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 -> "Fe"_2("SO"_4)_3 + 2"Na"_3"PO"_4#

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

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

#"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# e sobre a reação por cento de rendimento?

Bem, desde que obtivemos menos do que o esperado, devemos concluir que #"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" = ("actual yield")/("theoretical yield") * "100%"#

#"% yield" = ("28.9 g")/("45.6 g") * "100%" = "63.4%"#

Podemos trabalhar para trás e determinar quanto do #"FePO"_4# realmente reagiu.

#"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#, podemos determinar quanto realmente reagiu

#"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.