Как научиться расставлять коэффициенты в химических уравнениях


Как расставлять коэффициенты в химических уравнениях

Уравнением реакции в химии называется запись химического процесса с помощью химических формул и математических знаков.

Такая запись является схемой химической реакции. Когда возникает знак «=», то это называется «уравнение». Попробуем его решить.

...

Вконтакте

Facebook

Twitter

Google+

Мой мир

Пример разбора простых реакций

В кальции один атом, так как коэффициент не стоит. Индекс здесь тоже не написан, значит, единица. С правой стороны уравнения Са тоже один. По кальцию нам не надо работать.

Это интересно: алканы — химические свойства предельных углеводородов.

Видео: Коэффициенты в уравнениях химических реакций.

Смотрим следующий элемент — кислород. Индекс 2 говорит о том, что здесь 2 иона кислорода. С правой стороны нет индексов, то есть одна частица кислорода, а с левой — 2 частицы. Что мы делаем? Никаких дополнительных индексов или исправлений в химическую формулу вносить нельзя, так как она написана правильно.

Коэффициенты — это то, что написано перед наименьшей частью. Они имеют право меняться. Для удобства саму формулу не переписываем. С правой части один умножаем на 2, чтобы получить и там 2 иона кислорода.

После того как мы поставили коэффициент, получилось 2 атома кальция. С левой стороны только один. Значит, теперь перед кальцием мы должны поставить 2.

Теперь проверяем итог. Если количество атомов элементов равно с обеих сторон, то можем поставить знак «равно».

Другой наглядный пример: два водорода слева, и после стрелочки у нас тоже два водорода.

Смотрим дальше:

  • Два кислорода до стрелочки, а после стрелочки индексов нет, значит, один.
  • Слева больше, а справа меньше.
  • Ставим коэффициент 2 перед водой.

Умножили всю формулу на 2, и теперь у нас изменилось количество водорода. Умножаем индекс на коэффициент, и получается 4. А с левой стороны осталось два атома водорода. И чтобы получить 4, мы должны водород умножить на два.

Видео: Расстановка коэффициентов в химическом уравнении

Вот тот случай, когда элемент в одной и в другой формуле с одной стороны, до стрелочки.

Один ион серы слева, и один ион — справа. Две частицы кислорода, плюс еще две частицы кислорода. Значит, что с левой стороны 4 кислорода. Справа же находится 3 кислорода. То есть с одной стороны получается четное число атомов, а с другой — нечетное. Если же мы умножим нечетное в два раза, то получим четное число. Доводим сначала до четного значения. Для этого умножаем на два всю формулу после стрелочки. После умножения получаем шесть ионов кислорода, да еще и 2 атома серы. Слева же имеем одну микрочастицу серы. Теперь уравняем ее. Ставим слева уравнения перед серой 2.

Уравняли.

Сложные реакции

Этот пример более сложный, так как здесь больше элементов вещества.

Это называется реакцией нейтрализации. Что здесь нужно уравнивать в первую очередь:

  • С левой стороны один атом натрия.
  • С правой стороны индекс говорит о том, что здесь 2 натрия.

Напрашивается вывод, что надо умножить всю формулу на два.

Видео: Составление уравнений химических реакций

Теперь смотрим, сколько серы. С левой и правой стороны по одной. Обращаем внимание на кислород. С левой стороны мы имеем 6 атомов кислорода. С другой стороны – 5. Меньше справа, больше слева. Нечетное количество надо довести до четного значения. Для этого формулу воды умножаем на 2, то есть из одного атома кислорода делаем 2.

Теперь с правой стороны уже 6 атомов кислорода. С левой стороны также 6 атомов. Проверяем водород. Два атома водорода и еще 2 атома водорода. То есть будет четыре атома водорода с левой стороны. И с другой стороны также четыре атома водорода. Все элементы уравнены. Ставим знак «равно».

Видео: Химические уравнения. Как составлять химические уравнения.

Следующий пример.

Здесь пример интересен тем, что появились скобки. Они говорят о том, что если множитель стоит за скобкой, то каждый элемент, стоящий в скобках, умножается на него. Начать необходимо с азота, так как его меньше, чем кислорода и водорода. Слева азот один, а справа, с учетом скобок, его два.

Справа два атома водорода, а нужно четыре. Мы выходим из положения, просто умножая воду на два, в результате чего получили четыре водорода. Отлично, водород уравняли. Остался кислород. До реакции присутствует 8 атомов, после — тоже 8.

Отлично, все элементы уравнены, можем ставить «равно».

Последний пример.

На очереди у нас барий. Он уравнен, его трогать не нужно. До реакции присутствует два хлора, после нее — всего один. Что же нужно сделать? Поставить 2 перед хлором после реакции.

Видео: Балансирование химических уравнений.

Теперь за счет коэффициента, который только что поставлен, после реакции получилось два натрия, и до реакции тоже два. Отлично, все остальное уравнено.

Также уравнивать реакции можно методом электронного баланса. Этот метод имеет ряд правил, по которым его можно осуществлять. Следующим действием мы должны расставить степени окисления всех элементов в каждом веществе для того, чтобы понять где произошло окисление, а где восстановление.

Видео: Как поставить коэффициенты в химических уравнениях

Коэффициенты в химических уравнениях ℹ️ как правильно расставлять методом электронного баланса, методы балансировки, алгоритмы, правила и примеры уравнивания

Краткое описание

Всем достоверно известно, что диоксид углерода (СО2) и вода (Н2О) образуются в результате горения метана (СН4) в кислороде (О2). Это химическое явление элементарное и вполне логическое. Саму реакцию можно обозначить следующим уравнением: СН4+О2→СО2+Н2О. Если ученик решил более углублённо заняться изучением этой удивительной науки, то наверняка ему будет интересно постараться извлечь из этого примера химического уравнения гораздо больше ценной информации, нежели просто просмотреть запись всех реагентов, а также продуктов реакции.

Уравнение относится к категории неполных, из-за чего неподготовленный ученик не может быстро посчитать, сколько именно молекул О2 уходит на одну молекулу метана, а также какое количество молекул диоксид углерода и воды можно получить в сумме. В такой ситуации может помочь дополнительная запись данных перед соответствующими молекулярными формулами (численные стехиометрические коэффициенты).

Указанные цифры будут обозначать, сколько именно молекул каждого вида будет принимать активное участие в химической реакции. В химии часто используется стехиометрия (направление науки, которое занимается изучением количественного соотношения между веществами, вступившими в реакцию и сформированными во время этого процесса продуктами) для переноса зарядов.

Чтобы ученик мог логическим образом закончить составление уравнения, необходимо усвоить одно, но очень важное правило: в обеих частях примера должно присутствовать равное число атомов каждой разновидности. Во время химических реакций не образуются новые атомы, а также не происходит ликвидация имеющихся молекул. Именно это правило базируется на законе сохранения массы, что тоже нужно запомнить.

Востребованные сегодня онлайн-калькуляторы позволяют найти ответы на самые сложные задания, а также выстроить поэтапно алгоритм решения более сложных упражнений.

Правильная запись реакций

Различные примеры того, как можно уравнивать химические реакции позволяют ученикам лучше усвоить то, каким именно образом принято расставлять коэффициенты в уравнениях. Для избежания грубых ошибок нужно подробно разобраться во всех нюансах. Если ученику необходимо записать правильное уравнение, которое сможет подтвердить базовые характеристики метана, тогда ему следует выбрать один из следующих вариантов:

  1. Элементарное горение в воздухе кислорода.
  2. Специфическое галогенирование (специфическое взаимодействие с элементом типа VIIA).

Стоит отметить, что для первого варианта в левой части пишут первоначальное вещество, а вот в правой подробно описаны полученные во время реакции продукты. После тщательной проверки количества атомов можно сформировать оптимальную финальную запись происходящего процесса. Во время произведённых экспериментов специалистами было доказано, что в результате горения метана в кислороде неизбежно происходит своеобразный экзотермический процесс. В итоге возникает углекислый газ и водяной пар.

Чтобы уметь правильно расставлять коэффициенты в химических уравнениях, необходимо прибегнуть к действующему закону сохранения массы веществ.

Лучше всего начинать процесс уравнения с определения точного количества атомов углерода. На финальном этапе остаётся только выполнить все необходимые расчёты для водорода, чтобы после этого иметь возможность проверить количество кислорода. Базовые значения задействованных элементов можно узнать из специальной таблицы.

Ключевые нюансы

Для правильного решения поставленных задач ученики обязательно должны знать, что собой представляет балансировка химических уравнений. Элементарное уравнение необходимо для того, чтобы из самого обычного примера получить максимально развёрнутый результат.

Проще всего начинать изучение этой темы с углерода. В левой части присутствует всего один атом С, который является неотъемлемым компонентом состава молекулы СН4. А вот с правой стороны содержится одна молекула С, которая дополняет состав СО2. Это значит, что в двух присутствующих частях итоговое количество атомов углерода максимально совпадает, из-за чего нет необходимости выполнять какие-либо действия. Просто для лучшего понимания всех нюансов можно поставить единицу в качестве коэффициента перед молекулами с углеродом. Итоговая формула примет следующий вид: 1СН4+О2→1СО2+Н2О.

После всех проделанных манипуляций можно подсчитать количество атомов водорода. С левой стороны присутствует четыре атома H в составе СН4, а вот с правой — только два атома, которые входят в состав Н2О. После этого остаётся только всё уровнять. Для этих целей достаточно записать коэффициент 2 перед молекулой Н2О. В итоге не только в реагентах, но и в полученных продуктах будет по четыре молекулы водорода. Формула будет выглядеть так: 1СН4+О2→1СО2+2Н2О.

Во время расстановки коэффициентов методом электронного баланса очень важно не только разбираться в химии, но и владеть элементарными математическими навыками. Если изучить этот пример — 1СН4+2О2→1СО2+2Н2О, то можно понять, как выглядит полноценное уравнение исследуемой химической реакции. В этом случае полностью соблюдается закон о сохранении имеющейся массы.

Число атомов, которые вступают в сложную реакцию, максимально совпадает с итоговым количеством веществ определённого сорта по окончании реакции. Но ученику нужно хорошо понимать тот факт, что возникающая реакция представляет собой весьма специфическую последовательность отдельных промежуточных стадий. Но даже успешное уравнение не может раскрыть всю информацию об изучаемом молекулярном механизме.

Понятие ОВР в химии

В учебной литературе подробно описано то, что даже самые сложные уравнения можно уровнять. Но для этих целей понадобятся знания в сфере того, как управлять методом электронного баланса либо полуреакций. Существует определённая последовательность всех манипуляций, которая была разработана специалистами для поэтапной расстановки всех коэффициентов в реакциях двух категорий:

  1. Элементарное разложение.
  2. Специальное замещение.

Для избежания грубых ошибок на первом этапе правильно расставляют степени окисления возле каждого задействованного элемента. В этом случае нужно учитывать ряд рекомендаций:

  • Показатель окисления всегда равен нулю у простых компонентов.
  • Если в состав соединения входит три и более элемента, тогда у первого вещества проявляется положительная характеристика, а вот у крайнего только отрицательное. Необходимый центральный элемент высчитывают исключительно при помощи математических знаний, но в итоге должен получиться ноль.
  • В соединении бинарного типа степень окисления соответствует нулю.

После проделанных манипуляций учащемуся нужно выбрать те ионы либо атомы, показатель степени окисления которых можно преобразовать. Количеством электронов можно показывать при помощи знаков + и -. А также нельзя забывать о необходимости определить наименьшее кратное. Во время деления НОК можно находить максимально достоверный результат.

Определение коэффициентов

Лучше всего разобраться во всех нюансах на конкретном примере. Специалисты рекомендуют рассмотреть тринитротолуол (ТНТ) С7Н5 N 3О6. Этот элемент отлично соединяется с кислородом, благодаря чему образуется Н2О, СО2, а также N2. Чтобы не запутаться, данные могут записаться в виде обычного уравнения реакций, с которым нужно будет активно работать: C7H5N3O6+O2→CO2+h3O+N2.

Гораздо проще самостоятельно составлять максимально развёрнутую химическую задачу, базируясь во время этого на двух молекулах тринитротолуола, так как с левой стороны содержится нечётное количество атомов азота и водорода, а с правой записывают чётное число молекул. Если изучить приведённый пример, то становится понятно, что атомы углерода, водорода и азота содержатся в соотношении 14:10:6. Но после нехитрых действий они подвергнутся изменениям. В итоге можно будет получить молекулы воды, диоксид углерода и азота (соотношение 5:14:3).

Полное химическое уравнение примет следующий вид — 4C7H5N3O6 + 21O2 → 28CO2 + 10h3O + 6N2. Пример несёт в себе много полезной информации, которая первым делом указывает на исходные вещества — конкретные реагенты, а также другие химические продукты. Во время реакции индивидуально сохраняются абсолютно все атомы каждого сорта.

Если попробовать умножить обе части уравнения на число Авогадро (NA=6,022·1023), то в итоге можно будет смело утверждать, что 4 моля ТНТ реагируют на 21 моль О2. После такого «контакта» могут сформироваться 28 молей СО2, 10 молей Н2О, а также 6 молей N2.

Решение классической задачи

Если учащемуся необходимо определить точный объём раствора хлороводорода 10%, стандартная плотность которого находится в пределах 1,05 г/мл, тогда нужно знать, что эта жидкость идеально подходит для полной ликвидации гидроксида кальция, неизбежно формирующегося в процессе гидролиза его карбида. Из химии всем хорошо известно, что во время этой процедуры в воздух выделяется специфический газ, объём которого составляет 8,96 л. Чтобы решить поставленную задачу без единой ошибки, нужно первым делом постараться составить уравнение для гидролиза карбида кальция.

Эта задача не является сложной, но только в том случае, если ученик хорошо усвоит все основные правила. Гидроксид кальция вступает во взаимодействие с хлороводородом, из-за чего происходит полноценная нейтрализация. На финальном этапе формула примет такой вид: Са (ОН)2+2HCI = CaCl2+2h3O. Обязательно нужно записать точную массу кислоты, так как она неизбежно понадобится для дальнейших действий. Остаётся установить объём задействованного раствора хлороводорода.

Абсолютно все расчёты по этой задаче должны выполняться в соответствии с коэффициентами стереохимического типа, что лишний раз подтверждает их актуальность.

Дополнительная информация

Если учитывать то, что в большинстве случаев расстановка коэффициентов вызывает определённые затруднения, тогда нужно отработать схему действий на конкретных примерах. Для лучшего понимания всех нюансов следует рассмотреть уравнение, которое связано с расстановкой важных данных в классической реакции окислительно-восстановительного типа. Нужно разобраться со следующей формулой: Н2S+HMnO4=S+MnO2…

Ключевая особенность этой задачи в том, что ученику нужно максимально дополнить утерянный продукт реакции, чтобы в итоге иметь возможность перейти к указанию всех необходимых коэффициентов. После правильной расстановки на положенные места базовых степеней окисления у каждого вещества в соединениях можно выполнить логический вывод, что первоначальные свойства проявляет только марганец, который понижает валентность. Восстановительную способность в этой реакции лучшим образом демонстрирует сера, которая восстанавливается до простого вещества.

После окончательного составления электронного баланса остаётся правильно расставить коэффициенты в предполагаемую схему химического процесса. На этом задачу можно считать выполненной.

Необходимо дополнительно поработать над нахождением наименьшего общего кратного, чтобы правильно делить, а также умножать числа. Расстановке коэффициентов в уравнениях обязательно нужно уделять должное внимание, так как это одна из основных тем в многогранной и интересной химии.


Почему при балансировке химического уравнения можно изменять коэффициенты, но не индексы?
Химия
Наука
  • Анатомия и физиология
  • астрономия
  • астрофизика
  • Биология
  • Химия
  • наука о планете Земля
  • Наука об окружающей среде
  • Органическая химия
  • физика
математический
  • Алгебра
  • Исчисление
.

19.4: Изменения энтропии в химических реакциях

Цели обучения

  • Для расчета изменения энтропии химической реакции

Мы видели, что энергия, выделяемая (или поглощаемая) в результате реакции и отслеживаемая по изменению температуры окружающей среды, может использоваться для определения энтальпии реакции (например, с помощью калориметра). К сожалению, нет сопоставимого простого способа экспериментально измерить изменение энтропии реакции.Предположим, мы знаем, что энергия входит в систему (или выходит из нее), но при этом не наблюдаем никаких изменений температуры. Что происходит в такой ситуации? Изменения внутренней энергии, которые не сопровождаются изменением температуры, могут отражать изменения энтропии системы.

Например, рассмотрим воду при ° 0C при давлении 1 атм.

  • Это условие температуры и давления, при котором жидкая и твердая фазы воды находятся в равновесии (также известное как точка плавления льда)

\ [\ ce {h3O (s) \ rightarrow h3O (l)} \ label {19.4.1} \]

  • При такой температуре и давлении мы имеем ситуацию (по определению), когда у нас есть немного льда и немного жидкой воды
  • Если в систему введено небольшое количество энергии, равновесие сместится немного вправо (т.е. в пользу жидкого состояния)
  • Точно так же, если из системы отводится небольшое количество энергии, равновесие смещается влево (больше льда)

Однако в обеих вышеупомянутых ситуациях изменение энергии не сопровождается изменением температуры (температура не изменится, пока мы не перестанем иметь состояние равновесия; i.е. весь лед растаял или вся жидкость замерзла)

Поскольку количественный термин, который связывает количество подводимой тепловой энергии с повышением температуры, является теплоемкостью, может показаться, что каким-то образом информация о теплоемкости (и о том, как она изменяется с температурой) позволила бы нам определить изменение энтропии в системе. Фактически, значения «стандартной молярной энтропии» вещества имеют единицы Дж / моль К, те же единицы, что и для молярной теплоемкости.

Стандартная молярная энтропия, S 0

Энтропия вещества имеет абсолютное значение 0 энтропии при 0 К.

  • Стандартные молярные энтропии указаны для эталонной температуры (например, 298 K) и давления 1 атм (т. Е. Энтропии чистого вещества при 298 K и давлении 1 атм). Таблица стандартных молярных энтропий при 0K была бы довольно бесполезной, потому что она была бы 0 для каждого вещества (да!). Стандартные значения молярной энтропии перечислены для множества веществ в таблице T2.
  • При сравнении стандартных молярных энтропий для вещества, которое является твердым телом, жидкостью или газом при 298 K и давлении 1 атм, газ будет иметь большую энтропию, чем жидкость, а жидкость будет иметь большую энтропию, чем твердое вещество
  • В отличие от энтальпий образования , стандартные молярные энтропии элементов не равны 0.0 (реактивы) \]

    Пример \ (\ PageIndex {1} \): Процесс Хабера

    Рассчитайте изменение энтропии, связанное с процессом Габера для производства аммиака из азота и газообразного водорода.

    \ [\ ce {N2 (g) + 3h3 (g) \ rightleftharpoons 2Nh4 (g)} \ nonumber \]

    При 298K при стандартной температуре:

    • S 0 (NH 3 ) = 192,5 Дж / моль K
    • S 0 (H 2 ) = 130,6 Дж / моль K
    • S 0 (N 2 ) = 191.5 Дж / моль K

    Решение

    Из полученного уравнения можно записать уравнение для ΔS 0 (изменение стандартной молярной энтропии реакции):

    ΔS 0 = 2 * S 0 (NH 3 ) - [S 0 (N 2 ) + (3 * S 0 (H 2 ))]

    ΔS 0 = 2 * 192,5 - [191,5 + (3 * 130,6)]

    ΔS 0 = -198,3 Дж / моль K

    Похоже, что процесс приводит к уменьшению на энтропии - i.е. уменьшение беспорядка. Это ожидается, потому что мы на уменьшаем количество молекул газа на . Другими словами, N 2 ( г, ) используется для плавания независимо от молекул газа H 2 . После реакции они связаны друг с другом и не могут свободно перемещаться друг относительно друга. (Я полагаю, вы можете рассматривать брак как отрицательный процесс энтропии!)

    Чтобы вычислить ΔS ° для химической реакции из стандартных мольных энтропий, мы используем знакомое правило «продукты минус реагенты», в котором абсолютная энтропия каждого реагента и продукта умножается на его стехиометрический коэффициент в сбалансированном химическом уравнении.Пример \ (\ PageIndex {2} \) иллюстрирует эту процедуру сжигания жидкого углеводородного изооктана (C 8 H 18 ; 2,2,4-триметилпентан).

    ΔS ° для реакции можно рассчитать из абсолютных значений энтропии, используя то же правило «продукты минус реагенты», которое использовалось для расчета ΔH °.

    Пример \ (\ PageIndex {2} \): сжигание октана

    Используйте данные в таблице T2, чтобы рассчитать ΔS ° для реакции горения жидкого изооктана с O 2 (г) с получением CO 2 (г) и H 2 O (г) при 298 К.

    Дано : стандартные молярные энтропии, реагенты и продукты

    Запрошено : ΔS °

    Стратегия :

    Напишите сбалансированное химическое уравнение реакции и найдите соответствующие количества в таблице T2. Вычтите сумму абсолютных энтропий реагентов из суммы абсолютных энтропий продуктов, каждая из которых умножена на соответствующие стехиометрические коэффициенты, чтобы получить ΔS ° для реакции.\ circ (\ mathrm {O_2})]
    \\ & = \ left \ {[8 \ textrm {mol} \ mathrm {CO_2} \ times213.8 \; \ mathrm {J / (mol \ cdot K)}] + [9 \ textrm {mol} \ mathrm {H_2O} \ times188.8 \; \ mathrm {J / (mol \ cdot K)}] \ right \}
    \\ & - \ left \ {[1 \ textrm { mol} \ mathrm {C_8H_ {18}} \ times329.3 \; \ mathrm {J / (mol \ cdot K)}] + \ left [\ dfrac {25} {2} \ textrm {mol} \ mathrm {O_2 } \ times205.2 \ textrm {J} / (\ mathrm {mol \ cdot K}) \ right] \ right \} \\ & = 515.3 \; \ mathrm {J / K} \ end {align *}

    ΔS ° положительно, как и ожидалось для реакции горения, в которой одна большая молекула углеводорода превращается во множество молекул газообразных продуктов.

    Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)

    Используйте данные в Таблице T2, чтобы рассчитать ΔS ° для реакции H 2 (г) с жидким бензолом (C 6 H 6 ) с образованием циклогексана (C 6 H 12 ).

    Ответ

    −361,1 Дж / К

    ,
    3.6: Количественная информация из сбалансированных уравнений

    Сбалансированное химическое уравнение определяет идентичность реагентов и продуктов, а также точное количество молекул или молей каждого из них, которые потребляются или производятся. Стехиометрия - это собирательный термин для количественных соотношений между массами, числом молей и числом частиц (атомов, молекул и ионов) реагентов и продуктов в сбалансированном химическом уравнении. Стехиометрическая величина - это количество продукта или реагента, указанное коэффициентами в сбалансированном химическом уравнении.В этом разделе описывается, как использовать стехиометрию реакции, чтобы ответить на такие вопросы, как: Сколько кислорода необходимо для обеспечения полного сгорания заданного количества изооктана? (Эта информация имеет решающее значение для разработки не загрязняющих окружающую среду и эффективных автомобильных двигателей.) Сколько граммов чистого золота можно получить из тонны руды с низким содержанием золота? (Ответ определяет, стоит ли добывать рудное месторождение.) Если промышленный завод должен производить определенное количество тонн серной кислоты в неделю, сколько элементарной серы должно доставляться по железной дороге каждую неделю?

    На все эти вопросы можно ответить, используя понятия молярной, молярной и формульной массы и концентрации раствора, а также коэффициенты в соответствующем сбалансированном химическом уравнении.

    Проблемы стехиометрии

    При проведении реакции в промышленных условиях или в лаборатории легче работать с массами веществ, чем с количеством молекул или молей. Общий метод преобразования массы любого реагента или продукта в массу любого другого реагента или продукта с использованием сбалансированного химического уравнения изложен и описан в следующем тексте.

    Этапы преобразования массы реагента в продукт

    1. Преобразование массы одного вещества (вещества A) в соответствующее количество молей, используя его молярную массу.
    2. Из сбалансированного химического уравнения найдите количество молей другого вещества (B) из количества молей вещества A, используя соответствующее мольное соотношение (отношение их коэффициентов).
    3. Перевести количество молей вещества B в массу, используя его молярную массу. Важно помнить, что некоторые виды присутствуют в избытке в силу условий реакции. Например, если вещество вступает в реакцию с кислородом воздуха, то кислород находится в явном (но неустановленном) избытке.

    Преобразование количеств веществ в моли и наоборот - ключ ко всем проблемам стехиометрии, независимо от того, даны ли количества в единицах массы (граммы или килограммы), веса (фунты или тонны) или объема (литры или галлоны). ,

    Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): блок-схема стехиометрических расчетов с использованием чистых веществ. Молярные массы реагентов и продуктов используются в качестве коэффициентов пересчета, так что вы можете рассчитать массу продукта из массы реагента. и наоборот.

    Чтобы проиллюстрировать эту процедуру, рассмотрим сжигание глюкозы. Глюкоза реагирует с кислородом с образованием диоксида углерода и воды:

    \ [C_6H_ {12} O_6 (s) + 6 O_2 (g) \ rightarrow 6 CO_2 (g) + 6 H_2O (l) \ label {3.6.1} \]

    Предположим, перед экзаменом по химии друг напоминает вам, что глюкоза - это основное топливо, используемое человеческим мозгом. Поэтому вы решаете съесть шоколадный батончик, чтобы убедиться, что ваш мозг не исчерпает энергию во время экзамена (хотя нет прямых доказательств того, что потребление шоколадных батончиков улучшает результаты на экзамене по химии).Если типичный шоколадный батончик на 2 унции содержит эквивалент 45,3 г глюкозы и глюкоза полностью превращается в углекислый газ во время экзамена, сколько граммов углекислого газа вы произведете и выдохнете в смотровую комнату?

    Первым шагом в решении проблемы этого типа является составление сбалансированного химического уравнения реакции. Проверка показывает, что она сбалансирована, как написано, поэтому описанная выше стратегия может быть адаптирована следующим образом:

    1. Используйте молярную массу глюкозы (с точностью до одного десятичного знака, 180.2 г / моль) для определения количества молей глюкозы в шоколадном батончике:

    \ [моль \, глюкоза = 45,3 \, г \, глюкоза \ раз {1 \, моль \, глюкоза \ более 180,2 \, г \, глюкоза} = 0,251 \, моль \, глюкоза \]

    2. Согласно сбалансированному химическому уравнению, на моль глюкозы образуется 6 моль CO 2 ; мольное отношение CO 2 к глюкозе, следовательно, составляет 6: 1. Таким образом, количество молей CO 2 составляет

    .

    \ [моль \, CO_2 = моль \, глюкоза \ раз {6 \, моль \, CO_2 \ более 1 \, моль \, глюкоза} \]

    \ [= 0.251 \, моль \, глюкоза \ раз {6 \, моль \, CO_2 \ более 1 \, моль \, глюкоза} \]

    \ [= 1,51 \, моль \, CO_2 \]

    3. Используйте молярную массу CO 2 (44,010 г / моль), чтобы рассчитать массу CO 2 , соответствующую 1,51 моль CO 2 :

    \ [масса \, из \, CO_2 = 1,51 \, моль \, CO_2 \ раз {44,010 \, г \, CO_2 \ более 1 \, моль \, CO_2} = 66,5 \, г \, CO_2 \]

    Эти операции можно резюмировать следующим образом:

    \ [45,3 \, г \, глюкоза \ раз {1 \, моль \, глюкоза \ более 180.2 \, г \, глюкоза} \ раз {6 \, моль \, CO_2 \ более 1 \, моль \, глюкоза} \ раз {44.010 \, г \, CO_2 \ более 1 \, моль \, CO_2} = 66,4 \, г \, CO_2 \]

    Расхождения между двумя значениями объясняются ошибками округления, возникающими в результате пошаговых вычислений на этапах 1–3. (Помните, что обычно вы должны переносить дополнительные значащие цифры в многоступенчатый расчет до конца, чтобы избежать этого!) Это количество газообразного углекислого газа занимает огромный объем - более 33 л. Подобные методы можно использовать для расчета количества потребляемого кислорода. или количество произведенной воды.

    Сбалансированное химическое уравнение было использовано для расчета массы продукта, который образуется из определенного количества реагента. Его также можно использовать для определения масс реагентов, которые необходимы для образования определенного количества продукта, или, как показано в примере \ (\ PageIndex {1} \), массы одного реагента, которая требуется для потребления данной массы. другого реагента.

    Пример \ (\ PageIndex {1} \): космический шаттл США

    Сжигание водорода с кислородом с образованием газообразной воды происходит очень интенсивно, вызывая одно из самых горячих пламен из известных.Поскольку для данной массы водорода или кислорода выделяется так много энергии, эта реакция использовалась для заправки космических кораблей НАСА (Национальное управление по аэронавтике и исследованию космического пространства), которые недавно были выведены из эксплуатации. Инженеры НАСА рассчитали точное количество каждого реагента, необходимого для полета, чтобы шаттлы не доставили лишнее топливо на орбиту. Подсчитайте, сколько тонн водорода нужно перевозить космическому шаттлу на каждые 1,00 т кислорода (1 т = 2000 фунтов).

    Американский космический корабль "Дискавери" во время старта .Большой цилиндр в центре содержит кислород и водород, которыми питался главный двигатель шаттла .

    Дано : реагенты, продукты и масса одного реагента

    Запрошено : масса другого реагента

    Стратегия :

    1. Напишите вычисленное химическое уравнение реакции.
    2. Перевести массу кислорода в моль. Из мольного соотношения в сбалансированном химическом уравнении определите необходимое количество молей водорода.Затем переведите моли водорода в эквивалентную массу в тоннах.

    Решение :

    Мы используем ту же общую стратегию для решения стехиометрических вычислений, что и в предыдущем примере. Однако, поскольку количество кислорода указывается в тоннах, а не в граммах, нам также необходимо преобразовать тонны в единицы массы в граммах. Еще одно преобразование необходимо в конце, чтобы сообщить окончательный ответ в тоннах.

    A Сначала мы используем предоставленную информацию для написания сбалансированного химического уравнения.Поскольку нам известны как реагенты, так и продукт, мы можем записать реакцию следующим образом:

    \ [H_2 (г) + O_2 (г) \ вправо H_2O (г) \]

    Это уравнение не сбалансировано, потому что два атома кислорода находятся слева и только один справа. Присвоение коэффициента 2 H 2 O и H 2 дает сбалансированное химическое уравнение:

    \ [2 H_2 (г) + O_2 (г) \ вправо 2 H_2O (г) \]

    Таким образом, 2 моль H 2 реагируют с 1 моль O 2 с образованием 2 моль H 2 O.5 \, g \, H_2 \ times {1 \, lb \ over 453.6 \, g} \ times {1 \, tn \ over 2000 \, lb} = 0.126 \, tn \, H_2 \]

    Космический челнок должен был быть спроектирован так, чтобы перевозить 0,126 т H 2 на каждые 1,00 т O 2 . Несмотря на то, что для реакции с каждым мольом O 2 требуется 2 моля H 2 , молярная масса H 2 настолько меньше, чем у O 2 , что только относительно небольшая масса H 2 необходимо по сравнению с массой O 2 .

    Упражнение \ (\ PageIndex {1} \): жарка киновари

    Киноварь (или киноварь) \ (HgS \) - обычная руда ртути. Из-за содержания ртути киноварь может быть токсичен для человека; однако из-за своего красного цвета он также использовался с древних времен в качестве пигмента.

    Киноварь. Изображение использовано с разрешения Википедии.

    Алхимики получили элементарную ртуть путем обжига киновари на воздухе:

    \ [HgS (s) + O_2 (g) \ rightarrow Hg (l) + SO_2 (g) \]

    Летучесть и токсичность ртути делают эту процедуру опасной, что, вероятно, сократило продолжительность жизни многих алхимиков.Если взять 100 г киновари, сколько элементарной ртути можно получить в результате этой реакции?

    Ответ

    86,2 г

    ,

    Смотрите также

Piano Expert © 2012 - . All Rights Reserved.