Auffinden der begrenzenden und überschüssigen Reaktanten

Der begrenzende Reaktant ist der Reaktant, der in einer Reaktion zuerst vollständig verbraucht wird und so die maximale Produktmenge bestimmt, während der überschüssige Reaktant derjenige ist, der nach Beendigung der Reaktion verbleibt. Kurz gesagt: Reagiert 28.0 g N2 (1.00 mol) mit 8.00 g H2 (3.97 mol) in N2 + 3H2 → 2NH3,, so werden für den Stickstoff nur 3.00 mol H2 benötigt, so dass Stickstoff limitierend ist, Wasserstoff im Überschuss ist und die maximale Ausbeute 2.00 mol (34.0 g) Ammoniak beträgt.

In der Praxis werden Reaktanten selten in genau dem Verhältnis der Gleichung gemischt. Einer von ihnen läuft zuerst aus und die Reaktion hört auf. Die Bestimmung des begrenzenden Reaktanten ist der Schlüssel zur korrekten Berechnung der theoretischen Ausbeute. Dieser Artikel erklärt zwei Methoden, um es zu finden, zeigt, wie man die Menge des überschüssigen Reaktanten berechnet, verwendet eine Tabellenmethode für die Organisation, arbeitet durch Beispiele mit Massen und Lösungen, erklärt, warum Chemiker absichtlich einen Überschuss verwenden, und gibt einige Geschichte.

Was ist ein limitierender Reaktant?

Ein Fahrradgeschäft hat 40 Räder und 25 Rahmen. Jedes Fahrrad braucht 2 Räder und 1 Rahmen. Die 40 Räder können 20 Fahrräder machen, und die 25 Rahmen könnten 25 Fahrräder machen, so dass die Räder begrenzen, und 5 Rahmen bleiben übrig. Chemische Reaktionen funktionieren auf die gleiche Weise. Die Produktmenge wird durch den begrenzenden Reaktanten bestimmt, und jede Erhöhung des anderen Reaktanten würde kein weiteres Produkt ergeben.

40 / 2 = 20 25 / 1 = 25

Methode 1: Vergleichen Sie die Mol benötigt

  1. Schreiben Sie die ausgeglichene Gleichung und konvertieren Sie die Mengen aller Reaktanten in Mol.
  2. Wählen Sie einen Reaktanten und berechnen Sie, wie viele Mol des anderen Reaktanten es benötigt, unter Verwendung des Molverhältnisses.
  3. Vergleichen Sie den benötigten Betrag mit dem verfügbaren Betrag. Wenn die verfügbare Menge kleiner ist als benötigt, ist dieser zweite Reaktant limitierend. Wenn es größer ist, ist der erste Reaktant begrenzend.

Methode 2: Vergleichen Sie die Produkte

  1. Berechnen Sie für jeden Reaktanten, wie viel Produkt es bilden könnte, wenn es vollständig verbraucht würde, indem Sie das Molverhältnis verwenden.
  2. Der Reaktant, der die kleinere Menge an Produkt liefert, ist der begrenzende Reaktant und die kleinere Menge ist die theoretische Ausbeute.

Der Reaktionstisch

Eine organisierte Tabelle (manchmal auch als “BCA”-Tabelle: vorher, ändern, nachher) hilft, den Überblick zu behalten. Für N2 + 3H2 → 2NH3 mit 1.00 mol N2 und 3.97 mol H2:

Vorwechsel-Nach-Tabelle für N2 + 3H2 → 2NH3 (Mol)
N2 H2 NH3
Vorher1.003.970
Änderung−1.00−3.00+2.00
Nach00.972.00

Der Stickstoff wird vollständig verbraucht (limitierend), und 0.97 mol Wasserstoff verbleiben (Überschuß).

Balkendiagramm von Mol Stickstoff und Wasserstoff verfügbar und benötigt 0 1 2 3 4 Menge (mol) 1.00 1.32 3.97 3.00 N 2 (limitierend H 2 (Überschuss Festkörper: verfügbar Gestrichelt: erforderlich
Für N2 + 3H2 → 2NH3 mit 1.00 mol N2 und 3.97 mol H2. Volle Balken zeigen den verfügbaren Betrag an. Gestrichelte Balken zeigen die Menge jedes Reaktanten, der benötigt wird, um vollständig mit dem anderen zu reagieren. Stickstoff ist begrenzt, weil 1.32 mol benötigt werden, aber nur 1.00 mol verfügbar sind. Wasserstoff braucht nur 3.00 mol, so 0.97 mol übrig bleibt.

Durchgerechnete Beispiele

  1. Ammoniaksynthese mit Massen. 28.0 g N2 und 8.00 g H2. n(N2) = 28.0 ÷ 28.014 = 0.9995 mol. n(H2) = 8.00 ÷ 2.016 = 3.968 mol. H2 für den Stickstoff benötigt: 3 × 0.9995 = 2.9985 mol. Verfügbar: 3.968 mol, was mehr ist, so dass N2 begrenzt ist. NH3: 2 × 0.9995 = 1.999 mol = 34.0 g. H2 links: 3.968 − 2.9985 = 0.970 mol = 1.96 g.
  2. Aluminum and chlorine. 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3. 5.00 g of Al and 10.0 g of Cl2. n(Al) = 5.00 ÷ 26.982 = 0.1853 mol. n(Cl2) = 10.0 ÷ 70.906 = 0.1410 mol. Cl2 needed for the Al: 0.1853 × 3 ÷ 2 = 0.2780 mol, more than the 0.1410 mol available, so Cl2 is limiting. AlCl3: 0.1410 × 2 ÷ 3 = 0.09402 mol, with a mass of 0.09402 × 133.34 = 12.5 g. Al used: 0.09402 × 26.982 = 2.54 g, so 5.00 − 2.54 = 2.46 g of Al remains.
    0.2780 0.1410 mol 0.1853 × 3/2 = 0.2780 > 0.1410
  3. Methode 2 (Produkte. Aus Al: 0.1853 mol von AlCl3 (24.7 g). Aus Cl2: 0.09402 mol (12.5 g). Die geringere Menge stammt aus Cl2, so dass Cl2, limitierend ist und die theoretische Ausbeute 12.5 g beträgt. Dies stimmt mit der ersten Methode überein.
  4. Lösungen. 50.0 mL 0.100 mol/L AgNO3 und 50.0 mL 0.200 mol/L NaCl: AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3. n(Ag+) = 5.00 × 10−3 mol. n(Cl−) = 1.00 × 10−2 mol. Das Verhältnis ist 1 : 1, also ist Silbernitrat begrenzend. AgCl: 5.00 × 10−3 mol = 0.717 g. Überschuß Cl−: 5.00 × 10−3 mol.
  5. Verbrennung. Es reagiert ein Gemisch aus 1.00 g CH4 und 4.00 g O2 , , CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. n(CH4) = 1.00 ÷ 16.043 = 0.0623 mol. n(O2) = 4.00 ÷ 31.998 = 0.1250 mol. O2 benötigt: 2 × 0.0623 = 0.1247 mol,, was etwas kleiner als 0.1250 mol, ist, so dass CH4 begrenzt ist (die Mischung ist fast genau stöchiometrisch). CO2: 0.0623 mol = 2.74 g.
  6. Welches ist im Übermaß? Ein Student mischt 10.0 g Zn mit 20.0 mL 1.00 mol/L HCl, Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2. n(Zn) = 10.0 ÷ 65.38 = 0.1530 mol. n(HCl) = 0.0200 mol. Zn benötigt: 0.0100 mol. Zink ist in großem Überschuss, und HCl ist begrenzend. H2: 0.0100 mol = 0.224 L at STP.

Warum einen Überschuss eines Reaktanten verwenden?

Chemiker verwenden häufig einen Überschuss eines preiswerten oder leicht zu entfernenden Reaktanten, um sicherzustellen, dass der wertvolle Reaktant vollständig reagiert, oder um ein Gleichgewicht in Richtung der Produkte zu schieben. Bei Verbrennungsmotoren sorgt ein Luftüberschuss dafür, dass der Kraftstoff vollständig verbrennt: Eine magere Mischung hat überschüssige Luft und eine reiche Mischung hat überschüssigen Kraftstoff. Das ideale Verhältnis von Luft zu Kraftstoff für Benzin ist etwa 14.7: 1 durch Masse (das stöchiometrische Verhältnis). Bei der Titration verändert das in leichtem Überschuss zugegebene Reagenz die Farbe eines Indikators. Überschüssige Reaktionspartner müssen üblicherweise nachträglich vom Produkt abgetrennt werden.

Wo treten begrenzende Reaktanten im Alltag auf?

Wie hat sich das Konzept entwickelt?

Jeremias Richters Arbeit über Anteile von Säuren und Basen im 1790s implizierte, dass eine Reaktion aufhört, wenn ein Reagenz aufgebraucht ist. Justus von Liebig wandte eine ähnliche Idee auf die Landwirtschaft in der 1840s, in seinem Gesetz des Minimums, das besagt, dass das Wachstum durch die knappste Ressource kontrolliert wird. Der Begriff “limitierende Reagenz” wurde Teil der allgemeinen Chemie Lehre in der 20Jahrhundert.

Welche Fehler treten häufig auf?

Fehler 1: Auswahl des Reaktanten mit der kleineren Masse

Der begrenzende Reaktant hängt von den Molen und den Koeffizienten ab, nicht von der Masse.

Fehler 2: Auswahl des Reaktanten mit der kleineren Anzahl von Molen

Teilen Sie jeden Betrag durch seinen Koeffizienten. Das kleinere Ergebnis identifiziert den begrenzenden Reaktanten: Denn 1.00 mol N2 (koeffizient 1) und 3.97 mol H2 (koeffizient 3), 1.00 und 1.32 zeigen N2 ist begrenzend.

Fehler 3: Berechnung des Produkts aus dem überschüssigen Reaktionspartner

Für die theoretische Ausbeute ist der begrenzende Reaktant zu verwenden.

Fehler 4: Vergessen, den Überschuss zu berechnen

Subtrahieren Sie den verwendeten Betrag von dem Betrag, mit dem Sie begonnen haben.