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Esempio 1

Calcola la resa percentuale della reazione di combustione del metano (CH ) con l’ossigeno biatomico

4

(O ), sapendo che 100 g di metano producono 200 g di diossido di carbonio (CO ).

2 2

Iniziamo scrivendo la reazione di combustione del metano:

+ → +

Bilanciamo l’idrogeno dell’acqua e quindi anche l’ossigeno:

+2 → +2 ( )

I coefficienti di reazione ci dicono che mole di metano reagisce con moli di ossigeno

1 2

( ) ( )e ( ).

Per produrre mole di moli di acqua

1 2

Riportiamo la Massa Molare (MM) del metano e del diossido:

)= 16,042

MM( )= 44,01

MM(

Quante moli di metano hanno reagito?

( ) = = 6,2 !

n(CH )=

4 ( ) , /

Essendo il rapporto tra i due composti di 1:1, la resa teorica produrrebbe un ugual numero di moli

, quindi la quantità massima producibile è:

di %

( ) ) )

= "( ∙ MM( = 6,2 ! ∙ 44,01 = 273%

!

*

( = ∙ 100 = ∙ 100 = 73,3%

+

Ed ora possiamo calcolare la resa percentuale: ) * -.

,

Esempio 2

+ 5 → 3 +4 .

Considera l’equazione chimica bilanciata. Calcolare la massima

. 0 in eccesso e 1,718 moli di ?

quantità di acqua producibile per reazione fra . 0

Il primo reagente, il propano ( ), è in eccesso, questo significa che la sua quantità è tale da

. 0

garantire il rapporto stechiometrico con l’ossigeno. Le moli di quest’ultimo sono invece assegnate,

e dalla stechiometria di reazione, il rapporto con le moli di acqua è di 5:4. Utilizziamo il rapporto per

calcolare le moli producibili di acqua:

)

):

5: 4 = "( 5: 4 = 1,718: 4

"( ovvero, da cui

4

4 = ∙ 1,718 = 1,374 !

5

Calcoliamo ora i grammi di acqua producibili: %

= " ∙ 55 = 1,374 ! ∙ 18,016 6 7 = 24,75%

!

Esempio 3

489: + 3 ! → 489 ! + 3 ! : ! :

Nella reazione chimica la resa teorica di è stata

. .

calcolata in 1,86 mol. Se la resa in percentuale (R ) della reazione è del 77,2%, quanti grammi di

P

! : si ottengono realmente?

È nota sia la resa teorica che quella percentuale, basta applicare la formula inversa per determinare

la resa effettiva: ( ( ∙ (

; ) <

( = ∙ 100 → ( =

) ;

( 100

<

77,2 ∙ 1,86

( = = 1,44 !

; 100

! : è 170,92 g/mol. Ora i grammi prodotti:

La massa molare del composto %

= " ∙ 55 = 1,44 ! ∙ 170,92 6 7 = 246%

!

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Resa percentuale, resa effettiva e resa teorica Pag. 1
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Sintesi

La resa percentuale di una reazione chimica

La maggior parte delle reazioni chimiche non procede fino all'esaurimento di tutti i reagenti, si parla in questo caso di reazioni incomplete. Altre volte, invece, i reagenti possono subire contemporaneamente trasformazioni diverse. Quando, per esempio, la miscela benzina-aria brucia nel motore degli autoveicoli, le molecole di idrocarburi (composti del carbonio e dell’idrogeno) che la costituiscono dovrebbero trasformarsi esclusivamente in

[math]\big(CO_{2} \big)[/math]
e
[math]\big(H_{2}O \big)[/math]
. In realtà, avviene anche una reazione secondaria che produce monossido di carbonio (CO) anziché diossido di carbonio
[math]\big(CO_{2} \big)[/math]
. In entrambi i casi si ottiene una quantità di prodotto inferiore a quella prevista teoricamente. Diciamo, allora, che la resa effettiva
[math]\big(R_{E} \big)[/math]
della trasformazione è inferiore alla resa teorica
[math]\big(R_{T} \big)[/math]
.

Diamo allora le definizioni:

La resa teorica

[math]\big(R_{T} \big)[/math]
di un prodotto è la quantità massima di quel prodotto che può essere ottenuta da una certa massa di reagente in base alla stechiometria della reazione.

La resa effettiva

[math]\big(R_{E} \big)[/math]
è la quantità di prodotto che si ottiene al termine di una reazione.

La resa percentuale

[math]\big(R_{P} \big)[/math]
di un prodotto è il rapporto, espresso in forma percentuale, tra la quantità di prodotto effettivamente ottenuta (resa effettiva) e quella massima ottenibile (resa teorica).

Ricordiamo allora la formula:

[math]R_{P} = \frac{R_{E}}{R_{T}}.100[/math]

Quando la trasformazione è incompleta oppure è accompagnata da reazioni secondarie, la resa percentuale è sempre inferiore al 100%.

In allegato ci sono 3 esempi svolti.

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