Wie bestimmen Sie, wie viel des überschüssigen Reaktanten übrig bleibt? Wie bestimmen Sie außerdem, wie viel MEHR des limitierenden Reagenzes Sie benötigen würden, um den Überschuss zu verbrauchen?

Eine Analogie zur Sandwichherstellung

Dieses Video von Noel Pauller verwendet die Analogie der Herstellung von Sandwiches.

Das allgemeine Problem

Bestimmen Sie anhand der chemischen Gleichung und der Masse der Reaktanten die Masse des überschüssigen Reaktanten und die Masse des limitierenden Reaktanten, die erforderlich ist, um den Überschuss zu verbrauchen.

Ein spezielles Problem

Eine 2.00 g Ammoniakprobe reagiert gemäß der Gleichung mit 4.00 g Sauerstoff

#"4NH"_3 + "5O"_2 → "4NO" + "6H"_2"O"#.

Wie viel überschüssiger Reaktant verbleibt nach Beendigung der Reaktion? Wie viel mehr des limitierenden Reaktanten würden Sie benötigen, um den Überschuss zu verbrauchen?

Strategie

1. Schreiben Sie die chemische Gleichung.
2. Berechnen Sie die Mol Produkt vom ersten Reaktanten.
3. Berechnen Sie die Mol Produkt aus dem zweiten Reaktanten.
4. Identifizieren Sie den limitierenden Reaktanten und den überschüssigen Reaktanten.
5. Berechnen Sie die verbrauchte Masse des überschüssigen Reaktanten.
6. Berechnen Sie die Masse des nicht verwendeten überschüssigen Reaktanten.
7. Berechnen Sie die Masse des limitierenden Reaktanten, die benötigt wird, um mit dem nicht verwendeten überschüssigen Reaktanten zu reagieren.

Lösung

1. Ausgeglichene Gleichung

#"4NH"_3 + "5O"_2 → "4NO" + "6H"_2"O"#

2. Muttermale von #"NO"# ab #"NH"_3#

Konvertieren Sie Gramm #"NH"_3# zu Maulwürfen von #"NH"_3#Verwenden Sie dann das Molverhältnis aus der Gleichung, um Mol zu erhalten #"NO"#.

Die Molmasse von #"NH"_3# ist 17.03 g / mol.

#"Moles of NH"_3 = 2.00 cancel("g NH"_3) × ("1 mol NH"_3)/(17.03 cancel("g NH"_3)) = "0.1174 mol NH"_3#

#0.1174 cancel("mol NH₃") × "4 mol NO"/(4 cancel("mol NH₃")) = "0.1174 mol NO"#

3. Muttermale von #"NO"# ab #"O"_2#

Die Molmasse von #"O"_2# ist 32.00 g / mol.

#"Moles of O"_2 = 4.00 cancel("g O"_2) × ("1 mol O"_2)/(32.00 cancel("g O"_2)) = "0.1250 mol O"_2#

Wir wissen aus der ausgeglichenen Gleichung, dass das Molverhältnis ist #"4 mol NO ≡ 5 mol O"_2#, also erstellen wir einen Umrechnungsfaktor mit "#"mol O"_2#"auf der Unterseite, um die Einheiten abzubrechen.

#0.1250 cancel("mol O"_2) × "4 mol NO"/(5 cancel("mol O"_2)) = "0.1000 mol NO"#

4. Identifizieren Sie begrenzende und überschüssige Reaktanten

#"O"_2# ist der limitierende Reaktant, da es die geringere Menge an #"NO"#.

#"NH"_3# ist der einzige andere Reaktant, es ist also der überschüssige Reaktant.

5. Berechnen Sie die verbrauchte Masse des überschüssigen Reaktanten.

Verwenden Sie das Molverhältnis aus der Gleichung, um Mol umzurechnen #"O"_2# (von Schritt 3) zu Mol von #"NH"_3#und konvertieren dann Mol von #"NH"_3# in Gramm #"NH"_3#.

#0.1250 cancel("mol O"_2)× ("4 mol NH"_3)/(5 cancel("mol O"_2)) = "0.1000 mol NH"_3#

#0.1000 cancel("mol NH"_3) × ("17.03 g NH"_3)/(1 cancel("mol NH"_3)) = "1.703 g NH"_3#

6. Berechnen Sie die Masse des nicht verwendeten überschüssigen Reaktanten.

Wir haben mit 2.00 g von begonnen #"NH"_3# und verbraucht 1.703 g, so

#"Mass of excess NH"_3 = "2.00 g – 1.703 g" = "0.30 g"#

7. Berechnen Sie die Masse des limitierenden Reaktanten, die benötigt wird, um mit dem verbleibenden überschüssigen Reaktanten zu reagieren.

#"Moles of NH"_3 = 0.30 cancel("g NH"_3) × ("1 mol NH"_3)/(17.03 cancel("g NH"_3)) = "0.0176 mol NH"_3#

#"Moles of O"_2 = 0.0176 cancel("mol NH"_3) × (5 cancel("mol O"_2))/(4 cancel("mol NH"_3)) = "0.0220 mol O"_2#

#"Mass of O"_2 = 0.0220 cancel("mol O"_2) × ("32.00 g O"_2)/(1 cancel("mol O"_2)) = "0.70 g O"_2#

Antworten

Es dauert 0.70 g von #"O"_2# mit dem 0.30 g Überschuss zu reagieren #"NH"_3#.

Hier ist ein weiteres Beispiel ...