichloroéthane. Il reste \( 0,5 mol \) de chlore. L'éthène est le réactif limitant dans ce cas, car il est entièrement utilisé à la fin de la réaction.
Tu peux aussi utiliser l'astuce qui consiste à diviser le nombre de moles de chaque réactif par son coefficient stœchiométrique pour déterminer quel est le réactif limitant. Le réactif dont le rapport molaire est le plus petit est limitant.
Pour l'exemple ci-dessus :
$$ C_2H_4 + Cl_2\rightarrow C_2H_4Cl_2 $$
Coefficient stœchiométrique de \( C_2H_4 = 1 \)
Nombre de moles \( = 1 \)
$$ 1 \div 1 = 1 $$
Coefficient stœchiométrique de \( Cl_2 = 1 \)
Nombre de moles \( = 1,5 \)
\( 1.5 \div 1 = 1,5 \)
\( 1 < 1,5 \) , donc, \( C_2H_4 \) est le réactif limitant.
Erreurs en pourcentage
Lorsque nous réalisons une expérience, nous utilisons différents appareils pour mesurer les choses. Par exemple, une balance ou un cylindre de mesure. Or, ces appareils ne sont pas tout à fait précis et présentent ce que l'on appelle un pourcentage d'erreur. Comment faire ?
1. Nous devons d'abord trouver la marge d'erreur de l'appareil et nous pouvons alors observer combien de fois, nous avons utilisé l'appareil pour une seule mesure ;
2. Nous pouvons alors observer la quantité d'une substance que nous avons mesurée ;
3. Enfin, nous utilisons ces chiffres et les introduisons dans l'équation suivante : \( \frac { erreur \space maximale}{valeur \space mesurée} \times 100 \) .
1. Une burette présente une marge d'erreur de \( 0,05cm^3 \) et lorsque nous utilisons cet appareil pour enregistrer une mesure, nous l'utilisons deux fois. Nous faisons donc \( 0,05 \times 2 = 0,10 \) , c'est la marge d'erreur.
2. Disons que nous avons présenté \( 5,00 cm^3 \) d'une solution. C'est la quantité de matière que nous avons mesurée.
3. Nous pouvons maintenant mettre les chiffres dans l'équation : $$ \frac {0,10}{5} \times 100 = 2 \% $$
Cela présente donc une erreur de \( 2 \% \) .
Comment minimiser le pourcentage d'erreur ?
Maintenant que nous connaissons la méthode de calcul du pourcentage d'erreur, voyons comment le réduire.
- Augmenter la quantité mesurée : la marge d'erreur d'un appareil est fixée, de sorte que le seul facteur que nous pouvons modifier est la quantité mesurée. Par conséquent, si nous l'augmentons, le pourcentage d'erreur sera plus faible ;
- Utiliser un appareil avec des divisions plus petites : si un appareil a des divisions plus petites, il est moins susceptible de présenter une erreur marginale plus importante.
Rendement chimie - Points clés
- Facteurs affectant le rendement en pourcentage : les réactifs ne se transforment pas en produit, certains réactifs se perdent dans l'air, des produits indésirables sont produits lors de réactions secondaires, la réaction atteint l'équilibre et les impuretés interrompent la réaction.
- Le rendement en pourcentage mesure l'efficacité d'une réaction chimique.
- Il commente la proportion de nos réactifs (en termes de pourcentage) qui sont transformés avec succès en un produit.
- La formule du rendement en pourcentage est : \( \text { Pourcentage de rendement} = \frac {\text{rendement réel}} {\text{rendement théorique}}\times100 \) .
- Le rendement théorique (ou rendement prévu) est la quantité maximale de produit que l'on peut obtenir à partir d'une réaction.
- Le rendement réel est la quantité de produit que l'on obtient pratiquement lors d'une expérience. Il est rare d'obtenir un rendement de \( 100 \% \) dans une réaction.
- Un réactif limitant est un réactif qui est entièrement utilisé à la fin d'une réaction chimique.
- Une fois que le réactif limitant est épuisé, la réaction s'arrête.
- Un ou plusieurs réactifs peuvent être en excès. Ils ne sont pas tous utilisés dans une réaction chimique. Nous les appelons réactifs en excès.
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