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Estequiometría de la reacción química con ejemplos


Estequiometría de la reacción química con ejemplos

Por ejemplo: si 90 g de C2H6 se queman con suficiente O2, encontrar la cantidad de moles de H2O, CO2 son producidas y el volumen de O2 (H = 1, C = 12, O = 16).

solución:

En primer lugar, encontrar moles de C2H6;

La masa molar de C2H6 = 2,12 6,1 = 30 g / mol

nC2H6 = 90/30 = 3 moles

Cuando los compuestos que incluyen átomos de C y H se quema, el CO2 y H2O se producen. Ahora podemos escribir la reacción química y el balance de la misma.

C2H6 + O2 → CO2 + H2O

Para equilibrar el número de átomos de C en ambos lados añadimos 2 al frente de CO2, y para equilibrar el número de átomos de H a ambos lados añadimos 3 en frente de H2O.

C2H6 + O2 → 2CO2 + 3H2O

Ahora hay que equilibrar el número de átomos de O en ambos lados, tenemos 7 átomos de O en el lado derecho y dos átomos de oxígeno en el lado izquierdo, se añade 2.7 al frente de la molécula de O2 para equilibrar el número de átomos de O en ambos lados. Ajustada de la reacción final se convierte;

C2H6 + 7/2O2 → 2CO2 + 3H2O

Relación entre la cantidad de materia es;

Cuando un mol de C2H6 es quemar 7.2 moles de O2 y el CO2 se utiliza 2 moles y 3 moles de H2O se producen.

Cuando un mol de C2H6 se queman 3 moles de H2O se producen

3 moles of C2H6 queman                X

____________________________________________________

X = 9 moles de H2O se producen.

Masa molar del H2O = 2.1 16 = 18g

Por lo tanto, 9H2O = 9.18 = 162 g H2O se producen.

Cuando un mol de C2H6 es quemar 2 moles de CO2 se producen

3 moles de C2H6queman                  X

____________________________________________________

X = 6 moles de CO2 se producen.

La masa molar de CO2 = 12 = 44 g 2,16

Por lo tanto, 6CO2 = 6.44 = 264 g de CO2 se producen.

Cuando un mol de C2H6 es quemar 7.2 moles de O2 se utilizan

3 moles de C2H6 queman               X

____________________________________________________

X = 21 / 2 moles de O2 se utilizan.

1 mol de O2 es 22,4 litros

21 / 2 moles de O2 X litros

__________________________________________

X O2 = 235,2 litros se utilizan para la grabación de 3 moles C2H6

Fórmula empírica y molecular:

Fórmula molecular es la fórmula real, y muestra el número de moles de átomos hay en un mol de compuesto. Por ejemplo, C6H12O6es la fórmula real de la glucosa. 1 mol de glucosa incluye 6 moles átomos de C, 12 moles átomos de H y 6 moles O átomos. En la fórmula contraria, empírica es la forma simplificada de la fórmula molecular y muestra relación entre los átomos del compuesto. Por ejemplo, la fórmula empírica de la glucosa es CH2O. Fórmula empírica no nos da tanta información como fórmula molecular. Más encima, se puede pertenecer a más de un compuesto, como el CH2 es la fórmula empírica de C2H4, C3H6, C4H8. Relación entre la fórmula molecular y la fórmula empírica;

(Fórmula molecular) = n (fórmula empírica)

Por ciento de la composición:

Composiciones por ciento de los elementos se calculan utilizando la fórmula molecular del compuesto. Tratar de comprender por ejemplo a continuación.

Por ciento de elemento de masa = (masa del elemento en el compuesto de mole 1) / (masa de compuesto de un mol) 0.100

Ejemplo: Encontrar las composiciones por ciento de los elementos de C6H12O6. (C = 12, H = 1, O = 16)

Por ciento de C en peso = (masa de C en el compuesto mol) / (masa de compuesto de un mol) 0.100

C %=100X72/180

C % =40

H %=100.12/180

H % =6,7

O % =100.96/180

O % =53,3

Ejemplo: Si la fórmula empírica del compuesto orgánico es CH2O ¿cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas;

(C = 12, H = 1, O = 16)

solución:

I.Compuesto contiene 40% de C en peso

II. Compuesto contiene un 50% en moles H

III. Si la masa molecular del compuesto es 60 g, sus moléculas contienen 8 átomos.

I. Misa de la fórmula empírica = 12 +2.1+ 16 = 30 g

C + H + O

Porcentaje en masa de C=12/30x100=40

I es cierto

II. Compuesto contiene 1 mol C, 2 moles de H y O un lunar, el número total de moles = 4 moles

Por ciento en moles de H = (H 2moles) / (x100 (4moles) = 50%

II es cierto

III. Molar fórmula = n (fórmula empírica)

Masa molar = n (masa empírica)

60=n30

n=2

Así, la fórmula molecular se convierte;

C2H4O2y tiene 8 átomos.

Ejemplo: Si hay 6 X g en 7,4 g X3N2 compuesto, encontrar la masa atómica de X (N = 14)

Solución: Hay 6 X g en 7,4 g compuesto. Relación de las masas de los elementos;

MX / MN = 6 / 1, 4

Esta proporción es igual a la relación entre los elementos de un mol de compuesto.

mx/mN=3X/2.14

6/1,4=3X/2.14

X=40 g/mol

Limitar los problemas de reactivo

Ejemplo: Encontrar la cantidad de C2H6 producido mediante el uso de 0, 3 moles C2H2 y 0,4 moles de H2 mediante la reacción química siguiente.

C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g)

solución:

Debemos encontrar abetos limita asuntos para calcular el importe de los productos.

1 mol C2H2 reacciona con 2 moles de H2

0,3 mol C2H2 reacciona con X moles de H2

————————————————————

X = 0,6 moles de H2 que se necesita

Sin embargo, tenemos 0,3 moles de H2, por lo que H2 es el reactivo limitante de esta reacción.

2 moles de H2 reacciona con 1 mol C2H2

0,4 moles de H2 reacciona con X moles C2H2

———————————————————

X = 0,2 mol C2H2 es necesario.

Por lo tanto, utilizamos 0,2 mol C2H2 y 0,3-0,2 = 0,1 mol C2H2 restos. Ahora nos encontramos con cantidad de C2H6 producido;

Utilizando 2 moles de H2 produce 1 mol C2H6

0,4 moles de H2 producen X mole C2H6

————————————————————

X = 0,2 C2H6 lunar se produce.

Ejemplo: Hallar el número de átomos en una molécula de la materia se muestra con una X en la siguiente reacción.

4X + 5O2 + 6H2O → 4NO

Solución: Este reacciones es equilibrada, por lo que el número de átomos en ambos lados deben ser iguales. Ahora podemos escribir el número de átomos;

Productos: Hay muchos;

4O + 6O = 10 átomos de O

4N átomos

12H átomos

Reactivos: Hay;

10 O átomos

Número de átomos de O en los dos lados son iguales, por lo que para equilibrar otros elementos X debe ser;

4(NH3)

hay 4 átomos en el compuesto X.

Reacciones químicas y exámenes de soluciones a los problemas


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