Calcule Chimice [PDF]

Zitiervorschau

1

CALCULE PE BAZA FORMULEI CHIMICE 1. Determinarea raportului atomic. Exemplu:H2SO4 raport atomic: H : S : O : = 2:1:4 (la 2 atomi H corespund, 1 atom S şi 4 atomi O). 2. Determinarea masei moleculare. Molul. Exemplu: H2SO4 MH2SO4= 2AH + AS + 4AO = 2∙1 + 32 + 4∙16 = 98 uam. 1 mol H2SO4 = 98g 1mol subst. -----------------M g n moli subst.----------------m g n=

m

 - masa molară – masa unui mol în grame

M

Exemplu: Câţi moli se găsesc în 49g acid sulfuric ? mH2SO4= 49 g n=?

n=

m M

=

49 98

= 0,5 moli H2SO4

MH2SO4 = 98 uam 3. Determinarea raportului de masă. Exemplu:

MH2SO4= 98 uam raport de masă: H : S : O = 2 : 32 : 64 = 1 : 16 : 32

4. Determinarea compoziţiei procentuale a) procente de masă - din masa moleculară:

MH2SO4 = 98 uam

98g H2SO4 --------2g H -----------32g S --------------64g O 100 g H2SO4 -------x g H -----------y g S --------------z g O x = 2,04 g H y = 32,65 g S z = 63,30 g O

R : 2,04 % H; 32,65 % S; 63,30 % O.

- din raport de masă H : S : O = 1: 16 : 32 49 g H2SO4 ---------1 g H ---------- 16 g S -----------32 g O 100 g H2SO4 --------x g H ----------- y g S ------------ z g O

2 x = 2,04 g H y = 32,65 g S z = 63,30 g O

R : 2,04 % H; 32,65 % S; 63,30 % O.

b) procente de volum Un amestec gazos conţine 2 l H2 şi 3 l N2. Să se determine compoziţia în procente de volum. 5 l amestec ----------2 l H2 ---------------- 3 l N2 100 l amestec -------- x l H2 ---------------- y l N2 x = 40 l H2 y = 60 l N2

R: 40 % H2; 60 % N2

c) procente molare Într-un amestec gazos se găsesc 1 mol Cl2 şi 3 moli H2. Să se determine compoziţia în procente molare. 4 moli amestec ------------- 1 mol Cl2 ------------3 moli H2 100 moli amestec -------------x moli Cl2 -----------y moli H2 x = 25 moli Cl2 y = 75 moli H2

R: 25 % Cl2; 75 % H2

** Procentele de volum = procente molare.

5. Determinarea cantităţii dintr-un element, conţinută într-o anumită cantitate de substanţă. Exemplu: Ce cantitate de sulf se găseşte în 196 g acid sulfuric ? m H2SO4 = 196g

98 g H2SO4 ---------------32 g S

mS =?

196 g H2SO4 ------------- x g S

MH2SO4 = 98 uam

x = 64 g S R: 64 g S

6. Determinarea cantităţii dintr-o substanţă ce conţine o anumită cantitate dintr-un element. Exemplu: Ce cantitate de acid sulfuric conţine 32 g oxigen ? mO = 32 g

98 g H2SO4 ----------------- 64 g O

mH2SO4 = ?

x g H2SO4 ------------------ 32 g O

MH2SO4 = 98 uam

x = 49 g H2SO4

3 R: 49 g H2SO4 CALCULE CHIMICE PE BAZA ECUAŢIEI REACŢIEI CHIMICE.

Unităţi de măsură:

masă

volum

moli

mg

cm3(ml)

mmol

g

dm3( l )

mol

kg

m3

kmol

t

-

-

1. Algoritmul de calcul : - notarea datelor problemelor; - scrierea ecuaţiei reacţiei chimice; - marcarea substanţelor care se iau în calcul; - trecerea datelor problemei pe ecuaţia reacţiei; - notarea maselor molare înmulţite cu coeficienţii; - efectuarea calculelor. Exemplu:a) Ce cantitate de apă (exprimată în grame şi moli ) se obţine prin arderea a 8 g hidrogen ? mH2 = 8 g

8g

x

mO2 = ?

2H2 + O2 = 2 H2O

nO2 = ?

2∙2

2 ∙ 18

MH2= 2 MO2= 32

x=

8  2  18 22

= 72 g H2O

MH2O = 18 n=

m M

=

72 18

= 4 moli H2O R: 72 g H2O; 4 moli H2O

**Cantităţile cunoscute de substanţe se pot exprima în unităşi de masă, valum sau moli. Pe ecuaţie se pot trece în acelaşi timp toate cele trei tipuri de unităţi de măsură,dar pentru o substanţă se foloseşte aceeaşi unitate de măsură. b) 130 g zinc reacţionează cu o soluţie de acid clorhidric. Se cere: a) numărul de moli de clorură de zinc obţinută;

4 b) volumul de hidrogen degajat (c.n.)

mZn = 130g

130g

mZnCl2 = ?

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 

VH2 = ?

x moli y l

65

a) x = b) y =

1

1  130

22,4

= 2 moli ZnCl2

65 130  22,4

65

= 44,8 l H2 R: 2 moli ZnCl2; 44,8 L H2.

1. Determinarea formulei moleculare. Pentru determinarea formulei moleculare trebuie să se cunoască formula procentuală, sau raportul de mană şi masa moleculară. Se transformă raportul de masă în raport atomic,împărţind cantitatea corespunzătoare la masele atomice şi apoi rezultatele la numărul cel mai mic obţinut, astfel încât să obţinem valori întregi. Se obţine formula brută, iar pentru stabilirea formulei moleculare, mai ales la substanţele organice, trebuie să ţinem cont de masa moleculară. Procentul de oxigen ,la substantele organice , nu se determină experimental ci prin diferenţă ; dacă suma procentelor este 100, substanţa nu conţine oxigen, dacă nu este 100 se calculează procentul de oxigen prin diferenţă. Exemplu: a) Osubstanţă conţine 1,58 % hidrogen, 22,22 % azot şi 76,19 % oxigen. Să se determine formula moleculară . 1,58 % H

H:

22,22 % N

N:

76,19 % O

O:

1, 58 1

= 1,58

22 , 22 14 76 ,19 16

= 1,58

= 4,76

1

: 1,58

1

f.m. HNO3

3

f.m.= ? b) O substanţă conţine 81,81 % carbon, 18,18 % hidrogen şi are masa moleculară 44.Să sedetermine formula moleculară. 81,81 % C 18,18% H

100 – ( 81,81 + 18,18 ) = 0,01  0

=> substanţa nu conţine oxigen

5 M = 44

81 ,81

C:

f.m.= ?

12

= 6,81

18 ,18

H:

1

: 6,81

= 18,18

1

( C1H. 2,67)n

2,67

12 n + 2,67 n =44

n = 3 => f.m.: C3H8 c) Prin arderea a 4,6g substanţă organică se obţin 4,48 l dioxid de carbon şi 5,4g apă. Densitatea în raport cu aerul a substanţei este 1,592. Să se determine formula mmoleculară a substanţei. m s.o.= 4,6g VCO2 = 4,48 l m H2O = 5,4g d aer = 1,592 f.m. = ? - se determină cantităţile de C, H, O. 22,4 l CO2 --------------------- 12g C

18g H2O---------------------2g H

4,48 l CO2 ------------------- xg C

5,4g H2O ------------------yg H

x = 2,4 g C

y = 0,6 g H

4,6g subst. org. – ( 2,4g C + 0,6g H ) = 1,6g O - se determină M

d aer =

M Maer

=> M = 1,592 ∙ 28,9 = 46

- se determină f.m. Metode I C:

H:

O:

2,4 12 0 ,6 1

1, 6 16

= 0,2

= 0,6

= 0,1

2

: 0,1

(C2H6O1)n formula brută

6

( 2∙12 + 6∙1 + 1∙16) ∙ n =46

1

n = 1 => f.m.: C2H6O

Metoda II 4,6 g s.o.---------------2,4 g C -------------0,6 g H --------------- 1,6 g O

6 46 g s.o. -----------------x g C ---------------y g H ---------------- z g O

I.

24

x = 24 g C

nC=

y=6gH

nH=

z = 16 g O

nO =

12 6 1

16 16

= 2 atomi C

= 6 atomi H

=> f.m.: C2H6O

= 1 atom O

LEGEA CONSERVĂRII MASEI SUBSTANŢELOR IN REACTIA CHIMICĂ.

Suma maselor reactanţilor = suma maselor produşilor de reacţie. Exemplu: Ce cantitate de oxigen este necesară pentru ca din 20 g calciu să se obţină 28 g CaO ? mCa = 20 g

2 Ca + O2 = 2 CaO

mCaO = 28 g

mCa + mO2 = mCaO

mO2 = ?

20 + mO2 = 28 mO2 = 8 g

I.

R: 8 g O2

LEGEA ECHIVALENŢILOR CHIMICI.

Două substanţe reacţionează între ele în cantităţi proporţionale cu echivalenţii lor chimici. Echivalent chimic ( echivalent gram), Eg – cantitatea de substanţă ce reacţionează cu 1g H2 sau 8 g O2. Reguli de stabilire a Eg: A

Eg metal =

Eg M(OH)n =

Eg acid =

n M n

M n

n - valenţa metalului

Eg Ca=

40 2

n – nr. grupărilor hidroxil

Eg Fe(OH)3=

n – valenţa radicalului

Eg H2SO4 =

= 20g

107 3

98 2

= 35,66 g

= 49 g

7 M

Eg sare =

n-val met., x- indice

n.x

Eg redox = mA mB

M n

=

Eg Fe2(SO4)3 =

400

=

3 .2

400 6

= 66,66 g

n – numărul electronilor schimbaţi, depinde de reactia ce are loc.

Eg

A

Eg

B

Exemplu: Oxidul unui metal divalent conţine 28,57 % oxigen. Să se determine metalul. mO = 28,57 g mM = 100 – 28,57 = 71,43g mO

EgO = 8g

mM

=

Eg O Eg

EgM =

=>

M

A

28 ,57

=

71 , 43

8 Eg

=> EgM = 20g M

=> A = 40 uam => M: Ca

n

V. LEGILE GAZELOR.

a) La trecerea unui gaz dintr-o stare 1, caracterizată prin parametrii p1, V1, T1, intr-o stare 2, caracterizată prin parametrii p2, V2, T2 , între aceste mărimi există relaţia: p 1V 1 T1

=

p 2V 2 T2

Exemplu: Cunoscând că la 20oC, presiunea unei cantităţi de azot dintr-un recipient este de 2 atmosfere, să se afle la ce temperatură azotul din recipient va avea presiunea de 6 atmosfere. p1 = 2 atm. t1 = 20oC p2 = 6 atm.

V1 = V2 T2 = ?

T1 = 273 + 20 = 293 K p 1V 1 T1

T2 =

=

p 2 T1 p1

p 2V 2 T2

=

6  293 2

= 879K

t2 = 879 – 273 = 606oC R: 606oC

8 b) Legea lui Avogadro - Volume egale de gaze diferite,aflate în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune, conţin acelaşi număr de particule. - NA = 6,023∙ 1023 - Mol – cantitatea de substanţă egală cu masa moleculară exprimată în grame; - Volumul molar – volumul ocupat de 1 mol de gaz în condiţii normale (0oC, 1 atm.) Vm = 22,4 l

n=

V Vm

Exemplu: Să se determine: numărul de moli, numărul de molecule şi volumul ocupat în c.n. de 10 kg hidrogen. MH2 = 2 uam n=

m

=> n =

M

10

= 5 moli H2

2

NH2 = n ∙ NA = 5 ∙ 6,023 ∙ 1023 = 30,115 ∙ 1023 molecule VH2 = n ∙ VM = 5 ∙ 22,4 = 112 l c) Determinarea masei moleculare şi a densităţii gazelor. - densitatea absolută  - masa unităţii de volum.  =

m V

, dacă m = M şi V = Vm ( c.n. ) =>  = -

M 22 , 4

g/l , M =  ∙ 22,4

densitatea relativă ( d) – arată de câte ori densitatea unui gaz este mai mare decât densitatea gazului de referinţă.  M 1 / 22 , 4 M1 d= 1 = = => M1 = d ∙ M2 2 M 2 / 22 , 4 M2

Cel mai des se utilizează densităţile relative ale gazelor faţă de hidrogen şi aer : M = 2 ∙ d ; M = 28,9 ∙ d

M aer = 28,9

Exemplu: 1) Să se determine  şi daer a oxigenului.  =

M 22 , 4

daer =

=

M 28 , 9

32

= 1,428 g/l

22 , 4

=

32 28 , 9

= 1,107

2) 0,1 g substanţă gazoasă, cu molecula diatomică,ocupă în c.n. un volum de 1,12 l. Să se determine substanţa gazoasă. n=

m M

=

V Vm

=>

0 ,1 M

=

1,12 22 , 4

=> M = 2 => A = 1 gazul : H2

9 d) Ecuaţia de stare a gazelor perfecte. - condiţii normale : po= 1 atm., to = 0oC ( T = 273 K ), Vm = 22,4 l poVo To

=

pV

poVo

T

To

=R

R – constanta generală a gazelor perfecte

=> pentru 1 mol de gaz pV = RT; pentru n moli R=

R=

R=

pV = nRT

1 atm. 22,4 l/mol

= 0,082 l∙ atm/K∙ mol

273 K

760 mmHg 22400 cm3 273 K

1, 013  10

5

N/m

- ecuaţia de stare a gazelor perfecte.

2

= 62400 cm3 ∙ mmHg / K ∙ mol

 22,4 m /kmol 3

273 K

= 8,31 ∙ 103 J/kmol∙ K

Exemplu: Ce volum ocupă 14,2 g Cl2 la 273oC şi 6 atm.? mCl2 = 14,5 g t = 273oC

=> T = 273 + 273 = 546 K

p = 6 atm.

pV = nRT ; n =

m M

V=? pV =

V=

mRT Mp

=

m M

RT

14 , 4  0,082  546 71  6

= 1,49 l Cl2

R: 1,49 l Cl2 d) Legea presiunulor parţiale. ( legea lui Dalton) - presiune parţială – presiunea pe care o are un gaz dacă s-ar găsi singur în vas ( Pi); - presiunea unui amestec de gaze este egală cu suma presiunilor parţiale ale gazelor componente ale amestecului ( legea lui Dalton); P = P1 + P2 + P3 + ---------- + Pn - fracţia molară ( xi) – raportul dintre numărul de moli ai unui component şi numărul total de moli;

10 xi =

ni

x

;

n

=1

i

- Pi = xi ∙ P => P x1∙ P + x2 ∙ P + x3∙ P + ------ + Pn - pentru un amestec de gaze se determină M - masa moleculară medie ,  densitatea absoluteă medie şi d - densitatea relativă medie.  =

M1 + x2∙ M2 + ------ + xn∙ Mn ;

M 22 , 4

g/l ; d

aer

=

M Maer

M = x1∙

.

Exemplu 1 : Se dă un amestec de gaze ce conţine : 0,5 moli CO2, 33,6 l CO, 8g H2 şi 0,001 kmoli N2. Să se determine : M ;  şi d

nCO2 = 0,5 moli VCO = 33,6 l

nCO =

mH2 = 8g

nH2 =

nN2 = 0,001 kmoli

33 , 6 22 , 4 8

MCO2 = 44

= 1,5 moli

MCO – 28

= 4 moli

2

aer.

MH2 = 2

nN2 = 1 mol

MN2 = 28

nam. = 0,5 + 1,5 + 4 + 1 = 7 moli M =

M =

 =

d

n CO 2 n 0 ,5 7

∙ 44 +

M

=

22 , 4

aer =

∙ MCO2 +

M M

7

14 , 28 22 , 4

=

aer

1, 5

n CO n

∙ MCO +

∙ 28 +

4 7

∙2+

nH 2 n 1 7

∙ MH2 +

nN2 n

∙ MN2

∙ 28 = 14,28

= 0,6375 g/l

14 , 28 28 , 9

= 0,494.

Exemplu 2 : Într-un rezervor de 8 l se află, la 35oC, un amestec de H2 şi N2. Ştiind că în rezervor se găsesc 2 moli N2 şi că presiunea parţială a hidrogenului este de 0,8 atm., să se determine presiunea totală a amestecului de gaze. P = PN2 + PH2 PV = nRT PN2V = nN2 RT

T = 273 + 35 = 308 K

11 PN2 =

2  0,082  308

= 6,3 atm.

8

P = 6,3 + 0,8 = 7,1 atm .

R : 7,1 at

2. Concentraţia soluţiilor. a) Concentraţia procentuală ( % ) – grame substanţă dizolvate în 100 g soluţie.

md – masa substanţei dizolvate;

ms g soluţie -------------------md g subst.dizolvată

ms – masa soluţiei;

100 g soluţie ----------------- C g subst. dizolvată

C – concentraţia procentuală md + mH2O = ms

C=

md

∙ 100

ms

Exemplu 1 : Ce concentraţie are soluţia obţinută prin dizolvarea a 30 g sare în 270 g apă ?

msare = 30 g

ms = 30 + 270 = 300 g

mapă = 270 g C=?

C=

md ms

∙ 100 =

30

∙100 = 10 %

300

R: C = 10 % ** pe ecuaţie se trece totdeauna md Exemplu 2 : Zincul reacţionează cu 300 g soluţie de acid clorhidric de concentraţie 36,5 %. Ce volum de hidrogen se obţine ( c.n.) ? ms = 300 g C = 36,5 %

109,5 g

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑

VH2 = ? C=

md ms

2∙ 36,5 ∙ 100

xl

md =

x=

300  36,5 100

109,5  22,4 2  36 ,5

22,4 = 109,5 g HCl

= 33,6 l H2 R: 33,6 l H2

12 ** Concentraţia procentuală a soluţiilor de cristalohidraţi se raportează la sarea anhidră. Exemplu: Ce concentraţie procentuală va avea soluţia obţinută prin dizolvarea a 25 g CuSO4 ∙ 5 H2O în 275 g apă ? m CuSO4 ∙ 5 H2O = 25 g

250 g CuSO4 ∙ 5 H2O --------- 160 g CuSO4

mH2O = 275 g

25 g CuSO4 ∙ 5 H2O ---------x g CuSO4

C=? MCuSO4∙ 5 H2O = MCuSO4 + 5 MH2O =

25 x160

x=

= 160 + 90 = 250uam

= 16 g CuSO4 ( md )

250

ms = mCuSO4∙ 5 H2O + mH2O = = 25 + 275 = 300 g

C=

md ms

∙ 100 =

16 300

∙ 100 = 5,33 %

R: C = 5,33 % ** Solubilitatea substanţelor din punct de vedere cantitativ,se exprimă prin masa de substanţă dizolvată în 100 g apă, pentru a obţine o soluţie saturată. Exemplu: La 60oC solubilitatea iodurii de potasiu este de 45 g / 100 g apă. Care este concentraţia procentuală a soluţiei ?

mKI = 45 g

ms = mKI + mH2O = 45 + 100 = 145 g

mH2O = 100 g C=?

C=

md ms

∙ 100 =

45 145

∙ 100 = 31,03 % R: C = 31,03 %

** În reacţiile chimice în care reactantul este acidul sulfuric, în practică se foloseşte frecvent ,soluţia de oleum - SO3 dizolvat în acid sulfuric. Exemplu: Ce cantitate de oleum 20 % SO3 este necesară pentru a prepara 300 g soluţie H2SO4 98 % ? ( la adăugarea oleumului în apă trioxidul de sulf reacţionează cu apa şi formează acid sulfuric). Oleum 20 % SO3 – la 20 g SO3 corespund 80 g H2SO4

13 20g

x

SO3 + H2O = H2SO4 80

98

x=

20 x 98 80

= 24,5 g H2SO4

80 + 24,5 = 104,5 => 100 g oleum va forma 104,5 g H2SO4, deci oleumul se va comporta ca o soluţie de acid sulfuric de concentraţie 104,5 % mH2SO4 din oleum = mH2SO4 din sol.98 % notăm cu a – masa de oleum C=

md ms

104 , 5 100

∙ 100

∙a=

98 100

=> md =

∙ 300

C ms 100

=> a = 281,33 g oleum R: 281,3 g oleum.

b) Concentraţia molară ( molaritatea ) – numărul de moli dizolvaţi în un litru soluţie. Vs - volumul soluţiei; Vs l soluţie ------------------ n moli subst. dizolvată n – numărul de moli

1 l soluţie ------------------- CM moli subst.dizolvată

CM – concentraţia molară CM =

n Vs

;

n=

m M

=> CM =

md Vs  M

Exemplu 1 : Se dizolvă 80 g NaOH în apă şi se obţin 4 l soluţie. Să se determine concentraţia molară a soluţiei. MNaOH = 40 uam mNaOH = 80 g CM = ?

n=

CM =

md M n Vs

=

=

80 40

2 4

= 2 moli NaOH

= 0,5 M

R: CM = 0,5 M

Exemplu 2 : Ce cantitate de magneziu reacţionează cu 500 ml soluţie de HCl 0,5 M ?

14 Vs = 500 ml = 0,5 l

xg

0,25 mol

CM = 0,5 M

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑

mMg = ?

24

CM =

n

2

n = 0,5 ∙ 0,5 = 0,25 moli HCl

Vs

x=

24  0,25

= 3 g Mg

2

R: 3 g Mg

c) Concentraţia normală ( normalitatea) CN – numărul de echivalenţi gram / 1 l soluţie. Eg – echivalentul gram; e – numărul de echivalenţi gram; Vs – volumul soluţiei. 1 l soluţie ------------------- CN echivalenţi gram Vs l soluţie ----------------- e echivalenţi gram e

CN =

Vs

1 echivalent gram ------------------ Eg grame e echivalenţi gram ------------------md grame e=

md Eg

Exemplu: Se obţin 2 litri soluţie prin dizolvarea în apă a 37 g hidroxid de calciu.Să se determine concentraţia normală a soluţiei. mCa(OH)2 = 37 g Vs = 2 l Cn = ?

EgCa(OH)2 =

e=

CN =

md Eg e Vs

3. Puritatea substanţelor.

mp = masa pură

mp + mimpurităţi = mi

M 2

=

=

37 37 1 2

=

74 2

= 37 g

=1

= 0,5 N

R: CN = 0,5 N

15 mi = masa impură p = puritatea ( % )

mi g subst.impură ----------------- mp g subst. pură 100 g subst.impură ----------------- p g subst. pură p=

m

p

mi

∙ 100

** pe ecuaţie se trece totdeauna mp. Exemplu: a) Ce cantitate de calcar de puritate 80 % este necesară pentru a obţine 560 g oxid de calciu?

mCaO = 560 g p = 80 %

x

560 g

CaCO3 = CaO + CO2

mi = ?

100

56

MCaCO3 = 100 MCaO = 56

P=

m

p

mi

∙ 100

x=

560  100 56

mi =

= 1000 g CaCO3 (mp)

1000  100 80

= 1250 g calcar R: 1250 g calcar 80 %.

b) Ce cantitate de oxid de calciu de obţine din 500 g calcar de puritate 80 % ?

mcalcar = 500 g

400 g

p = 80 %

CaCO3 = CaO + CO2

mCaO = ?

100

p=

m

p

mi

∙ 100

x

56 mp =

x=

500  80 100

400  56 100

= 400 g CaCO3

= 224 g CaO R: 224 g CaO

4. Randament.

16

Cp – cantitatea practică –cantitatea de materie primă care se transformă sau cantitatea de produs obţinută; Ct – cantitatea teoretică – cantitatea de materie primă luată în lucru ( ar trebui să se transforme),sau cantitatea de produs care se obţine dacă toată materia primă se transformă.  - randament – procentul din materia primă luată în lucru care se transformă în

produşi de reacţie. Ct mat primă luată în lucru --------------Cp mat. primă setransformă 100

-----------------------------------   =

Cp Ct

∙100

** Cp, Ct – se pot exprima în unităţi de masă,volum sau moli. Exemplu: Prin reacţia a 14 g azot cu hidrogenul rezultă 15 g amoniac. Cu ce randament s-a lucrat ? mN2 = 14 g

14g

mNH3 = 12 g

N2 + 3 H2 = 2 NH3

 =? =

Cp Ct

x

28 ∙ 100

2∙ 17 x=

 =

14  2  17 28

15 17

= 17 g NH3

 100 = 88,23 %

R:  = 88,23 % ** mN2 = 14g – Ct N2 este reactant, această cantitate se ia în lucru; mNH3 = 12g – Cp NH3 este produs de reacţie,această cantitate se obţine; dacă pe ecuaţie se trece Cp, se calculează Cp; dacă pe ecuaţie se trece Ct, se calculează Ct; Cp şi Ct corespund la aceeaşi substanţă. ** În industria chimică organică materia primă netransformată se separă şi se reintroduce în procesul de fabricaţie, astfel se realizează o transformare a materiei prime în procent mai mare. De aceea se folosesc noţiunile: Cu (conversie utilă), Ct (conversie totală),  ( R ) (randament). Cu - cantit. de mat. primă transf. în produs util x 100 / cantit. totală de mat.primă

17 Ct – cant. de mat. primă transformată x 100 / cantit. totală de mat. primă nu – număr de moli transformaţi în produs util; nt – număr de moli transformaţi ; n – număr total de moli. Cu =

nu n

∙ 100 ; Ct =

nt n

∙ 100;  =

Cu Ct

∙ 100.

Exemplu: Se fabrică acetilenă prin procedeul arcului electric. Gazele ce părăsesc cuptorul de cracare conţin în volume: 13 % acetilenă, 27 % metan şi restul hidrogen. Să se determine Cu, Ct şi  . 2∙13

13

3∙13

100 – ( 4∙ 13 + 27 ) = 21 moli H2 în reacţia II

2 CH4 → C2H2 + 3 H2 nu = 26 moli 10,5

21

CH4 → C(s) + 2H2 27

27

nt = 26 + 10,5 = 36,5 moli n = 63,5 moli Cu =

26 63 , 5

∙ 100 = 40,94 %

CH4 → CH4 _______________ 63,5

Ct =

36 , 5 63 , 5

∙ 100 = 57,48 %

100 =

40 ,94 57 , 48

∙ 100 = 71,22 %.

R: Cu = 40,94 %; Ct = 57,48 %;  = 71,22 %.