Begrensende reaktant og prosentutbytte forklart

Hvorfor mol, ikke gram, avgjør hvilken reaktant som tar slutt

En balansert likning teller partikler. 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O betyr at to hydrogenmolekyler reagerer med ett oksygenmolekyl, eller 2 mol med 1 mol. Den sier ingenting direkte om gram, fordi ulike stoffer har ulik molar masse. Å sammenligne massene til to reaktanter kan derfor ikke fortelle deg hvilken som tar slutt først.

Molforholdet fra koeffisientene fungerer som en vekslingskurs mellom stoffer. For å bruke det regner du først hver oppgitte masse eller volum om til mol, bruker forholdet, og regner bare tilbake til gram hvis spørsmålet etterspør en masse.

En analogi fra kjøkkenet viser ideen. Hvis hver sandwich trenger 2 brødskiver og 1 ostskive, lager 10 brødskiver og 7 ostskiver bare 5 sandwicher. Brødet begrenser, selv om det er flere skiver av det, fordi oppskriften bruker brød dobbelt så fort.

To pålitelige tester for den begrensende reaktanten

Sammenlign produktmengder. For hver reaktant beregner du hvor mye produkt den kunne ha dannet hvis alt annet var ubegrenset. Reaktanten som gir minst produkt, er begrensende, og den minste mengden er det teoretiske utbyttet. Denne testen svarer samtidig på det vanligste oppfølgingsspørsmålet.

Sammenlign nødvendig med tilgjengelig. Velg én reaktant, beregn hvor mye av en annen reaktant den ville trenge, og sammenlign med det som finnes. Hvis det er mindre til stede enn nødvendig, er den andre reaktanten begrensende; ellers er den første det. En likeverdig snarvei deler hver reaktants stoffmengde i mol på koeffisienten; den minste kvotienten peker ut den begrensende reaktanten.

Begge testene trenger en balansert likning og stoffmengder i mol. Med tre eller flere reaktanter er testen med produktmengder eller snarveien med deling på koeffisient mindre utsatt for feil enn å sammenligne reaktantene to og to.

Regneeksempel: kobbertråd i sølvnitratløsning

Kobber fortrenger sølv fra sølvnitrat: Cu(s) + 2 AgNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + 2 Ag(s). Et stykke kobbertråd på 3.00 g legges i en løsning som inneholder 8.50 g AgNO₃. Hvilken reaktant er begrensende, hvilken masse sølv kan dannes, og hvor mye kobber er igjen? Molare masser bruker IUPACs standard atomvekter avrundet til to desimaler (Cu 63.55, Ag 107.87, N 14.01, O 16.00), så AgNO₃ er 169.88 g/mol.

Regn om til mol og behold ekstra siffer: 3.00 g Cu ÷ 63.55 g/mol = 0.047207 mol Cu, og 8.50 g AgNO₃ ÷ 169.88 g/mol = 0.050035 mol AgNO₃. Kobberet ville trenge 2 × 0.047207 = 0.094414 mol AgNO₃, men det er bare 0.050035 mol til stede, så AgNO₃ er begrensende, selv om massen er nesten tre ganger så stor som massen av kobberet.

Teoretisk utbytte av sølv: 0.050035 mol AgNO₃ × (2 mol Ag / 2 mol AgNO₃) × 107.87 g/mol = 5.397 g, oppgitt som 5.40 g. Hvis beregningen i stedet baseres på kobber, ville man forutsi 10.18 g sølv, som ikke kan dannes fordi sølvnitratet tar slutt først.

Overskudd av kobber: AgNO₃ bruker 0.050035 mol ÷ 2 = 0.025018 mol Cu, eller 0.025018 mol × 63.55 g/mol = 1.590 g. Gjenværende kobber = 3.00 g − 1.590 g = 1.41 g, oppgitt til hundredeler fordi 3.00 g er kjent til hundredeler. Massen er bevart: 5.397 g Ag + 4.693 g Cu(NO₃)₂ (187.57 g/mol) + 1.410 g Cu = 11.50 g, lik 3.00 g + 8.50 g ved starten.

Teoretisk utbytte, faktisk utbytte og prosentutbytte

Det teoretiske utbyttet er den største mengden produkt den begrensende reaktanten kan danne, forutsatt at reaksjonen går til fullføring slik den er skrevet, uten sidereaksjoner og uten tap. Det faktiske utbyttet er mengden du isolerer og måler. Prosentutbytte = (faktisk utbytte ÷ teoretisk utbytte) × 100 %.

Utbytter under 100 % er normalt. En reaksjon kan nå likevekt før den begrensende reaktanten er brukt opp, sidereaksjoner kan bruke opp reaktanter, og produkt går tapt under filtrering, overføring, vasking eller omkrystallisering. Et utbytte over 100 % for et produkt som skal være rent, betyr vanligvis at det fortsatt inneholder løsemiddel eller urenheter, eller at en masse er notert feil. Se på det som et signal om å tørke og veie på nytt, ikke som et resultat.

Begge utbyttene må beskrive samme stoff i samme enheter. Hvis det teoretiske utbyttet er i mol, regner du også det faktiske utbyttet om til mol, eller uttrykker begge i gram.

Regneeksempel: prosentutbytte i en estersyntese

Isopentylacetat, en ester med lukt som minner om banan, dannes av eddiksyre og isopentylalkohol (3-metyl-1-butanol): C₂H₄O₂ + C₅H₁₂O → C₇H₁₄O₂ + H₂O. En blanding av 6.00 g eddiksyre og 7.50 g isopentylalkohol gir 8.12 g renset ester. Hva er prosentutbyttet?

Molare masser (C 12.01, H 1.01, O 16.00): eddiksyre 60.06 g/mol, isopentylalkohol 88.17 g/mol, ester 130.21 g/mol. Stoffmengder: 6.00 g ÷ 60.06 g/mol = 0.09990 mol syre og 7.50 g ÷ 88.17 g/mol = 0.08506 mol alkohol. Forholdet er 1:1, så alkoholen er begrensende, og 0.01484 mol syre er i overskudd. Å bruke én reaktant i overskudd er en vanlig måte å presse en likevektsbegrenset reaksjon som denne mot produkt.

Teoretisk utbytte = 0.08506 mol × 130.21 g/mol = 11.076 g. Prosentutbytte = (8.12 g ÷ 11.076 g) × 100 % = 73.3 %, tre gjeldende siffer fra 8.12 g og 7.50 g. Hvis det teoretiske utbyttet avrundes til 11.1 g før divisjonen, får man 73.2 %, så behold den uavrundede verdien videre.

Prosentutbytte virker også baklengs. For å få 5.00 g ester med samme utbytte på 73.3 % trenger du et teoretisk utbytte på 5.00 g ÷ 0.733 = 6.82 g, som er 0.0524 mol ester. Det krever minst 0.0524 mol, eller 4.62 g, isopentylalkohol, med syren i overskudd.

Feil med utbytte og overskuddsreaktant å se etter

De fleste feil i disse oppgavene er feil i oppsettet og ikke i regningen, så hver av dem har en kontroll som ikke krever at du gjør hele beregningen om.

Når du er ferdig, bekrefter du tre ting: den begrensende reaktanten ble valgt ut fra mol, det teoretiske utbyttet kom fra den reaktanten, og prosentutbyttet er 100 % eller lavere.

• Å velge den begrensende reaktanten ved å sammenligne masser. I kobbereksemplet var reaktanten med størst masse den begrensende.
• Å sammenligne stoffmengder i mol uten koeffisientene. Del hver stoffmengde på koeffisienten sin, eller regn ut produktet fra hver reaktant.
• Å beregne det teoretiske utbyttet ut fra overskuddsreaktanten. Det teoretiske utbyttet er alltid den minste av de mulige produktmengdene.
• Å finne overskuddet som er igjen ved å trekke massen av ett stoff fra massen av et annet. Regn ut hvor mye av overskuddsreaktanten som forbrukes, i dens egne enheter, og trekk det fra mengden av samme stoff som var til stede.
• Å bytte om faktisk og teoretisk utbytte i formelen. Et prosentutbytte over 100 % for et tørt, rent produkt betyr at noe er galt.
• Å avrunde mellomverdier. Gjør det siste trinnet om med uavrundede tall og se om de oppgitte sifrene endrer seg.