Calculateur de rendement théorique

Ce calculateur de rendement théorique répondra à toutes vos questions, telles que comment calculer le rendement théorique, ou comment trouver le rendement théorique. Il vous donnera également la définition du rendement théorique et la formule du rendement théorique.

Avant de mener une quelconque expérience en laboratoire, il est important de calculer le rendement théorique de la réaction. Ce rendement théorique est la quantité maximale de produit que l'on peut obtenir à partir d'une quantité donnée de réactifs, qu'il s'agisse d'une molécule ou d'un réseau cristallin. Cela vous permet de déterminer l'efficacité de la réaction en calculant le rendement en pourcentage (vous pouvez connaître la quantité obtenue avec le calculateur de rendement réel 🇺🇸). L'équation de rendement théorique peut aussi être utilisée pour s'assurer que les réactifs réagissent en nombre égal de moles, afin d'éviter le gaspillage de toute molécule.

REMARQUE IMPORTANTE : les rendements ne peuvent être calculés qu'en utilisant le réactif limitant. Si vous ne savez pas lequel de vos réactifs est limitant, entrez dans le calculateur Omni vos réactifs l'un après l'autre, et celui qui vous donne le plus petit nombre de moles est le réactif limitant. N'oubliez pas d'appuyer sur le bouton d'actualisation en bas du calculateur pour le réinitialiser.

Qu'est-ce que le rendement théorique ? C'est la quantité de produit qui serait formée si la réaction était efficace à 100 %. Alors, comment atteindre ce niveau d’efficacité ? Eh bien, cela voudrait dire que chaque molécule a réagi correctement (c'est-à-dire qu'aucun sous-produit n'a été formé) à chaque étape, et qu'aucune molécule n'a été perdue sur les parois de la verrerie.

Comme une réaction normale implique des quintillions de molécules ou d'atomes, il est évident que certaines de ces molécules seront perdues. Par conséquent, le pourcentage de rendement ne sera jamais de 100 %, mais il est toujours utile de le connaître pour mesurer l'efficacité de la réaction. Pour en savoir plus, consultez notre calculateur de rendement en pourcentage (lien ci-dessus) ou continuez la lecture pour découvrir l'équation du rendement théorique !

L'utilisation de l'équation ci-dessous vous aide à trouver le rendement théorique à partir des moles du réactif limitant, en supposant un rendement de 100 %. Il s'agit de la formule :

où :

• $m_{\text{produit}}$ – masse du produit 
• $m_{\text{mole},\text{produit}}$ – poids moléculaire du produit désiré 
• $n_{\text{lim}}$ – moles du réactif limitant
• $c$– la stœchiométrie du produit désiré

Le nombre de moles du réactif limitant dans la réaction est égal à :

où :

• $n_{\text{lim}}$ - nombre de moles du réactif limitant
• $m_{\text{lim}}$ - masse du réactif limitant
• $m_{\text{mole},\text{lim}}$ - poids moléculaire du réactif limitant
• $c_{\text{lim}}$ - stœchiométrie du réactif limitant

Le coefficient stœchiométrique est le nombre qui précède la formule chimique dans une réaction équilibrée. Si aucun nombre n'est présent, le nombre stœchiométrique est égal à 1. La stœchiométrie est nécessaire pour refléter les rapports des molécules qui s'assemblent pour former un produit.

L'avantage de ce calculateur est qu'il peut être utilisé de différentes manières, par exemple pour calculer la quantité ou la masse de produit que l'on peut obtenir à partir d'une quantité donnée de réactifs. Pour ce faire, il utilise les moles des réactifs, qui peuvent être calculées à partir de la molarité ou de la concentration d'une solution (vous pouvez apprendre comment faire avec nos calculateurs de concentration molaire et calculateur de concentration).

La formule du rendement théorique peut sembler difficile à comprendre, c'est pourquoi nous allons vous montrer en détail comment calculer le rendement théorique. Les mesures dont vous avez besoin sont la masse des réactifs, leur poids moléculaire, la stœchiométrie de la réaction (obtenue à partir de l'équation-bilan), et le poids moléculaire du produit souhaité. Enfin, ne cherchez pas plus loin pour le rendement théorique :

1. Tout d'abord, calculez les moles de votre réactif limitant. Pour ce faire, utilisez la deuxième équation dans la section de la formule du rendement théorique (astuce : assurez-vous que les unités de poids sont les mêmes pour obtenir des résultats corrects – vous pouvez utiliser le convertisseur de poids 🇺🇸 si vous avez besoin d'aide avec le poids et d’autres facteurs).

2. Choisissez le réactif ayant le plus petit nombre de moles lorsque la stœchiométrie est prise en compte. Il s'agit du réactif limitant. Si les deux ont le même nombre de moles, vous pouvez utiliser l'un ou l'autre.

3. Utilisez la première équation pour trouver la masse du produit souhaité dans les unités de vos réactifs.

Et c'est tout ! Si vous avez encore des difficultés, jetez un coup d'œil aux exemples ci-dessous pour une approche plus pratique. Comment calculer le rendement théorique ?

Il est temps de donner quelques exemples. Supposons que vous vouliez faire une réaction d'addition nucléophile, formant de l'hydroxyacétonitrile à partir de cyanure de sodium et d'acétone.

Ignorons les solvants sous la flèche, ils seront tous deux présents en excès et ne seront donc pas des réactifs limitants, mais aussi le cation sodium du cyanure de sodium, car ce n'est qu'un ion spectateur. Si nous faisons réagir $5\ \text{g}$ d'acétone avec $2\ \text{g}$ de cyanure, quel est le rendement théorique de l'hydroxyacétonitrile ?

1. Nous devons d'abord déterminer le réactif limitant. Comme le nombre stœchiométrique des deux réactifs est égal à 1 (c'est-à-dire qu'une molécule d'acétone réagit avec une molécule de cyanure), nous pouvons simplement utiliser l'équation masse = poids moléculaire × moles pour trouver ce résultat :

   • Réarrangeons l'équation pour trouver les moles. Cela donne :
     $\small\text{moles} = \text{masse}/\text{poids moléculaire}$

   • L'acétone a une masse moléculaire de $58\ \text{g}/\text{mol}$, donc :
     $\small\text{moles} = 5 / 58 = 0,\!862\ \text{mol}$

   • Le cyanure a un poids moléculaire de $26\ \text{g}/\text{mol}$, donc :
     $\small\text{moles} = 2 / 26 = 0,\!0769\ \text{mol}$

   • Il y a donc moins de moles de cyanure, ce qui signifie qu'il s'agit du réactif limitant.

2. Connaître le réactif limitant et ses moles, c'est savoir combien de moles le produit formera. Comme le nombre stœchiométrique du produit est $1$, $0,\!076\ 9$ moles se formeront.

3. Nous pouvons à nouveau utiliser l'équation $\small\text{masse} = \text{poids moléculaire} \times\text{moles}$ pour déterminer la masse théorique du produit. La masse moléculaire de l'hydroxyacétonitrile est de $85\ \text{g}/\text{mol}$:

Nous savons maintenant que si nous réalisons l'expérience, nous devrions obtenir $6,\!54\ \text{g}$ d'hydroxyacétonitrile. Pas mal, non ?

Disons que tu essaies de synthétiser de l'acétone pour l'utiliser dans la réaction ci-dessus.

Si on fait réagir $8\ \text{g}$ de carbonate de calcium (‍$100\ \text{g}/\text{mol}$) avec $9\ \text{g}$ d'acide acétique ($60\ \text{g}/\text{mol}$), quelle quantité d'acétone se forme ?

1. Une fois de plus, nous devons d'abord déterminer le réactif limitant. Utilisons l'équation : $\small\text{masse} = \text{poids moléculaire} \times \text{moles}$

   • Réarrangeons l'équation pour trouver les moles. Nous obtenons : $\small\text{moles} = \text{masse} / \text{poids moléculaire}$

   • Trouvons les moles d'acide acétique : $\small\text{moles} = 9 / 60 = 0,\!15\ \text{mol}$

   • Et les moles de carbonate de calcium : $\small\text{moles} = 8 / 100 = 0,\!08\ \text{mol}$

   • Il semblerait que le carbonate de calcium soit le réactif limitant. Mais attendez, ce n'est pas tout ! Nous n'avons pas tenu compte de la stœchiométrie. Puisqu'il faut 2 molécules d'acide acétique pour former une molécule d'acétone, nous devons diviser les moles d'acide acétique par $2$ : $\small\text{moles} = 0,\!15 / 2 = 0,\!075\ \text{mol}$

   • Il s'avère donc que l'acide acétique est le réactif limitant !

2. Maintenant que nous connaissons le réactif limitant et ses moles, nous savons combien de moles du produit seront formées. Puisque la stœchiométrie du produit est $1$, alors $0,\!75$ moles seront formées.

3. Utilisons l'équation : $\small\text{masse} = \text{poids moléculaire}\times \text{moles}$ pour déterminer la masse théorique du produit. La masse moléculaire de l'acétone est $58\ \text{g}/\text{mol}$ :

   $\text{masse} = 58 \times 0,\!075 = 4,\!35 \text{g}$.

Donc, de cette réaction, nous devrions obtenir, théoriquement parlant, $4,\!35\text{g}$ d'acétone. Pas mal du tout !

Vous pouvez désormais partir à la conquête du monde des calculs de rendement théorique en toute sérénité. On croit en vous !