Theoretischen Ertrag berechnen: 12 Schritte (mit Bildern)

Schritte
- Teil 1 von 2: Bestimmung des limitierenden Reagenzes
- Teil 2 von 2: Ermittlung der theoretischen Ausbeute

Theoretische Ausbeute ist ein in der Chemie verwendeter Begriff für die maximal erhaltene Menge eines Stoffes, die man bei einer chemischen Reaktion erwartet. Sie beginnen damit, eine Reaktionsgleichung auszugleichen und das limitierende Reagenz zu definieren. Wenn Sie die zu verwendende Reagenzmenge messen, können Sie die Menge einer erhaltenen Substanz berechnen. Dies ist die theoretische Ausbeute der Gleichung. Bei einem tatsächlichen Experiment werden Sie wahrscheinlich etwas davon verlieren, weil es kein ideales Experiment ist.

Schritte

Teil 1 von 2: Bestimmung des limitierenden Reagenzes

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 1

1. Beginnen Sie mit einer Gleichgewichtsreaktion. Eine Reaktionsgleichung ähnelt einem Rezept. Es zeigt, welche Reagenzien (links) miteinander reagieren, um Produkte zu produzieren (rechts). Eine Gleichgewichtsreaktion hat die gleiche Anzahl von Atomen auf der linken Seite der Gleichung (als Reaktanten) wie auf der rechten Seite (in Form von Produkten).

Nehmen wir zum Beispiel an, wir haben die einfache Gleichung $huh 2 + Ö_{2}$ $H_{2}+O_{2}$ → $huh 2 Ö$ $H_{2}O$ . Links und rechts befinden sich zwei Wasserstoffatome. Aber links sind zwei Sauerstoffatome als Reaktant und rechts nur ein Atom als Produkt.
Um die Gleichung auszugleichen, verdoppeln wir das Produkt und erhalten $huh 2 + Ö_{2}$ $H_{2}+O_{2}$ → $2 huh 2 Ö$ $2H_{2}O$ .
Überprüfen Sie das Guthaben. Diese Veränderung hat den Sauerstoff zum Schlagen gebracht, weil er jetzt auf beiden Seiten zwei Atome hat. Aber Sie haben jetzt links zwei Wasserstoffatome und rechts vier Wasserstoffatome.
Verdoppeln Sie den Wasserstoff im Reagenz. Das macht die Gleichung $2 huh 2 + Ö_{2}$ $2H_{2}+O_{2}$ → $2 huh 2 Ö$ $2H_{2}O$ . Diese Veränderung hat nun zu vier Wasserstoffatomen und zwei Sauerstoffatomen auf jeder Seite geführt. Die Gleichung ist im Gleichgewicht.
Ein komplizierteres Beispiel: Sauerstoff und Glucose können zu Kohlendioxid und Wasser reagieren: $6 Ö 2 + C_{6} {huh}_{12} Ö_{6}$ $6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ → $6 C Ö 2 + 6 {huh}_{2} Ö$ $6CO_{2}+6H_{2}O$
In dieser Gleichung hat jede Seite genau 6 Kohlenstoffatome (C), 12 Wasserstoffatome (H) und 18 Sauerstoffatome (O). Die Gleichung ist im Gleichgewicht.
Lesen Sie diesen Artikel wenn Sie die Reaktionsgleichungen genauer überprüfen möchten.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 2

2. Berechnen Sie die Molmasse jeder Reaktion. Ermitteln Sie mithilfe des Periodensystems oder eines anderen Nachschlagewerks die Molmasse jedes Atoms in jeder Verbindung. Addiere sie, um die Molmasse jeder Reaktandenverbindung zu ermitteln. Tun Sie dies für ein einzelnes Molekül der Zusammensetzung. Schauen Sie sich noch einmal die Gleichung der Umwandlung von Sauerstoff und Glukose in Kohlendioxid und Wasser an:

6 Ö 2 + C_{6} {huh}_{12} Ö_{6}

$6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ →

6 C Ö 2 + 6 {huh}_{2} Ö

$6CO_{2}+6H_{2}O$

In diesem Beispiel enthält ein Sauerstoffmolekül (

Ö 2

$O_{2}$ ) zwei Sauerstoffatome.

Die Molmasse eines Sauerstoffatoms beträgt etwa 16 g/mol. Bei Bedarf können Sie genauere Werte berechnen.

2 Sauerstoffatome x 16 g/mol pro Atom = 32 g/mol

Ö 2

$O_{2}$ .

Das andere Reagens, Glucose (

C 6 {huh}_{12} Ö_{6}

$C_{6}H_{{12}}O_{6}$ ) hat eine Molmasse von (6 C x 12 g C/mol) + (12 H x 1 g H/mol) + (6 O x 16 g O/mol) = 180 g/mol.

Wenn Sie diesen Schritt genauer sehen möchten, lesen Sie Berechnung der Molmasse.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 3

3. Konvertieren Sie die Menge jedes Reagenzes von Gramm in Mol. Für ein tatsächliches Experiment ist die Masse jedes verwendeten Reagenzes in Gramm bekannt. Teilen Sie diesen Wert durch die Molmasse dieser Substanz als Umrechnung in die Anzahl der mol.

Angenommen, Sie beginnen mit 40 Gramm Sauerstoff und 25 Gramm Glukose.

40 g

Ö 2

$O_{2}$ / (32 g/mol) = 1,25 mol Sauerstoff.

25g

C 6 {huh}_{12} Ö_{6}

$C_{6}H_{{12}}O_{6}$ / (180 g/mol) = ca. 0,139 mol Glucose.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 4

4. Bestimmen Sie das Molverhältnis der Reaktanten. Ein Mol ist ein Berechnungswerkzeug, das in der Chemie verwendet wird, um Moleküle anhand ihrer Masse zu zählen. Indem Sie die Mole von Sauerstoff und Glukose bestimmen, wissen Sie, mit wie vielen Molekülen Sie jeweils beginnen. Um das Verhältnis der beiden zu ermitteln, dividiere die Mole eines Reaktanten durch die des anderen.

Im folgenden Beispiel beginnen Sie mit 1,25 Mol Sauerstoff und 0,139 Mol Glukose. Das Verhältnis von Sauerstoff- und Glukosemolekülen beträgt also 1,25/0,139 = 9,0. Dieses Verhältnis bedeutet, dass Sie neunmal so viele Sauerstoffmoleküle haben wie Glukose.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 5

5. Bestimmen Sie das ideale Verhältnis für die Reaktion. Betrachten Sie die Gleichgewichtsreaktion. Die Koeffizienten für jedes Molekül geben Ihnen das Verhältnis der Moleküle an, die Sie benötigen, damit die Reaktion abläuft. Wenn Sie genau das durch die Formel angegebene Verhältnis verwenden, sollten beide Reaktanten gleich verwendet werden.

Für diese Reaktion werden die Reaktanten angegeben als

6 Ö 2 + C_{6} {huh}_{12} Ö_{6}

$6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ . Die Koeffizienten zeigen, dass Sie für jedes Glukosemolekül sechs Sauerstoffmoleküle benötigen. Das ideale Verhältnis für diese Reaktion ist 6 Sauerstoff / 1 Glucose = 6,0.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 6

6. Vergleichen Sie die Verhältnisse, um das limitierende Reagenz zu finden. Bei den meisten chemischen Reaktionen wird einer der Reaktionspartner früher aufgebraucht als der andere. Das zuerst verbrauchte Reagenz wird als limitierendes Reagenz bezeichnet. Dieses limitierende Reagens bestimmt, wie lange die chemische Reaktion andauern kann und welche theoretische Ausbeute Sie erwarten können. Vergleichen Sie die beiden von Ihnen berechneten Verhältnisse, um das limitierende Reagenz zu bestimmen:

Im folgenden Beispiel beginnen Sie mit neunmal so viel Sauerstoff wie Glukose, gemessen an der Molzahl. Die Formel sagt Ihnen, dass Ihr ideales Verhältnis sechsmal so viel Sauerstoff zu Glukose beträgt. Du brauchst also mehr Sauerstoff als Glukose. Das andere Reagens, in diesem Fall Glucose, ist also das limitierende Reagens.

Teil 2 von 2: Ermittlung der theoretischen Ausbeute

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 7

1. Sehen Sie sich den Kommentar an, um das gewünschte Produkt zu finden. Die rechte Seite einer chemischen Gleichung zeigt die Produkte, die die Reaktion produziert. Wenn die Reaktion ausgeglichen ist, geben die Koeffizienten jedes Produkts an, wie viele von jedem Molekülverhältnis zu erwarten sind. Jedes Produkt hat eine theoretische Rendite oder die Produktmenge, die Sie erwarten würden, wenn die Reaktion vollständig abgeschlossen ist.

In Fortsetzung des obigen Beispiels analysieren Sie die Reaktion $6 Ö 2 + C_{6} {huh}_{12} Ö_{6}$ $6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ → $6 C Ö 2 + 6 {huh}_{2} Ö$ $6CO_{2}+6H_{2}O$ . Die beiden Produkte rechts sind Kohlendioxid und Wasser.
Sie können mit beiden Produkten beginnen, wenn Sie die theoretische Ausbeute berechnen möchten. In manchen Fällen ist es möglich, dass Sie nur an einem der beiden Produkte interessiert sind. Wenn ja, fängst du damit an.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 8

2. Schreiben Sie die Mole Ihres limitierenden Reagenzes auf. Sie sollten immer die Molzahl des limitierenden Reagens mit der Molzahl eines Produkts vergleichen. Wenn Sie versuchen, die Masse jedes einzelnen zu vergleichen, erhalten Sie nicht das richtige Ergebnis.

Im obigen Beispiel ist Glucose das limitierende Reagens. Nach den Molmassenberechnungen entsprechen die ersten 25 g Glukose 0,139 Mol Glukose.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 9

3. Vergleichen Sie das Verhältnis zwischen den Molekülen im Produkt und dem Reagenz. Zurück zur Gleichgewichtsreaktion. Teilen Sie die Anzahl der Moleküle Ihres gewünschten Produkts durch die Anzahl der Moleküle Ihres limitierenden Reagenzes.

Die Gleichgewichtsreaktion für dieses Beispiel ist

6 Ö 2 + C_{6} {huh}_{12} Ö_{6}

$6O_{2}+C_{6}H_{{12}}O_{6}$ →

6 C Ö 2 + 6 {huh}_{2} Ö

$6CO_{2}+6H_{2}O$ . Diese Gleichung sagt Ihnen, dass Sie sechs Moleküle des gewünschten Produkts Kohlendioxid erwarten können (

C Ö 2

$CO_{2}$ ) und ein Glukosemolekül (

C 6 {huh}_{12} Ö_{6}

$C_{6}H_{{12}}O_{6}$ ).

Das Verhältnis von Kohlendioxid und Glukose beträgt 6/1 = 6. Mit anderen Worten, diese Reaktion kann aus einem Molekül Glukose sechs Moleküle Kohlendioxid erzeugen.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 10

4. Multiplizieren Sie dieses Verhältnis mit der Molzahl des limitierenden Reagens. Die Antwort ist die theoretische Ausbeute des gewünschten Produkts in Mol.

In diesem Beispiel entsprechen 25 g Glukose 0,139 Mol Glukose. Das Verhältnis von Kohlendioxid und Glukose beträgt 6:1. Sie gehen davon aus, dass Sie sechsmal so viele Mol Kohlendioxid produzieren können wie die Mole Glukose, mit der Sie angefangen haben.

Die theoretische Ausbeute an Kohlendioxid beträgt (0,139 mol Glucose) x (6 mol Kohlendioxid/mol Glucose) = 0,834 mol Kohlendioxid.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 11

5. Rechne das Ergebnis in Gramm um. Dies ist die Umkehrung Ihres vorherigen Schrittes zur Berechnung der Molzahl oder der Reagenzienmenge. Wenn Sie die zu erwartende Molzahl kennen, multiplizieren Sie diese mit der Molmasse des Produkts, um die theoretische Ausbeute in Gramm zu bestimmen.

Im folgenden Beispiel ist die Molmasse von CO₂ ca. 44 g/mol. (Die Molmasse von Kohlenstoff beträgt ~12 g/mol und von Sauerstoff ~16 g/mol, also insgesamt 12 + 16 + 16 = 44).

0,834 mol CO . multiplizieren₂ x 44 g/mol CO₂ = ~36,7 Gramm. Die theoretische Ausbeute des Experiments beträgt 36,7 Gramm CO₂.

Bildtitel Calculate Theoretical Yield Step 12

6. Wiederholen Sie die Berechnung für das andere Produkt, falls gewünscht. In vielen Experimenten interessiert Sie vielleicht nur die Effizienz eines bestimmten Produkts. Wenn Sie die theoretische Ausbeute beider Produkte wissen möchten, müssen Sie nur den Vorgang wiederholen.

In diesem Beispiel ist Wasser das zweite Produkt

huh 2 Ö

$H_{2}O$ . Nach der Gleichgewichtsreaktion kann man aus einem Molekül Glukose sechs Wassermoleküle erwarten. Dies ist ein Verhältnis von 6:1. 0,139 Mol Glukose sollten also 0,834 Mol Wasser ergeben.

Multiplizieren Sie die Mole Wasser mit der Molmasse von Wasser. Die Molmasse beträgt 2 + 16 = 18 g/mol. Multipliziert mit dem Produkt ergibt das 0,139 mol H₂O x 18 g/mol H₂O = ~2,50 Gramm. Die theoretische Wasserausbeute in diesem Experiment beträgt 2,50 Gramm.