OBLICZENIA STECHIOMETRYCZNE: ROZWIĄZANE ETAPY I ĆWICZENIA - CHEMIA - 2026

Do obliczeń stechiometrycznych są te, które są dokonywane na podstawie stosunku masy pierwiastków lub związków biorących udział w reakcji chemicznej.

Pierwszym krokiem do ich wykonania jest zbilansowanie interesującej nas reakcji chemicznej. Podobnie muszą być znane prawidłowe wzory związków zaangażowanych w proces chemiczny.

Źródło: Pixabay

Obliczenia stechiometryczne opierają się na zastosowaniu zbioru praw, wśród których są następujące: Prawo zachowania masy; prawo określonych proporcji lub stałego składu; i wreszcie prawo wielokrotnych proporcji.

Prawo zachowania masy mówi, że w reakcji chemicznej suma mas reagentów jest równa sumie mas produktów. W reakcji chemicznej masa całkowita pozostaje stała.

Prawo określonych proporcji lub stałego składu mówi, że różne próbki dowolnego czystego związku mają te same pierwiastki w tych samych proporcjach masowych. Na przykład czysta woda jest taka sama bez względu na jej źródło lub z jakiego kontynentu (lub planety) pochodzi.

A trzecia zasada, zasada wielu proporcji, wskazuje, że gdy dwa pierwiastki A i B tworzą więcej niż jeden związek, to proporcja masy pierwiastka B, która łączy się z daną masą pierwiastka A, w każdym ze związków , można wyrazić za pomocą małych liczb całkowitych. Oznacza to, że dla A _n B _m n i m są liczbami całkowitymi.

Jakie są obliczenia stechiometryczne i ich etapy?

Są to obliczenia mające na celu rozwiązanie różnych pytań, które mogą się pojawić podczas badania reakcji chemicznej. W tym celu musisz mieć wiedzę na temat procesów chemicznych i praw, które nimi rządzą.

Przy pomocy obliczeń stechiometrycznych można na przykład z masy jednego reagenta otrzymać nieznaną masę innego reagenta. Możesz również poznać procentowy skład pierwiastków chemicznych obecnych w związku i na jego podstawie uzyskać wzór empiryczny związku.

W konsekwencji znajomość empirycznego lub minimalnego wzoru związku pozwala na ustalenie jego wzoru cząsteczkowego.

Dodatkowo obliczenia stechiometryczne pozwalają poznać w przebiegu reakcji chemicznej odczynnik ograniczający lub czy występuje nadmiar odczynnika oraz jego masę.

Gradacja

Etapy będą zależały od rodzaju postawionego problemu, a także od jego złożoności.

Dwie typowe sytuacje to:

-Dwa pierwiastki reagują tworząc związek i znana jest tylko masa jednego z reagujących pierwiastków.

-Chcemy poznać nieznaną masę drugiego pierwiastka, a także masę związku powstałego w wyniku reakcji.

Generalnie przy rozwiązywaniu tych ćwiczeń należy zachować następującą kolejność etapów:

-Ustanów równanie reakcji chemicznej.

-Zrównoważyć równanie.

-Trzeci etap polega na zastosowaniu mas atomowych pierwiastków i współczynników stechiometrycznych, aby uzyskać proporcje mas reagujących pierwiastków.

-Następnie, korzystając z prawa określonych proporcji, znając masę pierwiastka drugiego znając masę pierwiastka reagującego oraz z jaką proporcją reaguje on z pierwiastkiem drugim.

- A piąty i ostatni etap, jeśli znane są masy reagentów, ich suma pozwala obliczyć masę związku powstającego w reakcji. W tym przypadku informacje te uzyskuje się na podstawie prawa zachowania masy.

Rozwiązane ćwiczenia

-Ćwiczenie 1

Jaki jest pozostały odczynnik, gdy 15 g Mg przereaguje z 15 g S, tworząc MgS? A ile gramów MgS zostanie wyprodukowanych w wyniku reakcji?

Dane:

- Masa Mg i S = 15 g

-Ciężar atomowy Mg = 24,3 g / mol.

-Ciężar atomowy S = 32,06 g / mol.

Krok 1: równanie reakcji

Mg + S => MgS (już zbilansowane)

Krok 2: Ustal stosunek, w jakim Mg i S łączą się, aby wytworzyć MgS

Dla uproszczenia masę atomową Mg można zaokrąglić do 24 g / mol, a masę atomową S do 32 g / mol. Tak więc stosunek, w którym S i Mg są połączone, wyniesie 32:24, dzieląc 2 składniki przez 8, stosunek zmniejsza się do 4: 3.

Odwrotnie, stosunek, w którym Mg łączy się z S wynosi 3: 4 (Mg / S)

Krok 3: omówienie i obliczenie nadmiaru reagenta i jego masy

Masa Mg i S wynosi 15 g dla obu, ale stosunek, w którym Mg i S reagują, wynosi 3: 4, a nie 1: 1. Następnie można wywnioskować, że nadmiar reagenta to Mg, ponieważ występuje w mniejszej proporcji w stosunku do S.

Wniosek ten można sprawdzić, obliczając masę Mg reagującego z 15 g S.

g Mg = 15 g S x (3 g Mg) / mol) / (4 g S / mol)

11,25 g Mg

Masa nadmiaru Mg = 15 g - 11,25 g

3,75 g.

Krok 4: Masa MgS powstałej w reakcji w oparciu o prawo zachowania masy

Masa MgS = masa Mg + masa S

11,25 g + 15 g.

26, 25 g

Ćwiczenie do celów edukacyjnych można wykonać w następujący sposób:

Oblicz gramy S, które reagują z 15 g Mg, używając w tym przypadku stosunku 4: 3.

g S = 15 g Mg x (4 g S / mol) / (3 g Mg / mol)

20 g

Gdyby sytuacja była taka jak w tym przypadku, można by zauważyć, że 15 g S nie wystarczyłoby do pełnej reakcji z 15 g Mg bez 5 g. Potwierdza to, że nadmiar odczynnika to Mg, a S jest odczynnikiem ograniczającym tworzenie MgS, gdy oba elementy reaktywne mają tę samą masę.

-Ćwiczenie 2

Obliczyć masę chlorku sodu (NaCl) i zanieczyszczeń w 52 g NaCl o procentowej czystości 97,5%.

Dane:

-Masa próbki: 52 g NaCl

-Czysty procent = 97,5%.

Krok 1: oblicz czystą masę NaCl

Masa NaCl = 52 gx 97,5% / 100%

50,7 g

Krok 2: obliczenie masy zanieczyszczeń

% zanieczyszczeń = 100% - 97,5%

2,5%

Masa zanieczyszczeń = 52 gx 2,5% / 100%

1,3 g

Dlatego z 52 g soli 50,7 g to czyste kryształy NaCl i 1,3 g zanieczyszczeń (takich jak inne jony lub materia organiczna).

-Ćwiczenie 3

Jaka masa tlenu (O) znajduje się w 40 g kwasu azotowego (HNO ₃ ), wiedząc, że jego masa cząsteczkowa wynosi 63 g / mol, a masa atomowa O wynosi 16 g / mol?

Dane:

-Masa HNO ₃ = 40 g

-Masa atomowa O = 16 g / mol.

-Masa cząsteczkowa HNO ₃

Krok 1: Oblicz liczbę moli HNO

Moli HNO ₃ = 40 g HNO ₃ x 1 mol HNO ₃ /63 g HNO ₃

0,635 mola

Krok 2: oblicz liczbę moli obecnego O.

Wzór na HNO ₃ wskazuje, że na każdy mol HNO ₃ przypadają 3 mole O.

Mole O = 0,635 mola HNO ₃ X 3 mole O / mol HNO ₃

1,905 mola O

Krok 3: oblicz masę O obecnego w 40 g HNO

g O = 1,905 mola O x 16 g O / mol O

30,48 g

Innymi słowy, z 40 g HNO ₃ , 30,48 g wynika wyłącznie z masy moli atomów tlenu. Ten duży udział tlenu jest typowy dla oksoanionów lub ich trzeciorzędowych soli ( na przykład NaNO ₃ ).

-Ćwiczenie 4

Ile gramów chlorku potasu (KCl) jest wytwarzanych podczas rozkładu 20 g chloranu potasu (KClO ₃ )? Wiedząc, że masa cząsteczkowa KCl wynosi 74,6 g / mol, a masa cząsteczkowa KClO ₃ to 122,6 g / mol

Dane:

-Masa KClO ₃ = 20 g

-Masa cząsteczkowa KCl = 74,6 g / mol

-Masa cząsteczkowa KClO ₃ = 122,6 g / mol

Krok 1: równanie reakcji

2KClO ₃ => 2KCl + 3O ₂

Krok 2: oblicz masę KClO

g KClO ₃ = 2 mole x 122,6 g / mol

245,2 g

Krok 3: oblicz masę KCl

g KCl = 2 mole x 74,6 g / mol

149,2 g

Krok 4: oblicz masę KCl wytworzonego przez rozkład

245 g KClO ₃ powstaje w wyniku rozkładu 149,2 g KCl. Następnie ten stosunek (współczynnik stechiometryczny) można wykorzystać do obliczenia masy KCl, który jest wytwarzany z 20 g KClO ₃ :

g KCl = 20 g KClO ₃ x 149 g KCl / 245,2 g KClO ₃

12,17 g

Zwróć uwagę, jaki jest stosunek masowy O ₂ w KClO ₃ . Z 20 g KClO ₃ , prawie połowa pochodzi z tlenu, który jest częścią chloranu oksoanionu.

-Ćwiczenie 5

Znajdź skład procentowy następujących substancji: a) dopa, C ₉ H ₁₁ NO ₄ oraz b) Wanilina, C ₈ H ₈ O ₃ .

a) Dopa

Krok 1: znajdź masę cząsteczkową dopa C.

Aby to zrobić, masa atomowa pierwiastków obecnych w związku jest początkowo mnożona przez liczbę moli reprezentowanych przez ich indeksy dolne. Aby znaleźć masę cząsteczkową, dodaje się gramy wniesione przez różne pierwiastki.

Węgiel (C): 12 g / mol x 9 mol = 108 g

Wodór (H): 1 g / mol x 11 mol = 11 g

Azot (N): 14 g / mol x 1 mol = 14 g

Tlen (O): 16 g / mol x 4 mol = 64 g

Masa cząsteczkowa Dopa = (108 g + 11 g + 14 g + 64 g)

197 g

Krok 2: Znajdź procentowy skład pierwiastków obecnych w dopie

W tym celu przyjmuje się, że jego masa cząsteczkowa (197 g) wynosi 100%.

% C = 108 g / 197 g x 100%

54,82%

% H = 11 g / 197 g x 100%

5,6%

% N = 14 g / 197 gx 100%

7,10%

% O = 64 g / 197 g

32,48%

b) Wanilina

Część 1: Obliczanie masy cząsteczkowej waniliny C.

Aby to zrobić, masę atomową każdego pierwiastka mnoży się przez liczbę jego obecnych moli, dodając masę wniesioną przez różne pierwiastki

C: 12 g / mol x 8 mol = 96 g

H: 1 g / mol x 8 mol = 8 g

Lub: 16 g / mol x 3 mol = 48 g

Masa cząsteczkowa = 96 g + 8 g + 48 g

152 g

Część 2: Znajdź% różnych pierwiastków w wanilinie

Przyjmuje się, że jego masa cząsteczkowa (152 g / mol) stanowi 100%.

% C = 96 g / 152 gx 100%

63,15%

% H = 8 g / 152 gx 100%

5,26%

% O = 48 g / 152 g x 100%

31,58%

-Ćwiczenie 6

Skład procentowy alkoholu jest następujący: węgiel (C) 60%, wodór (H) 13% i tlen (O) 27%. Zdobądź swój minimalny wzór lub wzór empiryczny.

Dane:

Masy atomowe: C 12 g / mol, H 1g / mol i tlen 16 g / mol.

Krok 1: obliczenie liczby moli pierwiastków obecnych w alkoholu

Przyjmuje się, że masa alkoholu wynosi 100 g. W konsekwencji masa C wynosi 60 g, masa H 13 g, a masa tlenu 27 g.

Obliczanie liczby moli:

Liczba moli = masa pierwiastka / masa atomowa pierwiastka

liczba moli C = 60 g / (12 g / mol)

5 moli

liczba moli H = 13 g / (1 g / mol)

13 moli

liczba moli O = 27 g / (16 g / mol)

1,69 mola

Krok 2: uzyskaj minimum lub wzór empiryczny

Aby to zrobić, znajdź stosunek liczb całkowitych między liczbami moli. Służy to do uzyskania liczby atomów pierwiastków we wzorze minimum. W tym celu mole różnych pierwiastków są podzielone przez liczbę moli pierwiastka w mniejszym stopniu.

C = 5 moli / 1,69 mola

C = 2,96

H = 13 moli / 1,69 mola

H = 7,69

O = 1,69 mola / 1,69 mola

O = 1

Zaokrąglając te liczby, minimalny wzór to: C ₃ H ₈ O. Ten wzór odpowiada propanolu, CH ₃ CH ₂ CH ₂ OH. Jednakże ten wzór jest także, że w związku CH ₃ CH ₂ OCH ₃ , metyloetyloketon eteru.

Bibliografia

1. Dominguez Arias MJ (sf). Obliczenia w reakcjach chemicznych. Odzyskany z: uv.es
2. Obliczenia za pomocą wzorów i równań chemicznych. . Zaczerpnięte z: 2.chemistry.msu.edu
3. Sparknotes. (2018). Obliczenia stechiometryczne. Odzyskany z: sparknotes.com
4. ChemPages Netorials. (sf). Moduł stechiometryczny: Stechiometria ogólna. Odzyskany z: chem.wisc.edu
5. Flores, J. Química (2002) Editorial Santillana.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning.