Qual é um exemplo de um problema de prática de rendimento percentual?

Aqui está um bom exemplo de por cento de rendimento problema. Considere a seguinte equação química:

$2 {FePO}_{4} + 3 {Na}_{2} {SO}_{4} \to {Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3} + 2 {Na}_{3} {PO}_{4}$ $2"FePO"_4 + 3"Na"_2"SO"_4 -> "Fe"_2("SO"_4)_3 + 2"Na"_3"PO"_4$

Digamos que você tenha $34.4 g$ $"34.4 g"$ of ${FePO}_{4}$ $"FePO"_4$ e excesso ${Na}_{2} {SO}_{4}$ $"Na"_2"SO"_4$ para esta reação, quantos gramas de ${Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3}$ $"Fe"_2("SO"_4)_3$ você pode produzir com 100% de rendimento?

Desde que sabemos que ${Na}_{2} {SO}_{4}$ $"Na"_2"SO"_4$ não atuará como reagente limitantee que temos um $2:1$ $"2:1"$ proporção molar entre ${FePO}_{4}$ $"FePO"_4$ e ${Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3}$ $"Fe"_2("SO"_4)_3$ , Nós podemos dizer que

$34.4 g \cdot \frac{{1 mole FePO}_{4}}{150.8 g} \cdot \frac{{1 mole Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3}}{2 moles Fe {PO}_{4}} \cdot \frac{399.8 g}{{1 mole Fe}_{3} {PO}_{4}} = {45.6 g Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3}$ $"34.4 g" * ("1 mole FePO"_4)/("150.8 g") * ("1 mole Fe"_2("SO"_4)_3)/("2 moles Fe""PO"_4) * ("399.8 g")/("1 mole Fe"_3"PO"_4) = "45.6 g Fe"_2("SO"_4)_3$

Esse valor representa nosso rendimento teórico - o que é produzido para um 100% reação de rendimento.

E se, em vez de 45.6 g, você produzir 28.9 g, o que você pode dizer sobre ${Na}_{2} {SO}_{4}$ $"Na"_2"SO"_4$ e sobre a reação por cento de rendimento?

Bem, desde que obtivemos menos do que o esperado, devemos concluir que ${Na}_{2} {SO}_{4}$ $"Na"_2"SO"_4$ age como um reagente limitante desta vez. Então, o que é produzido desta vez será o rendimento real, que determinará o percentual de rendimento da reação em

$% yield = \frac{actual yield}{theoretical yield} \cdot 100%$ $"% yield" = ("actual yield")/("theoretical yield") * "100%"$

$% yield = \frac{28.9 g}{45.6 g} \cdot 100% = 63.4%$ $"% yield" = ("28.9 g")/("45.6 g") * "100%" = "63.4%"$

Podemos trabalhar para trás e determinar quanto do ${FePO}_{4}$ $"FePO"_4$ realmente reagiu.

$28.9 g \cdot \frac{{1 mole Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3}}{399.8 g} \cdot \frac{{2 moles FePO}_{4}}{{1 mole Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3}} \cdot \frac{150.8 g}{{1 mole FePO}_{4}} = {21.8 g FePO}_{4}$ $"28.9 g" * ("1 mole Fe"_2("SO"_4)_3)/("399.8 g") * ("2 moles FePO"_4)/("1 mole Fe"_2("SO"_4)_3) * ("150.8 g")/("1 mole FePO"_4) = "21.8 g FePO"_4$

Você pode verificar novamente seus cálculos usando o percentual de rendimento da reação. Como sabemos que começamos com 34.4 g de ${FePO}_{4}$ $"FePO"_4$ , podemos determinar quanto realmente reagiu

$actual = %yield \cdot theoretical = \frac{63.4}{100} \cdot 34.4 = 21.8 g$ $"actual" = "%yield" * "theoretical" = 63.4/100 * 34.4 = "21.8 g"$ .

Como você pode ver, por cento de rendimento vincula o quanto de um reagente realmente reagiu com o quanto de um produto foi realmente produzido.