# "1.95 g" # von # "H" _2 # kann mit # "9.94 g" # von # "N" _2 # reagieren und # "1.56 g" # von # "NH" _3 # erzeugen. Was ist die theoretische Ausbeute in Gramm für diese Reaktion unter den gegebenen Bedingungen?

Schreiben Sie zunächst die ausgeglichene chemische Gleichung, die diese Reaktion beschreibt

#"N"_ (2(g)) + 3"H"_ (2(g)) -> 2"NH"_ (3(g))#

Beachte das für jeden #1# Maulwurf von Stickstoffgas, das an der Reaktion teilnimmt, verbraucht die Reaktion #3# Mole von Wasserstoffgas und erzeugt #2# Mole von Ammoniak.

Als Erstes müssen Sie hier herausfinden, ob es sich um eine handelt begrenzende Reagenz.

Verwenden Sie das Molmassen der beiden Reaktanten zur Umwandlung der Massen in Mole

#1.95 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole H"_2/(2.016color(red)(cancel(color(black)("g")))) = "0.9673 moles H"_2#

#9.94 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole N"_2/(28.0134color(red)(cancel(color(black)("g")))) = "0.3548 moles N"_2#

Nun, um alle Maulwürfe von Stickstoffgas, um an der Reaktion teilzunehmen, bräuchten Sie

#0.3548 color(red)(cancel(color(black)("moles N"_2))) * "3 moles H"_2/(1color(red)(cancel(color(black)("mole N"_2)))) = "1.0644 moles H"_2#

In Ihrem Fall haben Sie nicht genügend Mol Wasserstoffgas, um dies zuzulassen

#overbrace("1.0644 moles H"_2)^(color(blue)("what you need")) " " > " " overbrace("0.9673 moles H"_2)^(color(blue)("what you have"))#

so kann man sagen, dass Wasserstoffgas als das handeln wird begrenzende Reagenzdh es wird vollständig durch die Reaktion verbraucht Vor Alle Mol Stickstoffgas haben die Chance zu reagieren.

Man kann also sagen, dass die Reaktion verbraucht wird #0.9673# Mole von Wasserstoffgas und produzieren

#0.9673 color(red)(cancel(color(black)("moles H"_2))) * "2 moles NH"_3/(3color(red)(cancel(color(black)("moles H"_2)))) = "0.6449 moles NH"_3#

Um dies zu konvertieren Gramm, Verwenden Sie die Molmasse von Ammoniak

#0.6449 color(red)(cancel(color(black)("moles NH"_3))) * "17.031 g"/(1color(red)(cancel(color(black)("mole NH"_3)))) = color(darkgreen)(ul(color(black)("11.0 g")))#

Die Antwort ist auf drei gerundet Sig Feigen.

Das repräsentiert also die theoretische Ausbeute von der Reaktion, dh was würden Sie erwarten, um die Reaktion zu produzieren #100%# Ausbeute.

In Ihrem Fall wissen Sie, dass die Reaktion ausgelöst wurde #"1.56 g"# Ihr Ziel ist es nun, die Anzahl der Gramm Ammoniak herauszufinden, die die Reaktion produziert für jeden #"100 g"# von Ammoniak, dass es könnte theoretisch produzierendh das prozentuale Ausbeute der Reaktion.

#100 color(red)(cancel(color(black)("g NH"_3color(white)(.)"in theory"))) * ("1.56 g NH"_3color(white)(.)"produced")/(11.0color(red)(cancel(color(black)("g NH"_3color(white)(.)"in theory")))) = "14.2 g NH"_3color(white)(.)"produced"#

Man kann also sagen, dass die prozentuale Ausbeute der Reaktion gleich ist

#color(darkgreen)(ul(color(black)("% yield = 14.2%")))#

Die Antwort ist wieder auf drei gerundet Sig Feigen.