Ausbeute einer Reaktion. Ausbeute einer chemischen Reaktion

Bei den meisten in der Praxis in Industrie und Laboratorien durchgeführten chemischen Reaktionen liegt die erhaltene Produktmenge unter der theoretisch erwarteten Menge. Dies bedeutet, dass die Reaktionsausbeute ungleich 100 % ist, da die Gesamtmasse der Edukte nicht vollständig in Produkte umgewandelt wurde.

Dies kann aufgrund mehrerer Faktoren passieren, siehe die häufigsten:

• Es können parallele Reaktionen zu der gewünschten auftreten, und als Ergebnis wird ein Teil eines oder beider Reaktanten verbraucht, wodurch unerwünschte Produkte gebildet werden;
• Die Reaktion kann unvollständig sein, weil sie reversibel ist; so wird ein Teil des gebildeten Produkts wieder in Reaktanten umgewandelt;
• Während der Reaktion kann es zu Produktverlusten kommen, z. B. bei der Verwendung von Geräten von schlechter Qualität oder durch Bedienungsfehler.

Daher ist es ausdrücklich wichtig, die Realeinkommen oder Reaktionsausbeute die unter den Bedingungen, unter denen die Reaktion durchgeführt wird, zu erwarten ist. Die Reaktionsausbeute ist a

Prozent der theoretisch erwarteten. Dazu müssen wir die folgenden drei Schritte ausführen:

Sehen Sie sich einige Beispiele an, wie diese Art von Berechnung durchgeführt wird:

1. Beispiel: 2 g Wasserstoffgas (H₂) mit 16 g Sauerstoffgas (O₂), wobei 14,4 g Wasser (H₂Ö). Berechnen Sie die tatsächliche Ausbeute dieser Reaktion. (Daten: Molmassen: H₂ = 2 g/mol; Ö₂ = 32 g/mol; H₂O = 18 g/mol).

1. Schritt:

Wir müssen die chemische Reaktion schreiben ausgewogen um zu wissen, wie hoch die theoretische Ausbeute dieser Reaktion ist:

2 Stunden₂ + 1 O₂ → 2 H₂Ö
2 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
2. 2g 1. 32g 2. 18 g
4g 32g 36g

Theoretisch 4 g H₂ umgesetzt mit 32 g O_2, produziert 36 g H₂Ö. Mit den in der Übung angegebenen Werten stellen wir eine einfache Dreierregel auf und ermitteln die theoretische Ausbeute. Dies erfolgt im nächsten Schritt.

2. Schritt:

Es ist wichtig zu überprüfen, ob einer der Reaktanten die Reaktion einschränkt, denn wenn er abläuft, wird die Reaktion gestoppt, unabhängig davon, wie viel Überschuss Sie noch von dem anderen Reaktanten haben. Um dies zu wissen, bestimmen Sie einfach die Produktmenge, die von jedem der Reagenzien separat gebildet werden würde:

- Zum H₂: - Zum O₂:
4 g H₂ 36 g H_2­32 g H₂ 36 g H_2­Ö
2 g H₂ x 16 g H₂ x

x = 2gr. 36 g = 18 g Wasser x = 16gr. 36 g = 18 g Wasser
4g 32g

Da beide die gleiche Menge Wasser produzierten, reagieren sie proportional und es gibt weder einen Überschuss an Reagens noch ein limitierendes Reagens.

3. Schritt:

Setzen Sie nun nur noch die theoretische Ausbeute (18 g Wasser) mit der tatsächlich erhaltenen Ausbeute der Reaktion in Beziehung, die in der Aussage (14 g Wasser) angegeben wurde:

Theoretische Ausbeute 100 %
Realeinkommen x
x = Tatsächliches Einkommen. 100%
Theoretische Ausbeute

18 g 100 % Wasser
14,4 g Wasser x
x = 14,4g. 100%
18g
x = 80%

Die Ausbeute dieser Reaktion betrug 80 %.

Aber was wäre, wenn wir die prozentuale Ausbeute wüssten und herausfinden wollten, wie viel Produktmasse bei der Reaktion erhalten wird? Das nächste Beispiel beschäftigt sich damit:

2. Beispiel: In einer Ammoniak(NH)-Produktionsreaktion₃), 360 g Wasserstoffgas (H₂) und eine ausreichende Menge Stickstoffgas (N₂) mit einer Rendite von 20 %. Wie viel Ammoniak wurde gewonnen? (Daten: Molmassen: H₂ = 2 g/mol; Nein₂ = 28 g/mol; NH₃ = 17 g/mol).

1. Schritt:

1 N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
1 mol 3 mol 2 mol
↓ ↓ ↓
1. 28g 3. 2g 2. 17 g
28 g 6 g 34 g

Nehmen wir als Referenz nur das Wasserstoffgas, dessen Masse in der Reaktion in der Übung angegeben wurde:

2. Schritt:

Da die Äußerung besagte, dass sie verwendet wurde „eine ausreichende Menge Stickstoffgas (N₂)”, wir wissen bereits, dass kein Überschuss an Reagenz vorhanden ist.

Nehmen wir als Referenz nur das Wasserstoffgas, dessen Masse in der Reaktion in der Übung angegeben wurde:

6 g H₂ 34 g NH₃
360 g H₂ x
x = 360gr. 34 g = 2040 g NH₃
6 g

3. Schritt:

Theoretische Ausbeute 100 %
x Prozentualer Ertrag
2040 g NH₃ 100%
x g NH₃ 20%
x = 2040 gr. 20%
100%
x = 408 g NH₃

Die Reaktion von 360 g Wasserstoffgas mit einer Ausbeute von 20 % liefert 408 g Ammoniakgas.

Von Jennifer Fogaça
Abschluss in Chemie

Quelle: Brasilien Schule - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rendimento-uma-reacao.htm