Stöchiometrieaufgaben lösen: Gramm, Mol, Verhältnis, Gramm

Das Stoffmengenverhältnis ist die ganze Methode

Eine ausgeglichene Gleichung zählt Teilchen, nicht Masse. Wenn du N2 + 3 H2 zu 2 NH3 schreibst, bedeutet die 3 drei Wasserstoffmoleküle je Stickstoffmolekül — über Gramm sagt sie nichts, denn ein Wasserstoffmolekül wiegt ein Vierzehntel eines Stickstoffmoleküls. Deshalb lassen sich Gramm nicht direkt vergleichen, und deshalb ist der Übergang zu Mol keine freiwillige Formalie: Mol ist die einzige Währung, in der die Koeffizienten etwas bedeuten.

Das Verhältnis richtig herum anzusetzen ist die zweite Hälfte desselben Schritts. Die Regel: der gesuchte Stoff nach oben, der vorhandene nach unten, damit sich die verlassene Einheit kürzt. Von Mol Wasserstoff zu Mol Ammoniak lautet der Faktor 2 zu 3, in der Gegenrichtung 3 zu 2. Ist deine Antwort um einen kleinen ganzzahligen Faktor deutlich daneben, liegt fast immer diese Umkehrung vor.

Limitierendes Edukt: durch den Koeffizienten teilen, nicht bloß Mole vergleichen

Das Beispiel ist so gebaut, dass es den klassischen Fehler offenlegt. Stickstoff liegt mit 50,0 g gegen nur 10,0 g Wasserstoff vor und ist trotzdem nicht das limitierende Edukt. In Mol sieht der Abstand sogar noch deutlicher zugunsten des Wasserstoffs aus: 1,785 mol N2 gegen 4,960 mol H2. Wer bei diesem Vergleich stehen bleibt, schließt auf Stickstoff als limitierend — und liegt falsch.

Die Abhilfe ist, Gleiches mit Gleichem zu vergleichen, indem man die Mole jedes Edukts durch seinen eigenen Koeffizienten teilt — das fragt, wie viele vollständige Reaktionszyklen jedes für sich tragen könnte. Stickstoff trägt 1,785 Zyklen, Wasserstoff nur 1,653; also geht der Wasserstoff zuerst aus und legt die Ausbeute auf 56,3 g Ammoniak fest. Verbrauchter Stickstoff: 1,653 mol oder 46,3 g, womit 3,68 g unumgesetzt im Kolben bleiben. Dieser Rest gehört wirklich zur Antwort und ist oft genau das, wonach der zweite Teil der Aufgabe fragt.

Theoretische, tatsächliche und prozentuale Ausbeute

Die theoretische Ausbeute ist das, was das limitierende Edukt bei vollständigem Umsatz ohne Verluste zulässt. Sie folgt allein aus dem limitierenden Edukt; das im Überschuss vorliegende taucht in dieser Rechnung nie auf — genau deshalb ist es kein Umweg, das limitierende zuerst zu bestimmen. Die tatsächliche Ausbeute ist das, was du am Ende wiegst, und die prozentuale Ausbeute ist ihr Verhältnis mal 100 — 45,0 geteilt durch 56,3, im Beispiel oben also 79,9 Prozent.

Eine Ausbeute über 100 Prozent verletzt nicht die Massenerhaltung; sie ist eine Botschaft über die Probe. Üblich sind Restlösemittel oder Wasser in einem Produkt, das vor dem vollständigen Trocknen gewogen wurde, oder eine aus der Aufarbeitung mitgeschleppte Verunreinigung. Behandle jeden Wert über 100 Prozent als Aufforderung zum Trocknen und erneuten Wiegen, nicht als Ergebnis zum Berichten — und beachte den umgekehrten Fall: Verluste bei Filtration, Umfüllen und Umkristallisation setzen gute präparative Chemie routinemäßig in den Bereich von 60 bis 90 Prozent, ohne dass etwas schiefgegangen wäre.

Häufige Fragen

Muss die Gleichung wirklich zuerst ausgeglichen werden?

Ja, ausnahmslos, denn die Koeffizienten sind das Verhältnis, und es gibt keine andere Quelle dafür. Eine nicht ausgeglichene Gleichung liefert trotzdem eine Zahl — genau das macht das Auslassen gefährlich: In der Rechnung beschwert sich nichts. Schriebe man N2 + H2 zu NH3 und läse das Verhältnis als eins zu eins, läge die Ammoniakausbeute um den Faktor zwei daneben, und die Antwort sähe völlig plausibel aus.

Was, wenn die Aufgabe Liter Gas statt Gramm angibt?

Dann tritt das molare Volumen im ersten und letzten Schritt an die Stelle der molaren Masse: Liter durch 22,414 teilen für Mol, Mol mit 22,414 multiplizieren für Liter. Prüfe, welche Konvention dein Kurs verwendet, denn für Normbedingungen sind zwei Definitionen im Umlauf — die ältere mit 0 Grad Celsius bei 1 atm ergibt 22,414 L/mol, der aktuelle IUPAC-Standard mit 0 Grad Celsius bei 100 kPa ergibt 22,711 L/mol. Das Werkzeug auf dieser Seite rechnet mit 22,414. Sind die Bedingungen gar nicht normgerecht, lass die Abkürzung weg und nutze direkt das ideale Gasgesetz.

Woran erkenne ich das überschüssige Edukt, ohne alles durchzurechnen?

Gar nicht, und Abkürzungen sind hier falsche Sparsamkeit. Die einzige legitime Abkürzung ist, dass du nur die Mole jedes Edukts durch seinen Koeffizienten teilen musst — drei Divisionen bei drei Edukten, und der kleinste Wert gewinnt. Alles danach betrifft allein das limitierende Edukt, die Arbeit ist also nicht vergeudet: Genau der Quotient, der den Limitierenden benannt hat, ist die Zahl, die du im nächsten Schritt mit dem Koeffizienten des Produkts multiplizierst.