Hva er det begrensende reagenset og i overskudd? hvordan det er beregnet og eksempler

den begrensende reagens er det som forbrukes helt og bestemmer hvor mye massen av produkter dannes i en kjemisk reaksjon; mens overflødig reagens er den som ikke reagerer helt etter at det begrensende reagenset er blitt konsumert.

I mange reaksjoner, er det ment at det er et overskudd av en reagens for å sikre at all interesse reagens reagere. For eksempel, hvis A reagerer med B for å oppnå C og helt vil reagere, overskytende B. Imidlertid, syntese og vitenskapelige og økonomiske kriterier er lagt til, er de som avgjør om et overskudd av A eller av B.

Begrensningsreagenset bestemmer mengden produkt som kan dannes i den kjemiske reaksjonen. Derfor, hvis du vet hvor mye du reagerte fra A, bestemmer du umiddelbart hvor mye som ble dannet fra C. Aldri viser overflødig reagens mengdene dannet av produktet.

Og hvis de forbruker både A og B i reaksjonen? Da snakker av en ekvimolar blanding av A og B. I praksis er imidlertid ikke lett å sikre at det finnes like mange mol eller ekvivalenter av samtlige reagenser; I så fall kan en av de to, A eller B, brukes til å beregne mengden dannet av C.

index

• 1 Hvordan beregnes begrensende og overskytende reagenser??
  • 1.1 Metode 1
  • 1.2 Metode 2
• 2 Eksempler
  • 2.1 - Eksempel 1
  • 2.2 - Eksempel 2
• 3 referanser

Hvordan beregnes begrensende og overskytende reagenser??

Det er mange måter å identifisere og beregne mengden av begrensende reagens som kan gripe inn i reaksjonen. Når de er beregnet, er de andre reagensene i overskudd.

En fremgangsmåte for å identifisere hvilken er den begrensende reagens, basert på sammenligning av forholdet mellom reagensene med det støkiometriske forhold, som er beskrevet nedenfor.

Metode 1

En kjemisk reaksjon kan skematiseres på følgende måte:

aX + bY => cZ

Hvor X, Y og Z representerer antall mol av hvert reagens og produkt. Mens a, b og c representerer deres støkiometriske koeffisienter, som skyldes kjemisk balanse av reaksjonene.

Hvis forholdet (X / a) og forholdet (Y / b) blir oppnådd, at reagensen med den minste forholdet er den begrensende reagensen.

Når de ovennevnte forholdene beregnes er å etablere forholdet mellom antall mol som er tilstede i reaksjonen (X, Y og Z) og det antall mol som er involvert i reaksjonen, representert ved de støkiometriske koeffisientene av reaktantene (a og b).

Derfor, jo lavere er det forhold som innstilles for en reagens, desto større er underskudd som reagens for å fullføre reaksjonen; og derfor er det det begrensende reagenset.

eksempel

SiO₂(er) + 3 C (s) => SiC (s) + 2 CO₂(G)

3 g SiO blir omsatt₂ (silisiumoksyd) med 4,5 g C (karbon).

Moles SiO₂

Masse = 3 g

Molekylvekt = 60 g / mol

Antall mol SiO₂ = 3g / (60g / mol)

0,05 mol

Antall mol C

Masse = 4,5 g

Atomvekt = 12 g / mol

Antall mol C = 4,5 g / (12 g / mol)

0,375 mol

Forholdet mellom antall mol av reaktantene og deres støkiometriske koeffisienter:

For SiO₂ = 0,05 mol / 1 mol

Kvotient = 0,05

For C = 0,375 mol / 3 mol

Forhold = 0,125

Fra sammenligningen av verdiene av kvotientene kan det konkluderes med at det begrensende reagens er SiO₂.

Metode 2

Masseprodusert SiC beregnes fra den foregående reaksjon når 3 g SiO anvendes₂ og når du bruker 4,5 g C

(3 g SiO₂) x (1 mol SiO)₂/ 60 g SiO₂) x (1 mol SiC / 1 mol SiO)₂) X (40 g SiC / 1 mol SiC) = 2 g SiC

(4,5 g C) x (C 3 mol / g 36 C) x (1 mol av SiC / 3 mol C) x (40 g SiC / SiC 1 mol) = 5 g SiC

Deretter skjer det mer SiC (silisiumkarbid) hvis reaksjonen foregår alt karbon forbruker produsert mengde når det forbrukes hele SiO₂. Til slutt, SiO₂ er det begrensende reagenset, siden alt overskudd C ville bli dannet mer SiC.

eksempler

-Eksempel 1

0,5 mol aluminium blir reagert med 0,9 mol klor (Cl₂) for å danne aluminiumklorid (AlCl₃): Hva er det begrensende reagenset og hva er reagenset i overskudd? Beregn massen av det begrensende reagenset og overflødig reagens

2 Ved (s) + 3 Cl₂(g) => 2 AlCl₃(S)

Metode 1

Forholdene mellom molene av reaktantene og de støkiometriske koeffisientene er:

For aluminium = 0,5 mol / 2 mol

Aluminiumforhold = 0,25

For Cl₂ = 0,9 mol / 3 mol

Cl-forholdet₂ = 0,3

Da er det begrensende reagenset aluminium.

En lignende konklusjon er nådd dersom man bestemmer molene klor som kreves for å bli kombinert med 0,5 mol aluminium.

Moles av Cl₂ = (0,5 mol Al) x (3 mol Cl₂/ 2 mol Al)

0,75 mol Cl₂

Deretter er det et overskudd av Cl₂: 0,75 mol er nødvendig for å reagere med aluminium og 0,9 mol er tilstede. Derfor er det et overskudd på 0,15 mol Cl_2.

Det kan konkluderes med at det begrensende reagenset er aluminium

Beregning av reaktantmassene

Masse av begrensende reagens:

Aluminiummasse = 0,5 mol Al x 27 g / mol

13,5 g.

Atommassen av Al er 27g / mol.

Masse av overskudd av reagens:

Det forlot 0,15 mol Cl₂

Cl Mass₂ rester = 0,15 mol Cl₂ x 70 g / mol

10,5 g

-Eksempel 2

Den følgende ligning representerer reaksjonen mellom sølvnitrat og bariumklorid i vandig oppløsning:

2 AgNO₃ (ac) + BaCl₂ (ac) => 2 AgCl (s) + Ba (NO₃)₂ (Aq)

I følge denne ligningen, hvis en oppløsning inneholdende 62,4 g AgNO₃ blandes med en oppløsning inneholdende 53,1 g BaCl₂: a) Hva er det begrensende reagenset? b) Hvor mange reagenser forblir uomsatt? c) Hvor mange gram AgCl ble dannet?

Molekylvekter:

-AgNO₃: 169,9 g / mol

-bacl₂: 208,9 g / mol

-AgCl: 143,4 g / mol

-Ba (NO₃)₂: 261,9 g / mol

Metode 1

For å anvende metode 1, som tillater identifisering av det begrensende reagenset, er det nødvendig å bestemme molene AgNO₃ og BaCl₂ til stede i reaksjonen.

Moles av AgNO₃

Molekylvekt 169,9 g / mol

Masse = 62,4 g

Antall mol = 62,4 g / (169,9 g / mol)

0,367 mol

Moles av BaCl₂

Molekylvekt = 208,9 g / mol

Masse = 53,1 g

Antall mol = 53,1 g / (208,9 g / mol)

0,254 mol

Bestemmelse av kvotientene mellom antall mol av reaktantene og deres støkiometriske koeffisienter.

For AgNO₃ = 0,367 mol / 2 mol

Forhold = 0,184

For BaCl₂ = 0,254 mol / 1 mol

Forhold = 0,254

Basert på metode 1 tillater verdien av kvotientene å identifisere AgNO₃ som det begrensende reagenset.

Beregning av overskytende reagensmasse

Støkiometrisk balanse av reaksjonen indikerer at 2 mol AgNO₃ reagere med 1 mol BaCl_2.

Moles av BaCl₂= (0,367 mol AgNO₃) x (1 mol BaCl₂/ 2 mol AgNO₃)

0,1835 mol BaCl₂

Og molene av BaCl₂ som ikke intervenerte i reaksjonen, det vil si at de er i overskudd, er:

0,254 mol - 0,1835 mol = 0,0705 mol

BaCl masse₂ i overkant:

0,0705 mol x 208,9 g / mol = 14,72 g

oppsummering:

Reagens i overskudd: BaCl₂

Masse i overskudd: 14,72 g

Beregning av gram AgCl produsert i reaksjonen

For å beregne massene av produktene beregnes beregningene basert på begrensende reagens.

g av AgCl = (62,4 g AgNO₃) x (1 mol AgNO₃/ 169,9 g) x (2 mol AgCl / 2 mol AgNO₃) x (142,9 g / mol AgCl)

52,48 g

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning.
2. Flores J. (2002). Kjemi. Redaktør Santillana
3. Wikipedia. (2018). Begrensende reagens: en.wikipedia.org
4. Shah S. (21. august 2018). Begrensende reagenser. Kjemi LibreTexts. Hentet fra: chem.libretexts.org
5. Støkiometribegrensende reagenseksempler. Hentet fra: chemteam.info
6. Washington University. (2005). Begrensende reagenser. Hentet fra: chemistry.wustl.edu