Der Raum um uns herum ist mit verschiedenen physischen Körpern gefüllt, die aus bestehen verschiedene Substanzen mit unterschiedlichen Gewichten. Schulkurse Chemie und Physik, die das Konzept und die Methode zur Bestimmung der Masse eines Stoffes einführten, wurden von allen Schülern der Schule gehört und sicher vergessen. Aber inzwischen Theoretisches Wissen Einmal gekauft, kann es sein, dass es im unerwartetsten Moment benötigt wird.

Berechnen der Masse eines Stoffes anhand der spezifischen Dichte des Stoffes. Beispiel – es gibt ein 200-Liter-Fass. Sie müssen das Fass mit einer beliebigen Flüssigkeit füllen, beispielsweise hellem Bier. Wie ermittelt man die Masse eines gefüllten Fasses? Mit der Formel für die Dichte einer Substanz p=m/V, wobei p die spezifische Dichte der Substanz, m die Masse und V das eingenommene Volumen ist, ist es sehr einfach, die Masse eines vollen Fasses zu ermitteln:

• Volumenmaße – Kubikzentimeter, Meter. Das heißt, ein 200-Liter-Fass hat ein Volumen von 2 m³.
• Das Maß für die spezifische Dichte wird anhand von Tabellen ermittelt und ist konstanter Wert für jeden Stoff. Die Dichte wird in kg/m³, g/cm³, t/m³ gemessen. Die Dichte von hellem Bier und anderen alkoholischen Getränken kann auf der Website eingesehen werden. Sie beträgt 1025,0 kg/m³.
• Aus der Dichteformel p=m/V => m=p*V: m = 1025,0 kg/m³* 2 m³=2050 kg.

Ein vollständig mit hellem Bier gefülltes 200-Liter-Fass hat eine Masse von 2050 kg.

Ermitteln der Masse eines Stoffes mit Molmasse. M (x)=m (x)/v (x) ist das Verhältnis der Masse eines Stoffes zu seiner Menge, wobei M (x) die Molmasse von X, m (x) die Masse von X und v ist (x) ist die Menge der Substanz X. Wenn die Problemstellung nur einen bekannten Parameter angibt – die Molmasse einer bestimmten Substanz, wird es nicht schwierig sein, die Masse dieser Substanz zu ermitteln. Beispielsweise ist es notwendig, die Masse von Natriumiodid NaI bei einer Stoffmenge von 0,6 Mol zu ermitteln.

• Die Molmasse wird im einheitlichen SI-Messsystem berechnet und in kg/mol, g/mol gemessen. Die Molmasse von Natriumiodid ist die Summe der Molmassen jedes Elements: M (NaI) = M (Na) + M (I). Der Wert der Molmasse jedes Elements kann aus der Tabelle oder mit dem Online-Rechner auf der Website berechnet werden: M (NaI)=M (Na)+M (I)=23+127=150 (g/mol) .
• Aus allgemeine Formel M (NaI)=m (NaI)/v (NaI) => m (NaI)=v (NaI)*M (NaI)= 0,6 mol*150 g/mol=90 Gramm.

Masse Natriumiodid (NaI) mit Massenanteil Die Substanz von 0,6 Mol beträgt 90 Gramm.

Ermitteln der Masse eines Stoffes anhand seines Massenanteils in Lösung. Die Formel für den Massenanteil einer Substanz lautet ω=*100 %, wobei ω der Massenanteil der Substanz ist und m (Substanz) und m (Lösung) Massen sind, gemessen in Gramm, Kilogramm. Der Gesamtanteil der Lösung wird immer als 100 % angenommen, andernfalls kommt es zu Fehlern in der Berechnung. Die Formel für die Masse eines Stoffes lässt sich leicht aus der Formel für den Massenanteil eines Stoffes ableiten: m (Stoff) = [ω*m (Lösung)] /100 %. Allerdings gibt es einige Besonderheiten bei der Änderung der Lösungszusammensetzung, die bei der Lösung von Problemen zu diesem Thema berücksichtigt werden müssen:

• Verdünnen Sie die Lösung mit Wasser. Die Masse des gelösten Stoffes X ändert sich nicht m (X)=m’(X). Die Masse der Lösung erhöht sich um die Masse des zugesetzten Wassers m’ (p) = m (p) + m (H 2 O).
• Verdunstung von Wasser aus der Lösung. Die Masse des gelösten Stoffes X ändert sich nicht m (X)=m’ (X). Die Masse der Lösung verringert sich um die Masse des verdampften Wassers m’ (p) = m (p) – m (H 2 O).
• Zwei Lösungen zusammenführen. Die Massen der Lösungen sowie die Massen des gelösten Stoffes X addieren sich beim Mischen zu: m’’ (X) = m (X) + m’ (X). m'' (p)=m (p)+m' (p).
• Verlust von Kristallen. Die Massen des gelösten Stoffes ).

Ein Algorithmus zum Ermitteln der Masse eines Reaktionsprodukts (einer Substanz), wenn die Ausbeute des Reaktionsprodukts bekannt ist. Die Produktausbeute ergibt sich aus der Formel η=*100 %, wobei m (x praktisch) die Masse des Produkts x ist, die als Ergebnis des praktischen Reaktionsprozesses erhalten wird, m (x theoretisch) die berechnete Masse der Substanz ist X. Daher m (x praktisch)=[η*m (x theoretisch)]/100 % und m (x theoretisch)=/η. Die theoretische Masse des resultierenden Produkts ist aufgrund des Reaktionsfehlers immer größer als die praktische Masse und beträgt 100 %. Wenn das Problem nicht die Masse des in einer praktischen Reaktion erhaltenen Produkts angibt, wird diese als absolut und gleich 100 % angenommen.

Möglichkeiten zur Bestimmung der Masse eines Stoffes – ein nützlicher Kurs Schulung, aber durchaus praktische Methoden. Jeder kann die Masse des benötigten Stoffes leicht ermitteln, indem er die obigen Formeln anwendet und die vorgeschlagenen Tabellen verwendet. Um die Aufgabe zu erleichtern, notieren Sie alle Reaktionen und ihre Koeffizienten.

Drei Problemvarianten: 1. Es werden die Massen des Ausgangsstoffes und des Reaktionsproduktes angegeben. Bestimmen Sie die Ausbeute des Reaktionsprodukts. 2. Angegeben sind die Massen des Ausgangsstoffes und die Ausbeute des Reaktionsproduktes. Bestimmen Sie die Masse des Produkts. 3. Die Masse des Produkts und die Ausbeute des Produkts werden angegeben. Bestimmen Sie die Masse der Ausgangssubstanz.

Gegeben: m(ZnO) = 32,4 g m pr (Zn) = 24 g Finden Sie: ωout (Zn) - ? Lösung: 3ZnO + 2Al = 3Zn + Al 2 O 3 3 mol Lesen Sie die Aufgabe, schreiben Sie die Bedingung auf (gegeben, finden), erstellen Sie die Reaktionsgleichung (stellen Sie die Koeffizienten ein), unterstreichen Sie, was in der Aufgabe gegeben ist, was sein muss gefunden, notieren Sie deren Mengen unter den unterstrichenen Substanzen gemäß der Gleichung (Mol). Wenn Aluminium auf Zinkoxid mit einem Gewicht von 32,4 g einwirkt, werden 24 g Zink erhalten. Finden Sie den Massenanteil der Reaktionsproduktausbeute.

Gegeben: m(ZnO) = 32,4 g m pr (Zn) = 24 g Finden Sie: ωout (Zn) - ? М(ZnO)=81g/mol Lösung: 0,4 mol x 3ZnO + 2Al = 3Zn + Al 2 O 3 3 mol Ermitteln wir die Menge der Substanz ZnO mit der Formel: =m/M. Signieren wir die Stoffmenge darüber in der Gleichung. Über Zn unterschreiben wir x. Finden wir x, indem wir das Verhältnis zusammensetzen und lösen. (ZnO) = 32,4/81 = 0,4 mol 0,4/3 = x/3 x = 0,4 mol ist die theoretische Menge der durch die Gleichung ermittelten Substanz

Gegeben: m(ZnO) = 32,4 g m pr (Zn) = 24 g Finden Sie: ωout (Zn) - ? M(ZnO) = 81 g/mol M(Zn) = 65 g/mol Lösung: 0,4 mol x 3ZnO + 2Al = 3Zn + Al 2 O 3 3 mol Rechnen wir die resultierende Stoffmenge Zn mit der Formel in Masse um: m = M m (Zn) =0,4 mol × 65 g/mol = 26 g ist die theoretische Masse von Zn. In der Aufgabe ergibt die Bedingung eine praktische Masse von 24 g. Nun wollen wir den Anteil der Produktausbeute an der theoretisch möglichen ermitteln. ω out = = = 0,92 (oder 92 %) m pr (Zn) m theor (Zn) 24 g 26 g Antwort: ω out = 92 %

Gegeben: m (Al(OH) 3) = 23,4 g ω out (Al 2 O 3) = 92 % Gefunden: m in (Al 2 O 3) -? M(Al(OH) 3) = 78 g/mol Lösung: 0,3 mol x 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O 2 mol 1 mol Bestimmen Sie die Masse an Aluminiumoxid, die aus 23, 4 gewonnen werden kann g Aluminiumhydroxid, wenn die Reaktionsausbeute 92 % der theoretisch möglichen beträgt. M(Al 2 O 3) = 102 g/mol (Al(OH) 3) = 23,4 g/78 g/mol = 0,3 mol 0,3/2 = x/1 x = 0,15 mol m Theorie (Al 2 O 3) = n M = 0,15 mol 102 g/mol = 15,3 g m Bsp. (Al 2 O 3) = 15,3 g × 0,92 = 14 g Antwort: m Bsp. (Al 2 O 3) = 14 g

Bei der Reaktion von Kohlenmonoxid (II) mit Eisenoxid (III) entsteht Eisen mit einem Gewicht von 11,2 g. Ermitteln Sie die Masse des verwendeten Eisen(III)-oxids und berücksichtigen Sie dabei, dass die Ausbeute an Reaktionsprodukten 80 % der theoretisch möglichen beträgt. Gegeben: m in (Fe) = 11,2 g ω out (Fe) = 80 % Gefunden: M (Fe 2 O 3) - ? Lösung: Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 1 mol 2 mol m theor = = =14 g m pr (Fe) ω out (Fe) 11,2 g 0,8

Gegeben: m in (Fe) = 11,2 g ω out (Fe) = 80 % Gefunden: m(Fe 2 O 3) - ? M (Fe) = 56 g/mol M (Fe 2 O 3) = 160 g/mol Lösung: x 0,25 mol Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 1 mol 2 mol Wir rechnen die gefundene theoretische Masse an Eisen um in Menge Stoffe nach der Formel: = m/M ((Fe) = 14 g /56 g/mol = 0,25 mol Schreiben wir diese Eisenmenge darüber in die Gleichung, schreiben wir x über das Oxid. Lösen wir das Verhältnis: x /1 = 0,25/ 2, x = 0,125 mol Jetzt in Masse umrechnen mit der Formel: m = ×M m(Fe 2 O 3) = 0,125 mol × 160 g/mol = 20 g Antwort: m(Fe 2 O 3) = 20 g

Aufgaben zur eigenständigen Lösung 1. Um einen Niederschlag aus Bariumsulfat zu erhalten, wurde Schwefelsäure mit einem Gewicht von 490 g entnommen. Der Massenanteil der Salzausbeute vom theoretisch Möglichen betrug 60 %. Welche Masse erhält man an Bariumsulfat? 2. Berechnen Sie die Ausbeute an Ammoniumnitrat als Prozentsatz des theoretisch möglichen, wenn durch Durchleiten von 85 g Ammoniak durch eine Salpetersäurelösung 380 g Salz erhalten würden. 3. Als Ergebnis der katalytischen Oxidation von Schwefel (IV) Oxid mit einem Gewicht von 16 kg und überschüssigem Sauerstoff entsteht Schwefel(VI)-oxid. Berechnen Sie die Masse des Reaktionsprodukts, wenn seine Ausbeute 80 % der theoretisch möglichen beträgt. 4. Berechnen Sie die Masse an Salpetersäure, die aus 17 g Natriumnitrat bei der Reaktion mit konzentrierter Schwefelsäure gewonnen werden kann, wenn der Massenanteil der Säureausbeute 0,96 beträgt. 5. Gelöschter Kalk wurde in der erforderlichen Menge mit 3,15 kg reiner Salpetersäure behandelt. Welche Masse an Calciumnitrat wurde erhalten, wenn praktische Lösung in Massenanteilen beträgt 0,98 oder 98 % im Vergleich zur Theorie?

Bestimmung des Massen- oder Volumenanteils der Ausbeute des Reaktionsprodukts aus dem theoretisch Möglichen

Eine quantitative Abschätzung der Ausbeute des Reaktionsprodukts aus dem theoretisch Möglichen wird in Bruchteilen einer Einheit oder in Prozent ausgedrückt und nach den Formeln berechnet:

M praktisch / m Theorie;

M praktisch / m theoretisch *100 %,

wobei (etta) der Massenanteil der Reaktionsproduktausbeute an der theoretisch möglichen ist;

V praktisch / V theoretisch;

V praktisch / V theoretisch * 100 %,

wo (fi) - Volumenanteil die Ausbeute des Reaktionsproduktes vom theoretisch Möglichen.

Beispiel 1. Bei der Reduktion von 96 g Kupfer(II)-oxid mit Wasserstoff erhält man 56,4 g Kupfer. Wie hoch ist die theoretisch mögliche Ausbeute?

Lösung:

1.Schreiben Sie die Gleichung chemische Reaktion:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

1 mol1 mol

2. Berechnen Sie die chemische Menge an Kupferoxid ( II):

M(CuO) = 80 g/mol,

n(CuO) = 96/80 = 1,2 (Mol).

3. Wir berechnen die theoretische Ausbeute an Kupfer: Basierend auf der Reaktionsgleichung, n(Cu) = n(CuO) = 1,2 mol,

m (С u) = 1,2 · 64 = 76,8 (g),

weil M(C u) = 64 g/mol

4. Berechnen Sie den Massenanteil der Kupferausbeute im Vergleich zum theoretisch Möglichen: = 56,4/76,8 = 0,73 oder 73 %

Antwort: 73 %

Beispiel 2. Wie viel Jod kann durch die Einwirkung von Chlor auf Kaliumjodid mit einem Gewicht von 132,8 kg erzeugt werden, wenn der Produktionsverlust 4 % beträgt?

Lösung:

1. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf:

2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2

2 kmol 1 kmol

2. Berechnen Sie die chemische Menge an Kaliumiodid:

M(K I) = 166 kg/kmol,

n (K I ) = 132,8/166 = 0,8 (kmol).

2. Wir ermitteln die theoretische Ausbeute an Jod: Basierend auf der Reaktionsgleichung

n(I 2)= 1/2n(KI) = 0,4 mol,

M (I 2) = 254 kg/kmol.

Daraus ergibt sich: m (I 2 ) = 0,4 * 254 = 101,6 (kg).

3. Wir bestimmen den Massenanteil der praktischen Jodausbeute:

=(100 - 4) = 96 % oder 0,96

4. Bestimmen Sie die praktisch erhaltene Jodmasse:

m (I 2 )= 101,6 * 0,96 = 97,54 (kg).

Antwort: 97,54 kg Jod

Beispiel 3. Bei der Verbrennung von 33,6 dm 3 Ammoniak wurde Stickstoff mit einem Volumen von 15 dm 3 gewonnen. Berechnen Sie den Volumenanteil der Stickstoffausbeute als Prozentsatz des theoretisch möglichen.

Lösung:

1. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf:

4 NH 3 + 3 O 2 = 2 N 2 + 6 H 2 O

4 mol2 mol

2. Berechnen Sie die theoretische Stickstoffausbeute: gemäß dem Gay-Lussac-Gesetz

Bei der Verbrennung von 4 dm 3 Ammoniak werden 2 dm 3 Stickstoff gewonnen und

Bei der Verbrennung entstehen 33,6 dm 3 dm 3 Stickstoff

x = 33. 6*2/4 = 16,8 (dm 3).

3. Wir berechnen den Volumenanteil der Stickstoffausbeute aus dem theoretisch möglichen:

15/16,8 =0,89 oder 89 %

Antwort: 89 %

Beispiel 4. Welche Ammoniakmasse wird benötigt, um 5 Tonnen Salpetersäure mit einem Säuremassenanteil von 60 % herzustellen, wenn man davon ausgeht, dass die Ammoniakverluste bei der Produktion 2,8 % betragen?

Lösung:1. Wir schreiben die Reaktionsgleichungen auf, die der Herstellung von Salpetersäure zugrunde liegen:

4NH 3 + 5 O 2 = 4NO + 6H 2 O

2NO + O 2 = 2NO 2

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

2. Anhand der Reaktionsgleichungen sehen wir, dass wir aus 4 Mol Ammoniak erhalten

4 Mol Salpetersäure. Wir erhalten das Schema:

NH 3 HNO 3

1 tmol1tmol

3. Wir berechnen die Masse und chemische Menge an Salpetersäure, die erforderlich ist, um Lösung 5 mit einem Massenanteil an Säure von 60 % zu erhalten:

m (in-va) = m (r-ra) * w (in-va),

m (HNO 3 ) = 5 * 0,6 = 3 (t),

4. Wir berechnen die chemische Säuremenge:

n(HNO3 ) = 3/63 = 0,048 (tmol),

weil M(HNO 3 ) = 63 g/mol.

5. Basierend auf dem Diagramm:

n (NH 3 ) = 0,048 tmol,

am (NH 3 ) = 0,048 · 17 = 0,82 (t),

weil M(NH 3 ) = 17 g/mol.

Aber diese Ammoniakmenge muss reagieren, wenn wir den Ammoniakverlust bei der Produktion nicht berücksichtigen.

6. Wir berechnen die Ammoniakmasse unter Berücksichtigung von Verlusten: Wir nehmen die an der Reaktion beteiligte Ammoniakmasse - 0,82 Tonnen - für 97,2 %,

Überschuss und Mangel an Reagenzien

Verhältnismäßige Mengen und Massen der reagierenden Stoffe werden nicht immer berücksichtigt. Oftmals wird eines der Reagenzien für eine Reaktion entnommen Überschuss, und das andere – mit Nachteil. Offensichtlich, wenn in der Reaktion 2H 2 + O 2 = 2H 2 O zum Erhalten 2 mol H 2 O Nimm es nicht 1 mol O 2 Und 2 mol H 2, A 2 mol H 2 Und 2 mol O 2, Das 1 mol O 2 reagiert nicht und bleibt im Übermaß.

Die Bestimmung eines im Überschuss aufgenommenen Reagenzes (z. B. B) erfolgt nach den Ungleichungen: nA/a< n общ.В /b = (n B + n изб.В)/b , Wo n insgesamt.V– Gesamtmenge (im Übermaß eingenommen) der Substanz, n B– die für die Reaktion benötigte Stoffmenge, d.h. stöchiometrisch, Und n g.V– überschüssige (nicht reagierende) Substanzmenge IN, Und n Gesamt-B = n B + n Überschuss B.

Aufgrund der Tatsache, dass die überschüssige Menge an Reagenz vorhanden ist IN nicht reagiert, muss lediglich die Berechnung der resultierenden Produktmengen durchgeführt werden nach Menge des Reagenzes, Mangelware.

Praktischer Ertrag

Theoretische Menge n theoretisch ist die Menge an Reaktionsprodukt, die gemäß der Berechnung anhand der Reaktionsgleichung erhalten wird. Unter bestimmten Reaktionsbedingungen kann es jedoch vorkommen, dass weniger Produkt entsteht, als aufgrund der Reaktionsgleichung erwartet wird; nennen wir diese Menge praktische Menge n ave.

Praktische Produktausbeute wird das Verhältnis der praktischen Produktmenge genannt IN(wirklich erhalten) zum theoretischen (berechnet aus der Reaktionsgleichung). Die praktische Ausbeute des Produkts wird als angegeben ŋ B: ŋ В = n pr.В /n theoretisch.В(Ausdrücke für die Masse eines Produkts und das Volumen eines gasförmigen Produkts haben eine ähnliche Form).

Die praktische Ausbeute des Produkts wird als Bruchteil von eins oder 100 % angegeben.

In der Praxis am häufigsten ŋ B< 1 (100 %) wegen n ave.< n теор. Wenn unter idealen Bedingungen n pr. = n theoretisch, dann ist die Ausgabe vollständig, das heißt ŋ B = 1 (100 %); so heißt es oft theoretische Ausgabe.

Massenanteil eines Stoffes in einem Gemisch. Reinheit der Substanz

Um Reaktionen durchzuführen, nehmen sie häufiger keine einzelnen Substanzen ein, sondern Mischungen davon, auch natürliche – Mineralien und Erze. Der Gehalt jedes Stoffes in einem Gemisch wird durch seinen Massenanteil ausgedrückt.

Massenverhältnis einer Substanz ( m B) zur Masse der Mischung ( m cm) nannte sich Massenanteil der Substanz B (w B) im Gemisch: w B = m B / m cm.

Der Massenanteil eines Stoffes in einem Gemisch ist ein Bruchteil von eins oder 100 %.

Die Summe der Massenanteile aller Stoffe im Gemisch ist gleich 1 (100 %).

In einer Mischung stehen uns zwei Arten von Stoffen gegenüber - Hauptsubstanz Und Verunreinigungen. Hauptsubstanz Name ist der Stoff (B), der in der überwiegenden Menge im Gemisch vorhanden ist; alle anderen Stoffe werden aufgerufen Verunreinigungen, und der Wert w V berücksichtigt den Reinheitsgrad der Hauptsubstanz.

Zum Beispiel natürlich Kalziumkarbonat– Kalkstein- kann enthalten 82 % CaCO 3 . Mit anderen Worten, 82 % entspricht dem Reinheitsgrad von Kalkstein CaCO3. Zu diversen Verunreinigungen (Sand, Silikate usw.) abgerechnet tatok rein 18 %.

In Mineralien, Erzen, Mineralien, Gesteinen, d.h. Naturstoffe und Industrieprodukte enthalten immer Verunreinigungen.

Der Reinigungsgrad chemischer Reagenzien kann variieren. Aufgrund der Reduzierung des prozentualen Anteils an Verunreinigungen werden qualitativ folgende Arten von Reagenzien unterschieden: „rein“, „technisch“, „chemisch rein“, „analytisch rein“, „extra rein“. Zum Beispiel, 99, 999 % Hauptsubstanz (H2SO4) enthält „chemisch rein“ Schwefelsäure . Daher nur in Schwefelsäure 0,001 % Verunreinigungen.

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Berechnung der Ausbeute des Reaktionsprodukts in Prozent des theoretisch möglichen, wenn die Masse des Ausgangsstoffs und des Reaktionsprodukts bekannt ist

Aufgabe 1. Es wurde Kalkwasser mit 3,7 g Calciumhydroxid durchgeleitet Kohlendioxid. Der gebildete Niederschlag wurde filtriert, getrocknet und gewogen. Es stellte sich heraus, dass seine Masse 4,75 g betrug. Berechnen Sie die Ausbeute des Reaktionsprodukts (in Prozent) des theoretisch möglichen.

Gegeben:

Methode I

Lassen Sie uns die in der Problemstellung angegebenen Stoffmengen ermitteln:
v = m / M = 3,7 g / 74 g/mol = 0,05 mol;
v = 0,05 mol
v(CaCO 3 ) = m(CaCO 3 ) / M(CaCO 3 ) = 4,75 g / 100 g/mol = 0,0475 mol;
v(CaCO 3 ) = 0,0475 mol

Schreiben wir die Gleichung der chemischen Reaktion:

Ca(OH)2

Aus der chemischen Reaktionsgleichung folgt, dass aus 1 mol Ca(OH) 2 Es entsteht 1 mol CaCO 3 , also ab 0,05 mol Ca(OH) 2 Theoretisch müsste man die gleiche Menge erhalten, also 0,05 mol CaCO 3 . Praktisch wurden 0,0475 Mol CaCO erhalten 3 , was sein wird:
w Ausfahrt(CaCO 3 ) = 0,0475 mol * 100 % / 0,05 mol = 95 %
w Ausfahrt(CaCO 3 ) = 95 %

II-Methode.

Wir berücksichtigen die Masse des Ausgangsstoffs (Calciumhydroxid) und die chemische Reaktionsgleichung:

Ca(OH)2

Anhand der Reaktionsgleichung berechnen wir, wie viel Calciumcarbonat theoretisch entsteht.

Ab 74 g Ca(OH) 2

Daher ist x = 3,7 g* 100 g/ 74 g = 5 g, m(CaCO 3 ) = 5 g

Dies bedeutet, dass aus den Daten gemäß den Problembedingungen von 3,7 g Calciumhydroxid theoretisch (aus Berechnungen) 5 g Calciumcarbonat gewonnen werden könnten, in der Praxis jedoch nur 4,75 g des Reaktionsprodukts erhalten wurden. Aus diesen Daten ermitteln wir die Ausbeute an Calciumcarbonat (in %) der theoretisch möglichen:

5 g CaCO 3 100 % Rendite ausmachen
4,75 g CaCO 3 sind x%

x = 4,75 mol* 100 % / 5 g = 95 %;
w Ausfahrt (CaCO 3 ) = 95 %

Antwort: Die Ausbeute an Calciumcarbonat beträgt 95 % des theoretisch Möglichen.

Aufgabe 2. Wenn Magnesium mit einem Gewicht von 36 g mit überschüssigem Chlor interagiert, werden 128,25 g Magnesiumchlorid erhalten. Bestimmen Sie die Ausbeute des Reaktionsprodukts als Prozentsatz der theoretisch möglichen.

Gegeben: Betrachten wir zwei Möglichkeiten, dieses Problem zu lösen: die Verwendung der Menge Menge der Substanz Und Masse der Materie.

Methode I

Aus den Daten entsprechend den Problembedingungen, den Massenwerten von Magnesium und Magnesiumchlorid, berechnen wir die Mengen dieser Stoffe:
v(Mg) = m(Mg) / M(Mg) = 36 g / 24 g/mol = 1,5 mol; v(Mg) = 1,5 mol
v(MgCl 2 ) = m(MgCl 2 )/ M(MgCl 2 ) = 128,25 g / 95 g/mol = 1,35 mol;
v(MgCl 2 ) = 1,35 mol

Erstellen wir eine Gleichung für eine chemische Reaktion:

Mg

Verwenden wir die Gleichung einer chemischen Reaktion. Aus dieser Gleichung folgt, dass man aus 1 Mol Magnesium 1 Mol Magnesiumchlorid erhalten kann, was bedeutet, dass man aus den gegebenen 1,5 Mol Magnesium theoretisch die gleiche Menge, also 1,5 Mol Magnesiumchlorid, erhalten kann. Es wurden jedoch praktisch nur 1,35 Mol erhalten. Daher beträgt die Ausbeute an Magnesiumchlorid (in %) der theoretisch möglichen:

1,5 mol MgCl 2

x = 1,35 mol * 100 %/ 1,5 Mol = 90 %, d.h. w Ausfahrt (MgCl 2 ) = 90%

II-Methode.

Betrachten Sie die Gleichung einer chemischen Reaktion:

Mg

Zunächst ermitteln wir anhand der Gleichung der chemischen Reaktion, wie viel Gramm Magnesiumchlorid aus den Daten entsprechend den Problembedingungen gewonnen werden können: 36 g Magnesium.

Ab 24 g Mg 2

Daher ist x = 36 g * 95 g/ 24 g = 142,5 g; m(MgCl 2 ) = 142,5 g

Das bedeutet, dass aus einer gegebenen Menge Magnesium 142,5 g Magnesiumchlorid gewonnen werden könnten (theoretische Ausbeute 100 %). Und es wurden nur 128,25 g Magnesiumchlorid erhalten (praktische Ausbeute).
Betrachten wir nun, wie viel Prozent der praktische Output vom theoretisch möglichen ist:

142,5 g MgCl 2

x = 128,25 g * 100 % / 142,5 g = 90 %, also w Ausfahrt (MgCl 2 ) = 90%

Antwort: Die Ausbeute an Magnesiumchlorid beträgt 90 % des theoretisch Möglichen.

Aufgabe 3. 3,9 g schweres Kaliummetall wurden in 50 ml destilliertes Wasser gegeben. Als Ergebnis der Reaktion wurden 53,8 g Kaliumhydroxidlösung mit einem Massenanteil der Substanz von 10 % erhalten. Berechnen Sie die Ausbeute an Kaliumlauge (in Prozent) der theoretisch möglichen Menge.

Gegeben:

2K

Basierend auf dieser chemischen Reaktionsgleichung werden wir Berechnungen durchführen.
Bestimmen wir zunächst die Masse an Kaliumhydroxid, die theoretisch aus der durch die Problembedingungen gegebenen Masse an Kalium gewonnen werden könnte.

Ab 78 g K

Daher: x = 3,9 g * 112 g / 78 g = 5,6 g m(KOH) = 5,6 g

Aus dieser Formel drücken wir m aus in:
m Wasser = m Lösung * w in-va / 100%

Bestimmen wir die Masse an Kaliumhydroxid, die in 53,8 g seiner 10 %igen Lösung enthalten ist:
m(KOH) = m Lösung * w(KOH) / 100 % = 53,8 g * 10% / 100 % = 5,38 g
m(KOH) = 5,38 g

Abschließend berechnen wir die Ausbeute an Kaliumlauge als Prozentsatz der theoretisch möglichen:
w raus (KOH) = 5,38 g / 5,6 g * 100% = 96%
w Ausfahrt (CON) = 96 %

Antwort: Die Ausbeute an Kaliumlauge beträgt 96 % des theoretisch Möglichen.