Как найти теоретический объем: Выход есть! Решение задач с массовой долей выхода продуктов

Содержание

Выход есть! Решение задач с массовой долей выхода продуктов

При обучении учащихся решению расчётных задач по химии учителя сталкиваются с рядом проблем

решая задачу, учащиеся не понимают сущности задач и хода их решения;
не анализируют содержание задачи;
не определяют последовательность действий;
неправильно используют химический язык, математические действия и обозначение физических величин и др.;

Преодоление этих недостатков является одной из главных целей, который ставит перед собой учитель, приступая к обучению решению расчетных задач.

Задача учителя состоит в том, чтобы научить учащихся анализировать условия задач, через составление логической схемы решения конкретной задачи. Составление логической схемы задачи предотвращает многие ошибки, которые допускают учащиеся.

Цели урока:

формирование умения анализировать условие задачи;

формирование умения определять тип расчетной задачи, порядок действий при ее решении;
развитие познавательных, интеллектуальных и творческих способностей.

Задачи урока:

овладеть способами решения химических задач с использованием понятия “массовая доля выхода продукта реакции от теоретического”;
отработать навыки решения расчетных задач;
способствовать усвоению материала, имеющего отношение к производственным процессам;
стимулировать углубленное изучение теоретических вопросов, интерес к решению творческих задач.

Ход урока

Определяем причину и сущность ситуации, которые описываются в задачах “на выход продукта от теоретического”.

В реальных химических реакциях масса продукта всегда оказывается меньше расчетной. Почему?

Многие химические реакции обратимы и не доходят до конца.
При взаимодействии органических веществ часто образуются побочные продукты.
При гетерогенных реакциях вещества плохо перемешиваются, и часть веществ просто не вступает в реакции.
Часть газообразных веществ может улетучиться.
При получении осадков часть вещества может остаться в растворе.

Вывод:

масса теоретическая всегда больше практической;
объём теоретический всегда больше объёма практического.

Теоретический выход составляет 100%, практический выход всегда меньше 100%.

Количество продукта, рассчитанное по уравнению реакции, — теоретический выход, соответствует 100%.

Доля выхода продукта реакции ( — “этта”) — это отношение массы полученного вещества к массе, которая должна была бы получиться в соответствии с расчетом по уравнению реакции.

Три типа задач с понятием “выход продукта”:

1. Даны массы исходного вещества и продукта реакции. Определить выход продукта.

2. Даны массы исходного вещества и выход продукта реакции. Определить массу продукта.

3. Даны массы продукта и выход продукта. Определить массу исходного вещества.

Задачи.

1. При сжигании железа в сосуде, содержащем 21,3 г хлора, было получено 24,3 г хлорида железа (III). Рассчитайте выход продукта реакции.

2. Над 16 г серы пропустили водород при нагревании. Определите объем (н.у.) полученного сероводорода, если выход продукта реакции составляет 85% от теоретически возможного.

3. Какой объём оксида углерода (II) был взят для восстановления оксида железа (III), если получено 11,2г железа с выходом 80% от теоретически возможного.

Анализ задач.

Каждая задача складывается из совокупности данных (известные вещества) – условия задачи (“выход” и т.п.) – и вопроса (вещества, параметры которых требуется найти). Кроме этого, в ней есть система зависимостей, которые связывают искомое с данными и данные между собой.

Задачи анализа:

1) выявить все данные;

2) выявить зависимости между данными и условиями;

3) выявить зависимости между данным и искомым.

Итак, выясняем:

1. О каких веществах идет речь?

2. Какие изменения произошли с веществами?

3. Какие величины названы в условии задачи?

4. Какие данные – практические или теоретические, названы в условии задачи?

5. Какие из данных можно непосредственно использовать для расчётов по уравнениям реакций, а какие необходимо преобразовать, используя массовую долю выхода?

Алгоритмы решения задач трёх типов:

Определение выхода продукта в % от теоретически возможного.

1. Запишите уравнение химической реакции и расставьте коэффициенты.

2. Под формулами веществ напишите количество вещества согласно коэффициентам.

3. Практически полученная масса известна.

4. Определите теоретическую массу.

5. Определите выход продукта реакции (%), отнеся практическую массу к теоретической и умножив на 100%.

6. Запишите ответ.

Расчет массы продукта реакции, если известен выход продукта.

1. Запишите “дано” и “найти”, запишите уравнение, расставьте коэффициенты.

2. Найдите теоретическое количество вещества для исходных веществ. n =

3. Найдите теоретическое количество вещества продукта реакции, согласно коэффициентам.

4. Вычислите теоретические массу или объем продукта реакции.

m = M _* n или V = V_m_* n

5. Вычислите практические массу или объем продукта реакции (умножьте массу теоретическую или объем теоретический на долю выхода).

Расчет массы исходного вещества, если известны масса продукта реакции и выход продукта.

1. По известному практическому объёму или массе, найдите теоретический объём или массу (используя долю выхода продукта).

2. Найдите теоретическое количество вещества для продукта.

3. Найдите теоретическое количество вещества для исходного вещества, согласно коэффициентам.

4. С помощью теоретического количества вещества найдите массу или объем исходных веществ в реакции.

Домашнее задание.

Решите задачи:

1. Для окисления оксида серы (IV) взяли 112 л (н.у.) кислорода и получили 760 г оксида серы (VI). Чему равен выход продукта в процентах от теоретически возможного?

2. При взаимодействии азота и водорода получили 95 г аммиака NH₃ с выходом 35%. Какие объёмы азота и водорода были взяты для реакции?

3. 64,8 г оксида цинка восстановили избытком углерода. Определите массу образовавшегося металла, если выход продукта реакции равен 65%.

Как находится масса в химии. Задачи на практический выход

Признак

В условии задачи встречается слово «выход». Теоретический выход продукта всегда выше практического.

Понятия «теоретическая масса или объём, практическая масса или объём» могут быть использованы только для веществ-продуктов.

Доля выхода продукта обозначается буквой

(эта), измеряется в процентах или долях.

Также для расчётов может использоваться количественный выход:

Первый тип задач – Известны масса (объём) исходного вещества и масса (объём) продукта реакции. Необходимо определить выход продукта реакции в %.

Задача 1. При взаимодействии магния массой 1,2 г с раствором серной кислоты получили соль массой 5, 5 г. Определите выход продукта реакции (%).

	Дано: m (Mg ) = 1,2 г m практическая (MgSO 4) = 5,5 г _____________________ Найти:

	M (Mg ) = 24 г/моль M (MgSO 4) = 24 + 32 + 4 · 16 = 120 г/моль
	ν(Mg ) = 1,2 г / 24(г/моль) = 0,05 моль
5. По УХР вычисляем теоретическое количество вещества (ν теор) и теоретическую массу (m теор) продукта реакции	m = ν · M m теор (MgSO 4) = M (MgSO 4) · ν теор (MgSO 4) = 120 г/моль · 0,05 моль = 6 г
	(MgSO 4)=(5,5г ·100%)/6г=91,7% Ответ: Выход сульфата магния составляет 91,7% по сравнению с теоретическим

Второй тип задач – Известны масса (объём) исходного вещества (реагента) и выход (в %) продукта реакции. Необходимо найти практическую массу (объём) продукта реакции.

Задача 2. Вычислите массу карбида кальция, образовавшегося при действии угля на оксид кальция массой 16,8 г, если выход составляет 80%.

1. Записываем краткое условие задачи	Дано: m (CaO ) = 16,8 г 80% или 0,8 ____________________ Найти: m практ (CaC 2 ) = ?
2. Запишем УХР. Расставим коэффициенты. Под формулами (из дано) напишем стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции.
3. Находим по ПСХЭ молярные массы подчёркнутых веществ	M (CaO ) = 40 + 16 = 56 г/моль M (CaC 2 ) = 40 + 2 · 12 = 64 г/моль
4. Находим количество вещества реагента по формулам	ν(CaO )=16,8 (г) / 56 (г/моль) = 0,3 моль
5. По УХР вычисляем теоретическое количество вещества (ν теор) и теоретическую массу (m теор ) продукта реакции
6. Находим массовую (объёмную) долю выхода продукта по формуле	m практич (CaC 2 ) = 0,8 · 19,2 г = 15,36 г Ответ: m практич (CaC 2 ) = 15,36 г

Третий типзадач – Известны масса (объём) практически полученного вещества и выход этого продукта реакции. Необходимо вычислить массу (объём) исходного вещества.

Задача 3. Карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой. Вычислите, какую массу карбоната натрия нужно взять для получения оксида углерода ( IV ) объёмом 28,56 л (н. у.). Практический выход продукта 85%.

1. Записываем краткое условие задачи

Дано: н. у.

V m = 22,4 л/моль

V практич (CO 2) = 28,56 л

85% или 0,85

_____________________

Найти:

m(Na 2 CO 3) =?

2. Находим по ПСХЭ молярные массы веществ, если это необходимо

M (Na 2 CO 3) = 2·23 + 12 + 3·16 = 106 г/моль

3. Вычисляем теоретически полученный объём (массу) и количество вещества продукта реакции, используя формулы: 5. Определяем массу (объём) реагента по формуле:

m = ν · M

V = ν · V m

m = ν · M

m (Na 2 CO 3) = 106 г/моль · 1,5 моль = 159 г

РЕШИТЕ ЗАДАЧИ

№1.

При взаимодействии натрия количеством вещества 0, 5 моль с водой получили водород объёмом 4,2 л (н. у.). Вычислите практический выход газа (%).

Металлический хром получают восстановлением его оксида Cr 2 O 3 металлическим алюминием. Вычислите массу хрома, который можно получить при восстановлении его оксида массой 228 г, если практический выход хрома составляет 95 %.

№3.

Определите, какая масса меди вступит в реакцию с концентрированной серной кислотой для получения оксида серы (IV) объёмом 3 л (н.у.), если выход оксида серы (IV) составляет 90%.

№4.

К раствору, содержащему хлорид кальция массой 4,1 г, прилили раствор, содержащий фосфат натрия массой 4,1 г. Определите массу полученного осадка, если выход продукта реакции составляет 88 %.

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

При обучении учащихся решению расчётных задач по химии учителя сталкиваются с рядом проблем

решая задачу, учащиеся не понимают сущности задач и хода их решения;
не анализируют содержание задачи;
не определяют последовательность действий;
неправильно используют химический язык, математические действия и обозначение физических величин и др.;

Цели урока:

формирование умения анализировать условие задачи;
формирование умения определять тип расчетной задачи, порядок действий при ее решении;
развитие познавательных, интеллектуальных и творческих способностей.

Задачи урока:

овладеть способами решения химических задач с использованием понятия “массовая доля выхода продукта реакции от теоретического”;
отработать навыки решения расчетных задач;
способствовать усвоению материала, имеющего отношение к производственным процессам;
стимулировать углубленное изучение теоретических вопросов, интерес к решению творческих задач.

Ход урока

В реальных химических реакциях масса продукта всегда оказывается меньше расчетной. Почему?

Многие химические реакции обратимы и не доходят до конца.
При взаимодействии органических веществ часто образуются побочные продукты.
При гетерогенных реакциях вещества плохо перемешиваются, и часть веществ просто не вступает в реакции.
Часть газообразных веществ может улетучиться.
При получении осадков часть вещества может остаться в растворе.

Вывод:

масса теоретическая всегда больше практической;
объём теоретический всегда больше объёма практического.

Теоретический выход составляет 100%, практический выход всегда меньше 100%.

Количество продукта, рассчитанное по уравнению реакции, — теоретический выход, соответствует 100%.

Три типа задач с понятием “выход продукта”:

1. Даны массы исходного вещества и продукта реакции . Определить выход продукта.

2. Даны массы исходного вещества и выход продукта реакции. Определить массу продукта.

3. Даны массы продукта и выход продукта. Определить массу исходного вещества.

Задачи.

Анализ задач.

Задачи анализа:

1) выявить все данные;

2) выявить зависимости между данными и условиями;

3) выявить зависимости между данным и искомым.

Итак, выясняем:

1. О каких веществах идет речь?

2. Какие изменения произошли с веществами?

3. Какие величины названы в условии задачи?

4. Какие данные – практические или теоретические, названы в условии задачи?

Алгоритмы решения задач трёх типов:

Определение выхода продукта в % от теоретически возможного.

1. Запишите уравнение химической реакции и расставьте коэффициенты.

2. Под формулами веществ напишите количество вещества согласно коэффициентам.

3. Практически полученная масса известна.

4. Определите теоретическую массу.

5. Определите выход продукта реакции (%), отнеся практическую массу к теоретической и умножив на 100%.

6. Запишите ответ.

Расчет массы продукта реакции, если известен выход продукта.

1. Запишите “дано” и “найти”, запишите уравнение, расставьте коэффициенты.

2. Найдите теоретическое количество вещества для исходных веществ. n =

3. Найдите теоретическое количество вещества продукта реакции, согласно коэффициентам.

4. Вычислите теоретические массу или объем продукта реакции.

m = M * n или V = V m * n

Расчет массы исходного вещества, если известны масса продукта реакции и выход продукта.

2. Найдите теоретическое количество вещества для продукта.

3. Найдите теоретическое количество вещества для исходного вещества, согласно коэффициентам.

4. С помощью теоретического количества вещества найдите массу или объем исходных веществ в реакции.

Домашнее задание.

Решите задачи:

2. При взаимодействии азота и водорода получили 95 г аммиака NH 3 с выходом 35%. Какие объёмы азота и водорода были взяты для реакции?

Урок №20. Расчетные задачи типа «Определение выхода продукта реакции в процентах от теоретического».

В условии задачи встречается слово «выход». Теоретический выход продукта всегда выше практического.

Доля выхода продукта обозначается буквой h (эта), измеряется в процентах или долях.

m практическая х100%

h = m теоретичееская

V практический х100%

h = V теоретичееский

m практическая (MgSO4) = 5,5 г

_____________________

M(Mg) = 24 г/моль

M(MgSO4) = 24 + 32 + 4 · 16 = 120 г/моль

ν(Mg) = 1,2 г / 24(г/моль) = 0,05 моль

mтеор (MgSO4) = M(MgSO4) · νтеор (MgSO4) =

120 г/моль · 0,05 моль = 6 г

(MgSO4)=(5,5г ·100%)/6г=91,7%

Ответ: Выход сульфата магния составляет 91,7% по сравнению с теоретическим

реакции.

1. Записываем краткое условие задачи

m(CaO) = 16,8 г

h =80% или 0,8

_________________

m практ (CaC2) = ?

2. Запишем УХР. Расставим коэффициенты.

Под формулами (из дано) напишем стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции.

3. Находим по ПСХЭ молярные массы подчёркнутых веществ

M(CaO) = 40 + 16 = 56 г/моль

M(CaC2) = 40 + 2 · 12 = 64г/моль

4. Находим количество вещества реагента по формулам

ν(CaO)=16,8 (г) / 56 (г/моль) = 0,3 моль

5. По УХР вычисляем теоретическое количество вещества (νтеор) и теоретическую массу (mтеор) продукта реакции

6. Находим массовую (объёмную) долю выхода продукта по формуле

m практич (CaC2) = 0,8 · 19,2 г = 15,36 г

Ответ: m практич (CaC2) = 15,36 г

1. Записываем краткое условие задачи

Дано: н. у.

Vm = 22,4 л/моль

Vпрактич(CO2) = 28,56 л

h = 85% или 0,85

____________________

2. Находим по ПСХЭ молярные массы веществ, если это необходимо

M (Na2CO3) =2·23 + 12 + 3·16 = 106 г/моль

3. Вычисляем теоретически полученный объём (массу) и количество вещества продукта реакции, используя формулы:

Vтеоретич(CO2) =

28,56 л / 0,85 = 33,6 л

ν(CO2) = 33,6 (л) / 22,4 (л/моль) = 1,5 моль

4. Запишем УХР. Расставим коэффициенты.

Под формулами (из дано) напишем стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции.

5. Находим количество вещества реагента по УХР

Следовательно

ν(Na2CO3) = ν(CO2) = 1,5 моль

5. Определяем массу (объём) реагента по формуле:

V = ν · Vm m = ν · M m(Na2CO3) = 106 г/моль · 1,5 моль = 159 г

Первый тип задач – Известны масса (объём) исходного вещества и масса (объём) продукта реакции. Необходимо определить выход продукта реакции в %.

Второй тип задач – Известны масса (объём) исходного вещества (реагента) и выход (в %) продукта реакции. Необходимо найти практическую массу (объём) продукта реакции.

Третий тип задач – Известны масса (объём) практически полученного вещества и выход этого продукта реакции. Необходимо вычислить массу (объём) исходного вещества.

Задача 3. Карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой. Вычислите, какую массу карбоната натрия нужно взять для получения оксида углерода (IV) объёмом 28,56 л (н. у.). Практический выход продукта 85%.

№1. При взаимодействии натрия количеством вещества 0, 5 моль с водой получили водород объёмом 4,2 л (н. у.). Вычислите практический выход газа (%).

№2. Металлический хром получают восстановлением его оксида Cr2O3 металлическим алюминием . Вычислите массу хрома, который можно получить при восстановлении его оксида массой 228 г, если практический выход хрома составляет 95 %.

Задача 3. Карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой. Вычислите, какую массу карбоната натрия нужно взять для получения оксида углерода (IV) объёмом 28,56 л (н. у. ). Практический выход продукта 85%.

№2. Металлический хром получают восстановлением его оксида Cr2O3 металлическим алюминием. Вычислите массу хрома, который можно получить при восстановлении его оксида массой 228 г, если практический выход хрома составляет 95 %.

№3. Определите, какая масса мели вступит в реакцию с концентрированной серной кислотой для получения оксида серы (IV) объёмом 3 л (н. у.), если выход оксида серы (IV) составляет 90%.

№4. К раствору, содержащему хлорид кальция массой 4,1 г, прилили раствор, содержащий фосфат натрия массой 4,1 г. Определите массу полученного осадка, если выход продукта реакции составляет 88 %.

В химии термин “теоретический выход” используется для описания максимального количества продукта, которое может получиться в результате химической реакции. Сначала следует записать сбалансированное химическое уравнение и определить ключевой компонент реакции. После того как вы измерите количество этого компонента, можно будет рассчитать количество продукта реакции. Это и будет теоретический выход продукта реакции. В реальных экспериментах часть продукта обычно теряется из-за неидеальных условий.

Часть 1

Найдите ключевой компонент реакции

Начните со сбалансированного уравнения химической реакции. Уравнение реакции подобно рецепту. С левой стороны в нем приведены реагенты, а с правой — продукты реакции. В правильно сбалансированном уравнении химической реакции слева и справа стоит одинаковое число атомов каждого элемента.
- В качестве примера рассмотрим простое уравнение → . Слева и справа стоит по два атома водорода. Однако со стороны реагентов находятся два атома кислорода, и лишь один атом кислорода представлен в виде продукта реакции.
- Чтобы сбалансировать уравнение, умножим на два продукт реакции: H 2 + O 2 {\displaystyle H_{2}+O_{2}} → .
- Проверим баланс. Теперь у нас правильное количество атомов кислорода, по два атома с каждой стороны. Однако на этот раз мы имеем два атома водорода слева и четыре атома водорода справа.
- Умножим на два водород в части реагентов. В результате у нас получится 2 H 2 + O 2 {\displaystyle 2H_{2}+O_{2}} → 2 H 2 O {\displaystyle 2H_{2}O} . Теперь мы имеем по четыре атома водорода и по два атома кислорода с каждой стороны уравнения. Таким образом, уравнение сбалансировано.
- В качестве более сложного примера рассмотрим реакцию кислорода и глюкозы с образованием углекислого газа и воды: → . В этом уравнении с каждой стороны стоит 6 атомов углерода (C), 12 атомов водорода (H) и 18 атомов кислорода (O). Уравнение сбалансировано.
- Чтобы узнать более подробно, как балансировать химические уравнения, прочтите .
Переведите количество каждого реагента из граммов в моли. В реальном эксперименте известны массы реагентов в граммах. Чтобы перевести их в количество молей, поделите массу каждого реагента на его молярную массу.
- Предположим, в реакцию вступают 40 граммов кислорода и 25 граммов глюкозы.
- 40 г O 2 {\displaystyle O_{2}} / (32 г/моль) = 1,25 моля кислорода.
- 25 г / (180 г/моль) = примерно 0,139 моля глюкозы.
Определите соотношение реагентов. Моль используется в химии для того, чтобы по массе вещества определить количество его молекул. Определив количество молей кислорода и глюкозы, вы узнаете, сколько молекул каждого вещества вступает в реакцию. Чтобы найти соотношение между двумя реагентами, поделите число молей одного реагента на количество молей другого реагента.
- В рассматриваемом примере в начале реакции имеется 1,25 моля кислорода и 0,139 моля глюкозы. Таким образом, отношение количества молекул кислорода к числу молекул глюкозы составляет 1,25 / 0,139 = 9,0. Это означает, что молекул кислорода в 9 раз больше, чем молекул глюкозы.
Найдите стехиометрическое соотношение реагентов. Посмотрите на сбалансированное уравнение химической реакции. Коэффициенты перед каждой молекулой показывают относительное количество данного вида молекул, необходимое для протекания реакции. Уравнение химической реакции дает так называемое стехиометрическое соотношение реагентов, при котором они будут расходоваться полностью.
- Для данной реакции имеем 6 O 2 + C 6 H 12 O 6 {\displaystyle 6O_{2}+C_{6}H_{12}O_{6}} . Коэффициенты указывают на то, что на каждую молекулу глюкозы требуется 6 молекул кислорода. Таким образом, стехиометрическое соотношение для этой реакции составляет 6 молекул кислорода / 1 молекула глюкозы = 6,0.
Сравните соотношения, чтобы найти ключевой компонент реакции. В большинстве химических реакций один из реагентов расходуется раньше остальных. Этот реагент называют ключевым компонентом реакции. Он определяет, как долго будет продолжаться данная реакция и каким будет теоретический выход продукта реакции. Сравните два рассчитанных соотношения, чтобы определить ключевой компонент реакции:
- В рассматриваемом примере начальное количество молей кислорода в 9 раз превышает число молей глюкозы. Согласно уравнению, стехиометрическое отношение кислорода к глюкозе составляет 6:1. Следовательно, у нас имеется больше кислорода, чем требуется, поэтому второй реагент, глюкоза, является ключевым компонентом реакции.
Часть 2
Определите теоретический выход реакции
1. Посмотрите на уравнение и определите ожидаемый продукт реакции. Правая часть уравнения содержит продукты реакции. Если уравнение сбалансировано, коэффициенты перед каждым продуктом реакции показывают его относительное количество в молях. Они соответствуют теоретическому выходу продуктов реакции в том случае, если взять стехиометрическое соотношение реагентов.
  - Вернемся к приведенному выше примеру: 6 O 2 + C 6 H 12 O 6 {\displaystyle 6O_{2}+C_{6}H_{12}O_{6}} → 6 C O 2 + 6 H 2 O {\displaystyle 6CO_{2}+6H_{2}O} . Справа стоят два продукта реакции: углекислый газ и вода.
  - Чтобы вычислить теоретический выход, можно начать с любого продукта реакции. Бывает так, что интересен только определенный продукт. В этом случае лучше начать с него.
2. Запишите количество молей ключевого компонента реакции. Всегда следует сравнивать число молей реагента с количеством молей продукта реакции. Сравнение их масс не даст правильного результата.
  - В рассматриваемом примере ключевым компонентом реакции является глюкоза. Расчеты молярной массы показали, что 25 граммов глюкозы соответствуют 0,139 моля.
3. Сравните соотношение молекул продукта и реагента. Вернитесь к сбалансированному уравнению и поделите количество молекул ожидаемого продукта на число молекул ключевого компонента реакции.
  - В нашем случае сбалансированное уравнение реакции имеет следующий вид: 6 O 2 + C 6 H 12 O 6 {\displaystyle 6O_{2}+C_{6}H_{12}O_{6}} → 6 C O 2 + 6 H 2 O {\displaystyle 6CO_{2}+6H_{2}O} . Согласно этому уравнению, на 6 молекул ожидаемого продукта реакции, углекислого газа ( C O 2 {\displaystyle CO_{2}} ), приходится 1 молекула глюкозы ( C 6 H 12 O 6 {\displaystyle C_{6}H_{12}O_{6}} ).
  - Отношение углекислого газа к глюкозе составляет 6/1 = 6. Иными словами, в данной реакции из одной молекулы глюкозы получается 6 молекул углекислого газа.
4. При желании проделайте такие же вычисления для других продуктов реакции. Во многих экспериментах интерес представляет лишь один продукт реакции. Однако если вы хотите найти теоретический выход второго продукта, просто повторите вычисления.
  - В нашем примере вторым продуктом реакции является вода, H 2 O {\displaystyle H_{2}O} . Согласно сбалансированному уравнению реакции, из 6 молекул глюкозы получается 6 молекул воды. Это соответствует соотношению 1:1. Таким образом, если в начале реакции имеется 0,139 моля глюкозы, в конце должно получиться 0,139 моля воды.
  - Умножьте количество молей воды на ее молярную массу. Молярная масса воды составляет 2 + 16 = 18 г/моль. В результате получаем 0,139 моля H 2 O x 18 г/моль H 2 O = ~2,50 грамма. Таким образом, в данном эксперименте теоретический выход воды составит 2,50 грамма.

Для этого нужно сложить массы всех атомов в этой молекуле.

Пример 1. В молекуле воды Н 2 О 2 атома водорода и 1 атом кислорода. Атомная масса водорода = 1, а кислорода = 16. Поэтому молекулярная масса воды равна 1 + 1 + 16 = 18 атомных единиц массы, а молярная масса воды =18 г/моль.

Пример 2. В молекуле серной кислоты Н 2 SO 4 2 атома водорода, 1 атом серы и 4 атома кислорода. Поэтому молекулярная масса этого вещества составит 1 2 + 32 + 4 16 = 98 а.е.м, а молярная масса — 98 г/моль.

Пример 3. В молекуле сульфата алюминия Al 2 (SO 4) 3 2 атома алюминия, 3 атома серы и 12 атомов кислорода. Молекулярная масса этого вещества равна 27 · 2 + 32 · 3 + 16 · 12 = 342 а.е.м., а молярная масса — 342г/моль.

Моль, молярная масса

Молярная масса — это отношение массы вещества к количеству вещества, т.е. М(х) = m(x)/n(x), (1)

где М(х) — молярная масса вещества Х, m(x) – масса вещества Х, n(x) — количество вещества Х.

Единица СИ молярной массы — кг/моль,однако обычно используется единица г/моль. Единица массы — г, кг.

Единица СИ количества вещества — моль.

Моль — это такое количество вещества, в котором содержится 6,02·10 23 молекул этого вещества.

Любая задача по химии решается через количество вещества. Необходимо помнить основные формулы:

n(x) =m(x)/ М(х)

или общую формулу: n(x) =m(x)/М(х) = V(x)/Vm = N/N A , (2)

где V(x) – объем вещества Х(л), V m — молярный объем газа при н.у. (22,4 л/моль), N — число частиц, N A — постоянная Авогадро (6,02·10 23).

Пример 1. Определите массу иодида натрия NaI количеством вещества 0,6 моль.

Пример 2. Определите количество вещества атомного бора,содержащегося в тетраборате натрия Na 2 B 4 O 7 массой 40,4 г.

m(Na 2 B 4 O 7) = 40,4 г.

Молярная масса тетрабората натрия составляет 202 г/моль.

Определяем количество вещества Na 2 B 4 O 7:

n(Na 2 B 4 O 7) = m(Na 2 B 4 O 7)/М(Na 2 B 4 O 7) = 40,4/202 = 0,2 моль.

Вспомним, что 1 моль молекулы тетрабората натрия содержит 2 моль атомов натрия, 4 моль атомов бора и 7 моль атомов кислорода (см. формулу тетрабората натрия).

Тогда количество вещества атомного бора равно:

n(B)= 4 · n(Na 2 B 4 O 7) = 4 · 0,2 = 0,8 моль.

6.6: Объемы газа и стехиометрия

Последнее обновление
Сохранить как PDF

Идентификатор страницы: 79721

Навыки развития

Связать количество газа, потребляемого или выделяемого в химической реакции, со стехиометрией реакции.
Чтобы понять, как можно использовать уравнение идеального газа и стехиометрию реакции для расчета объема газа, образующегося или потребляемого в ходе реакции.

Введение

С помощью закона идеального газа мы можем использовать соотношение между количествами газов (в молях) и их объемами (в литрах) для расчета стехиометрии реакций с участием газов, если известны давление и температура. Это важно по нескольким причинам. Многие реакции, которые проводятся в лаборатории, связаны с образованием или реакцией газа, поэтому химики должны уметь количественно обрабатывать газообразные продукты и реагенты так же легко, как они количественно обрабатывают твердые вещества или растворы. Кроме того, многие, если не большинство, важных для промышленности реакций проводятся в газовой фазе по практическим соображениям. Газы легко смешиваются, легко нагреваются или охлаждаются и могут перемещаться из одного места в другое на производственном предприятии с помощью простых насосов и водопровода. Как сказал одному из авторов инженер-химик: «Газы всегда идут туда, куда вы хотите, жидкости иногда идут, но твердые тела почти никогда».

Пример 6.6.1

Серная кислота, промышленный химикат, производимый в наибольшем количестве (почти 45 миллионов тонн в год только в Соединенных Штатах), получают путем сжигания серы на воздухе с получением SO ₂ , с последующим реакция SO ₂ с O ₂ в присутствии катализатора дает SO ₃ , который реагирует с водой с образованием H ₂ SO ₄ . Общее химическое уравнение выглядит следующим образом:

\[\rm 2S_{(s)}+3O_{2(g)}+2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_2SO_{4(aq)}\]

Какой объем O ₂ (в литрах) при 22°C и давлении 745 мм ртутного столба требуется для производства 1,00 тонны (907,18 кг) H ₂ SO ₄ ?

Дано: реакция, температура, давление и масса одного продукта. ₄ в 1,00 тонне. Из стехиометрических коэффициентов в сбалансированном химическом уравнении рассчитайте количество молей O ₂ требуется.

B Используйте закон идеального газа, чтобы определить объем O ₂, требуемый при заданных условиях. Убедитесь, что все величины выражены в соответствующих единицах.

Solution:

mass of H ₂ SO ₄ → moles H ₂ SO ₄ → moles O ₂ → liters O ₂

A We begin by calculating the число молей H ₂5\;L\]

Ответ означает, что для производства 1 тонны серной кислоты необходимо более 300 000 литров газообразного кислорода. Эти цифры могут дать вам некоторое представление о масштабах инженерных и сантехнических проблем, с которыми сталкивается промышленная химия.

Упражнение 6.6.1

В примере 5 мы видели, что Чарльз использовал воздушный шар, содержащий примерно 31 150 л H ₂, для своего первого полета в 1783 году. Газообразный водород был получен в результате реакции металлического железа с разбавленной соляной кислотой. согласно следующему сбалансированному химическому уравнению:

\[Fe_{(s)} + 2 HCl_{(aq)} \rightarrow H_{2(g)} + FeCl_{2(aq)}\]

Сколько железа (в килограммах) потребовалось для производства этот объем H ₂ при температуре 30°C и атмосферном давлении 745 мм рт.ст.?

Ответ: 68,6 кг Fe (примерно 150 фунтов)

Сбор газов над водой

Как показано на рис. перевернутая трубка или бутылка, наполненная водой, отверстие которой погружено в большую емкость с водой. Поскольку газ менее плотный, чем жидкая вода, он пузырится до верха бутылки, вытесняя воду. В конце концов, вся вода вытесняется, и в бутылке остается только газ. Если использовать калиброванную бутыль (т. е. с маркировкой, указывающей объем газа) и поднимать или опускать бутылку до тех пор, пока уровень воды не станет одинаковым как внутри, так и снаружи, то давление внутри бутылки будет точно равно атмосферное давление, измеренное отдельно барометром (\(P_{\rm bar. }\)). 9Рис. 6.6.1: Устройство для сбора газов вытеснением воды чистый. Вместо этого это смесь газообразного продукта и водяного пара. Все жидкости (включая воду) имеют измеримое количество пара, находящегося в равновесии с жидкостью, потому что молекулы жидкости постоянно покидают поверхность жидкости, в то время как другие молекулы из паровой фазы сталкиваются с поверхностью и возвращаются в жидкость. Таким образом, пар оказывает давление над жидкостью, которое называется давлением жидкости.0062 давление паров . Таким образом, в случае, показанном на рис. 6.6.1, бутылка фактически заполнена смесью O ₂ и водяного пара, а полное давление по закону парциальных давлений Дальтона равно сумме давлений два компонента:

\[P_{\rm tot}=P_{\rm gas}+P_{\rm H_2O}=P_{\rm bar.} \tag{6.6.1}\]

Если мы хотим зная давление газа, образующегося в реакции, чтобы рассчитать количество образовавшегося газа, мы должны сначала вычесть давление из-за водяного пара из общего давления. Это делается путем обращения к табличным значениям давления паров воды в зависимости от температуры (таблица 6.6.1).

**Table 6.6.1** : Vapor Pressure of Water at Various Temperatures
T (°C)	P (in mmHg)
0	4.58
15	12.79
17	14.53
19	16.48
21	18.65
23	21.07
25	23.76
30	31.82
50	92.51
70	233.8
100	760.0

As shown in Figure 6.6 .2 давление паров воды быстро возрастает с повышением температуры, и при нормальной температуре кипения (100°С) давление паров составляет ровно 1 атм. Методология проиллюстрирована в примере 6.6.2. Единственными газами, которые нельзя собрать с помощью этого метода, являются те, которые легко растворяются в воде (например, NH ₃ , H ₂ S и CO ₂ ) и те, которые быстро реагируют с водой (например, F ₂ и NO ₂ ).

Рисунок 6.6.2 График зависимости давления паров воды от температуры. Давление пара очень мало (но не равно нулю) при 0°С и достигает 1 атм = 760 мм рт.ст. при нормальной температуре кипения 100°С.

Пример 6.6.2

Азид натрия (\(NaN_3\)) разлагается с образованием металлического натрия и газообразного азота в соответствии со следующим сбалансированным химическим уравнением:

\[ 2NaN_3 \rightarrow 2Na_{(s)} + 3N_{2\; (g)}\]

Эта реакция используется для надувания подушек безопасности, которые защищают пассажиров во время автомобильных столкновений. Реакция инициируется в подушках безопасности электрическим импульсом и приводит к быстрому выделению газа. Если бы газ \(N_2\), образующийся при разложении 5,00 г образца \(NaN_3\), можно было бы собрать, вытеснив воду из перевернутой колбы, как показано на рис. 6.6.1, какой объем газа образовался бы при 21°C и 762 мм рт.ст.?

Дано: реакция, масса соединения, температура и давление

Запрошено: объем произведенного газообразного азота произведено. По данным таблицы 6.6.1 определите парциальное давление газа N ₂ в колбе.

B Используйте закон идеального газа, чтобы найти объем полученного газа N ₂.

Решение:

A Поскольку мы знаем массу реагента и стехиометрию реакции, нашим первым шагом будет вычисление количества молей N ₂ образовавшегося газа:

\[\rm\dfrac {5,00\;г\;NaN_3}{(22,99+3\times14,01)\;г/моль}\times\dfrac{3моль\;N_2}{2моль\;NaN_3}=0,115\;моль\; N_2\]

Приведенное давление (762 мм рт.ст.) представляет собой общее давление в колбе, которое является суммой давлений газа N ₂ и присутствующего водяного пара. Таблица 6.6.1 говорит нам, что давление паров воды составляет 18,65 мм рт. ст. при 21 °C (294 К), поэтому парциальное давление газа N ₂ в колбе составляет всего

\[\rm(762 − 18,65)\;мм рт.ст. \times\dfrac{1\;атм}{760\;атм} = 743,4\; мм рт.ст. \times\dfrac{1\;atm}{760\;atm}= 0,978\; атм.\]

B Решая закон идеального газа для V и подставляя другие величины (в соответствующих единицах), получаем

\[V=\dfrac{nRT}{P}=\rm\ dfrac{0,115\;моль\times0,08206\dfrac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\times294\;K}{0,978\;atm}=2,84\;L\]

Упражнение 6.6.2

Образец металлического цинка массой 1,00 г добавляют к раствору разбавленной соляной кислоты. Он растворяется с образованием газа H ₂ в соответствии с уравнением Zn (т) + 2 HCl (водн.) → H ₂ (г) + ZnCl ₂ (водн.). Образовавшийся газ H ₂ собирают в заполненную водой бутыль при температуре 30°C и атмосферном давлении 760 мм рт.ст. Какой объем он занимает?

Ответ: 0,397 л

Резюме

Связь между количествами продуктов и реагентов в химической реакции может быть выражена в молях или массах чистых веществ, объемов растворов или объемов газообразных веществ. . Закон идеального газа можно использовать для расчета объема газообразных продуктов или реагентов по мере необходимости. В лаборатории газы, образующиеся в результате реакции, часто собирают путем вытеснения воды из наполненных сосудов; тогда количество газа можно рассчитать по объему вытесненной воды и атмосферному давлению. Собранный таким образом газ, однако, не является чистым, а содержит значительное количество водяного пара. Поэтому измеренное давление должно быть скорректировано с учетом давления паров воды, которое сильно зависит от температуры.

Концептуальные проблемы

Почему так много важных для промышленности реакций осуществляется в газовой фазе?
Объем газа, образующегося во время химической реакции, можно измерить, собрав газ в перевернутый контейнер, наполненный водой. Газ вытесняет воду из сосуда, а объем вытесненной жидкости является мерой объема газа. Какую дополнительную информацию необходимо учитывать, чтобы определить количество молей образовавшегося газа? Объем некоторых газов не может быть измерен этим методом. Какое свойство газа не позволяет использовать этот метод?
Равные массы двух твердых соединений (А и Б) помещают в отдельные герметичные колбы, наполненные воздухом при 1 атм и нагревают до 50°С в течение 10 часов. После охлаждения до комнатной температуры давление в колбе с А составляло 1,5 атм. Напротив, давление в колбе с Б составляло 0,87 атм. Предложите объяснение этим наблюдениям. Останутся ли массы образцов А и В одинаковыми после эксперимента? Почему или почему нет?

Численные задачи

Сбалансируйте каждое химическое уравнение, а затем определите объем указанного реагента при нормальных условиях, необходимый для завершения реакции. В предположении полной реакции, каков объем продуктов?
1. SO ₂ (г) + O ₂ (г) → SO ₃ (г) с учетом 2,4 моль O ₂
2. H _{2 90 39 (г0) ) → HCl(г) с учетом 0,78 г H ₂}
3. C ₂ H ₆ (г) + O ₂ (г) → CO ₂ (г) + H ₂ O(г) на 1,91 моль O ₂

При плавке железа углерод реагирует с кислородом с образованием оксида , который затем реагирует с оксидом железа (III) с образованием металлического железа и диоксида углерода. Если на СТП производится 1,82 л CO ₂,
1. какая масса CO расходуется?
2. какой объем СО на СТП расходуется?
3. сколько O ₂ (в литрах) используется на STP?
4. какая масса углерода потребляется?
5. сколько производится металлического железа (в граммах)?
При полном разложении образца хлората калия образовалось 1,34 г хлорида калия и газообразный кислород.
1. Какова масса KClO ₃ в исходном образце?
2. Какая масса кислорода образуется?
3. Какой объем кислорода производится на СТП?
При сжигании 100,0 мг образца гербицида в избытке кислорода образовалось 83,16 мл CO ₂ и 72,9 мл паров H ₂ O при стандартной температуре. Отдельный анализ показал, что образец содержал 16,44 мг хлора. Если известно, что образец содержит только C, H, Cl и N, определите процентный состав и эмпирическую формулу гербицида.
При сжигании образца антидепрессанта массой 300,0 мг в избытке кислорода образовалось 326 мл CO ₂ и 164 мл паров H ₂ O при нормальных условиях. Отдельный анализ показал, что образец содержал 23,28% кислорода. Если известно, что образец содержит только C, H, O и N, определите процентный состав и эмпирическую формулу антидепрессанта.

Ответы

2,20 г KCLO ₃
0,863 G O ₂
604 ML O ₂

₁₀

₃

₂

Наверх

Была ли эта статья полезной?

Тип изделия
Раздел или Страница
Показать страницу TOC
№ на стр.
Теги

Химия 110 — Дополнения к эксперименту 3

Эксперимент 3

Подсчет и измерение атомов

Этот эксперимент включает проведение измерений и, в конечном итоге, определение радиуса одного атома алюминия или молекулы глюкозы. Есть ответ Лист вам для записи ваших данных, но вы должны распечатать этот лист с онлайн.

Во время этого эксперимента вы определите размеры алюминиевого стержня (не листа алюминиевой фольги) и его масса. Из этих измерений вы определите объем и плотность этого куска металла. Используя эти измерения, вы определите объем одного атома Al (общий объем, разделенный на общее число атомов), а затем радиус одного атома алюминия. Чтобы подкрепить эти расчеты, вы также определите объем, используя известную плотность Al и его измеренную массу. На самом деле, это процедура, которую вы бы выполнили, если бы у вас была неправильная форма. объект, например золотой самородок. После работы с алюминиевой планкой вы будете выполнять аналогичные расчеты для определения объема и радиуса глюкозы, что делает целлюлоза в бумаге.

Перечислите все ответы в места, указанные в бланке ответов. Используйте правильное количество значимых цифры во всех ваших ответах.

Расчеты для определения радиус атома алюминия.

Измерение диаметра (d) и длина (L) алюминиевого стержня.
Определить его массу до трех знаков после запятой.
Рассчитайте его объем используя его радиус (d/2) и длину (vol= πr ² L), используя измеренные значения.
Определить плотность этого алюминиевого слитка, используя вашу массу (ii) и расчетный объем (iii). Определять %Error для вашей расчетной плотности по сравнению с фактической плотностью Al (2,702 г/см ³ ). Для вычисления процентной ошибки (%Error) используйте формула в конце этого листа.
Рассчитать количество атомов Al в этом стержне. Используйте молярную массу алюминия, чтобы определить количество молей (разделите измеренную массу (ii) на молярную массу). Несколько количество молей по числу Авогадро (6,02 х 10 ²³ атомов/моль) для определения общее число атомов в стержне Al.
Для расчета объема одного атома Al, вы разделите общий объем слитка Al (iii) по общему числу атомов Al (v). Это объем одного атома алюминия.
Рассчитать радиус атома Al. (Выведите формулу радиуса сферы из формулы сферы: vol=4/3 π r ³ .)
Что такое % ошибки радиуса атома алюминия, который вы определили, по сравнению с его фактическим радиусом (143 вечера)?
Сейчас мы собираемся рассчитать объем алюминиевого бруска, не используя его размеры, а используя его масса. В этой части эксперимента вы разделите массу Al bar (ii) по его плотности (2,702 г/см ³ ) для определения его объема. (Помните: плотность, которую вы используете для этой части эксперимента, теоретическая плотность Al. Объем, который вы рассчитываете, основан только на массе и плотность, а не его размеры. Именно этот подход можно использовать для объект неправильной формы).
В зависимости от объема(ix) выше, рассчитайте объем одного атома Al, используя этот объем (ix) и количество атомов Al в стержне (v).
Рассчитать радиус атома Al на основе (x) выше.
Рассчитать % ошибки этого Al радиуса (xi) по сравнению с фактическим радиусом (143 пм).

Определение радиуса молекулы глюкозы

Аналогично процедуры, описанной выше, вы определите средний радиус глюкозы молекула. Целлюлоза, основной компонент бумаги, представляет собой полимер глюкозы. Следовательно, вы можете считать бумагу состоящей только из глюкозы для этого эксперимента.

Вам необходимо определить объем листа бумаги. Длина и ширина листа бумаги равны легко измерить, и, собственно, эти размеры известны. Толщина листа бумаги нужно определить с помощью микрометра. Использование микрометра прост, но иногда его трудно использовать. Ваш инструктор будет объяснить, как пользоваться микрометром.

Измерение толщины из одного листа бумаги. Кроме того, вы можете измерить толщину несколько листов бумаги, а затем разделите измеренное значение на число листов. Выразите толщину в см.
Выразите размеры листа бумаги в см (длина и ширина).
Рассчитать объем листа бумаги с использованием Д x Ш x толщины (i)
Вес одного листа бумага. Проще всего перед взвешиванием скомкать лист бумаги в шарик.
Рассчитать количество молекул глюкозы, используя ее молярную массу (180 г/моль), ее массу (в/в) и Число Авогадро (6,02 х 10 ²³ молекул/моль)
Рассчитать объем одной молекулы глюкозы путем деления общего объема (iii) на общий число молекул (v).
Определить среднее радиус на основе объема (vi) и преобразование формулы для сферы в решить радиус.

Полезные формулы:

объем шара равно 4/3 π r ³ или (π д ³ )/6
объем цилиндра π r ² L (r = радиус; радиус = диаметр/2; L = длина)
Номер Авогадро: 6,02 x 10 ²³ атомов/моль или 6,02 x 10 ²³ молекул/моль
атомный радиус равен кубический корень из [(3 vol)/4π], где vol представляет собой атомный объем Al, показанный в (vi) и (x) выше, или объем глюкозы том (vi).

Кому получить %Error для измерения, вам необходимо знать Теоретический и экспериментальных значений для вашего измерения или набора расчетов. Используйте эту формулу, чтобы получить %Error , который всегда положительное (абсолютное) значение (ваш ответ никогда не будет иметь отрицательного знака).

Выход есть! Решение задач с массовой долей выхода продуктов

Как находится масса в химии. Задачи на практический выход

Моль, молярная масса

6.6: Объемы газа и стехиометрия

Введение

Сбор газов над водой

Резюме

Концептуальные проблемы

Численные задачи

Ответы

Химия 110 — Дополнения к эксперименту 3

Добавить комментарий Отменить ответ