Stechiometria: zadania z rozwiązaniami krok po kroku
Inaczej: obliczenia stechiometryczne · substrat w nadmiarze · wydajność reakcji
Darmowe zadania z tematu Stechiometria z rysunkami, podpowiedziami i pełnymi rozwiązaniami. Za każdym razem nowe wartości, na trzech poziomach: od masy do masy, substrat limitujący, wydajność procentowa.
Darmowe zadanieŁatwy
Jaka masa m H2O powstaje w reakcji C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O z 100 g C3H8? Pozostałe substraty są w nadmiarze.
Użyj współczynników jako stosunku molowego, aby wyznaczyć liczbę moli szukanej substancji.
Przelicz z powrotem na masę: m = n·M. Przy dwóch substratach najpierw wyznacz substrat limitujący.
Typowe błędy
Użycie stosunku mas zamiast stosunku molowego.
Zapominanie o zbilansowaniu równania.
Niesprawdzenie, który substrat jest limitujący.
Najważniejsze wzory
Mole
n = m/M
Stężenie
c = n/V
Stosunek molowy
użyj współczynników uzgodnionego równania
Substrat limitujący
ten, który wyczerpie się pierwszy
Wydajność procentowa
rzeczywista / teoretyczna × 100%
Naucz się tematu Stechiometria od zera
1Czym jest stechiometria
Równanie chemiczne to przepis. 2H₂ + O₂ → 2H₂O mówi, że dwie cząsteczki wodoru reagują z jedną cząsteczką tlenu, dając dwie cząsteczki wody.
Stechiometria wykorzystuje ten przepis do odpowiedzi na pytania „ile?”: ile produktu otrzymasz z danej ilości substratu albo ile go potrzebujesz.
Liczby przed wzorami to współczynniki stechiometryczne. Liczą cząstki, a nie gramy. Równanie musi być zbilansowane: każdy atom występuje tyle samo razy po obu stronach.
Cząstki są za małe, by liczyć je pojedynczo, więc chemicy liczą je w molach. Jeden mol to 6,022 × 10²³ cząstek, tak jak tuzin to 12 jajek.
Współczynniki dają więc także stosunek molowy: 2 mol H₂ reaguje z 1 mol O₂ i daje 2 mol H₂O.
Samosprawdzenie W reakcji N₂ + 3H₂ → 2NH₃ ile moli NH₃ powstaje z 2 mol N₂ (przy dostatecznej ilości H₂)?
1 mol
2 mol
4 mol
6 mol
Odpowiedź: 4 mol. 1 mol N₂ daje 2 mol NH₃, więc 2 mol N₂ daje 4 mol. Odpowiedź 2 mol ignoruje stosunek molowy, a 6 mol używa zamiast tego współczynnika H₂.
2Mole i masa molowa
Waga mierzy gramy, ale równanie działa w molach. Masa molowa M łączy jedno z drugim: to masa jednego mola, w g/mol.
n = m / M m = n · M
M znajdujesz, dodając masy atomowe z układu okresowego. Przy H = 1,0, C = 12,0 i O = 16,0:
M(H₂O) = 2 · 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol
M(CO₂) = 12,0 + 2 · 16,0 = 44,0 g/mol
M(CH₄) = 12,0 + 4 · 1,0 = 16,0 g/mol
Przykład: 36 g wody to 36 / 18,0 = 2,0 mol wody.
Zadania egzaminacyjne zwykle podają masy molowe z dwoma miejscami po przecinku. Używaj podanych wartości.
Samosprawdzenie Ile moli jest w 88 g CO₂ (M = 44 g/mol)?
0,5 mol
2 mol
3872 mol
88 mol
Odpowiedź: 2 mol. n = m/M = 88/44 = 2 mol. Dzielenie w drugą stronę (44/88 = 0,5) albo mnożenie (88 · 44) używa wzoru do góry nogami.
3Metoda krok po kroku
Każde zadanie typu masa–masa idzie tą samą drogą: od gramów do moli, przez równanie ze stosunkiem molowym i z powrotem do gramów.
Sprawdź, czy równanie jest zbilansowane.
Zamień daną masę A na mole: nA = mA / MA.
Użyj współczynników: nB = nA · b / a, gdzie a i b to współczynniki A i B.
Zamień z powrotem na masę: mB = nB · MB.
Gdy podano dwa substraty, najpierw znajdź reagent ograniczający i zacznij od niego.
Dla wydajności procentowej porównaj masę faktycznie otrzymaną z masą, którą obliczyłeś.
4Przykład krok po kroku
Przejdź przez każdy krok. Spróbuj przewidzieć następny, zanim go odsłonisz.
Przykład krok po kroku
Dla reakcji CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O jaka masa m H₂O powstaje z 8,0 g CH₄? Załóż, że tlen jest w nadmiarze. Użyj M(CH₄) = 16,0 g/mol i M(H₂O) = 18,0 g/mol.
1
Sprawdź równanie
Lewa strona: 1 C, 4 H, 4 O. Prawa strona: 1 C, 4 H i 2 + 2 = 4 O. Równanie jest zbilansowane.
2
Masa na mole
n(CH₄) = 8,0 / 16,0 = 0,50 mol
3
Użyj stosunku molowego
1 mol CH₄ daje 2 mol H₂O, więc współczynnik to 2/1.
n(H₂O) = 0,50 · 2 / 1 = 1,0 mol
4
Mole na masę
m(H₂O) = 1,0 · 18,0 = 18 g
5
Sprawdź wynik
8 g CH₄ potrzebuje 1,0 mol O₂, czyli 32 g. Wtedy 8 + 32 = 40 g wchodzi. 0,50 mol CO₂ to 22 g, a 22 + 18 = 40 g wychodzi. Masa jest zachowana, więc odpowiedź się zgadza.
Odpowiedź
m(H₂O) = 18 g
5Reagent ograniczający i wydajność procentowa
Gdy podano dwa substraty, zwykle jeden z nich kończy się pierwszy. To reagent ograniczający. Decyduje on, ile produktu powstanie; drugi zostaje (jest w nadmiarze).
Aby go znaleźć, podziel liczbę moli każdego substratu przez jego współczynnik. Mniejszy wynik należy do reagenta ograniczającego.
Przykład: 4,0 g H₂ (M = 2,0) i 16 g O₂ (M = 32) reagują w 2H₂ + O₂ → 2H₂O. To 2,0 mol H₂ i 0,50 mol O₂.
Zatem 0,50 mol O₂ daje 0,50 · 2 = 1,0 mol wody, czyli 18 g. Część wodoru zostaje.
W praktyce nigdy nie zbierasz całego produktu. Wydajność procentowa porównuje to, co otrzymałeś, z tym, co obliczyłeś, czyli wydajnością teoretyczną:
Y = rzeczywista / teoretyczna × 100%
Samosprawdzenie Wydajność teoretyczna reakcji wynosi 18 g, a zbierasz 15,3 g. Jaka jest wydajność procentowa?
118%
15,3%
2,7%
85%
Odpowiedź: 85%. Y = 15,3/18 × 100% = 85%. Dzielenie w drugą stronę daje 118%, co jest niemożliwe: nie można zebrać więcej niż ilość teoretyczna.
6Typowe błędy
Użycie stosunku mas zamiast stosunku molowego. Współczynniki liczą mole, nigdy gramy.
Praca z równaniem, które nie jest zbilansowane.
Zaczynanie od substratu w nadmiarze zamiast od ograniczającego.
Wybór reagenta ograniczającego według najmniejszej masy lub najmniejszej liczby moli, bez dzielenia przez współczynniki.
Dzielenie wydajności rzeczywistej przez teoretyczną w złą stronę. Wydajność nigdy nie przekracza 100%.
Zbyt wczesne zaokrąglanie moli. Zachowaj trzy lub cztery cyfry znaczące do końca.
Samosprawdzenie 4,0 g H₂ (M = 2,0 g/mol) i 16 g O₂ (M = 32 g/mol) reagują: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Jaka masa wody (M = 18 g/mol) może powstać?
18 g
20 g
36 g
9 g
Odpowiedź: 18 g. O₂ jest ograniczający: 0,50 mol O₂ daje 1,0 mol wody, 18 g. Wynik 36 g zaczyna od wodoru, który jest w nadmiarze. Wynik 20 g dodaje masy, ale część wodoru nie reaguje.
7Jak wyglądają zadania egzaminacyjne
Łatwe: masa–masa. Podano jeden substrat, pozostałe są w nadmiarze. Znajdź masę produktu.
Średnie: reagent ograniczający. Podano masy dwóch substratów. Znajdź reagent ograniczający, a potem masę produktu.
Trudne: wydajność procentowa. Oblicz wydajność teoretyczną, a następnie porównaj ją z zebraną masą.
Masy molowe są podane w zadaniu. Zapisz plan drogi m → n → n → m obok każdej odpowiedzi.
Jaka masa m MgO powstaje w reakcji 2Mg + O2 → 2MgO z 12 g Mg? Pozostałe substraty są w nadmiarze.
M(Mg) = 24,31 g/molM(MgO) = 40,3 g/mol
Oblicz m(g)
Pokaż podpowiedzi
Zamień podaną masę na mole: n = m/M.
Współczynniki dają stosunek molowy: 2 mol produktu na każde 2 mol substratu.
n(Mg) = 12/24,31 = 0,4936 mol.
Pokaż odpowiedź i rozwiązanie krok po kroku
Stechiometria: uzgodnione równanie liczy cząstki, nie gramy. Zamień masę na mole wzorem n = m/M, użyj współczynników równania jako stosunku molowego, a potem wróć do masy: m = n·M. Przy dwóch substratach substrat limitujący to ten, który zużyje się pierwszy i ogranicza ilość produktu.
Mole substratu
n = 12/24,31 = 0,4936 mol
Stosunek molowy
n(MgO) = 0,4936·2/2 = 0,4936 mol
Masa produktu
m = 0,4936·40,3 = 19,89 g
Odpowiedź
m = 19,89 g
Przykład 2Średni
6 g C3H8 i 20 g O2 reagują zgodnie z C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Jaka masa m H2O może powstać?
M(C3H8) = 44,1M(O2) = 32M(H2O) = 18,02 g/mol
Oblicz m(g)
Pokaż podpowiedzi
Zamień obie masy na mole.
Podziel każdą przez jej współczynnik: mniejszy wynik należy do substratu limitującego.
n(C3H8)/1 = 0,1361, n(O2)/5 = 0,125.
Pokaż odpowiedź i rozwiązanie krok po kroku
Stechiometria: uzgodnione równanie liczy cząstki, nie gramy. Zamień masę na mole wzorem n = m/M, użyj współczynników równania jako stosunku molowego, a potem wróć do masy: m = n·M. Przy dwóch substratach substrat limitujący to ten, który zużyje się pierwszy i ogranicza ilość produktu.
Mole każdego substratu
n(C3H8) = 6/44,1 = 0,1361 mol
n(O2) = 20/32 = 0,625 mol
Substrat limitujący
0,1361/1 = 0,1361, 0,625/5 = 0,125 → O2
Masa produktu
n(H2O) = 0,125·4 = 0,5 mol
m = 0,5·18,02 = 9,01 g
Odpowiedź
m = 9,01 g
Przykład 3Trudny
W reakcji CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O 10 g CH4 reaguje całkowicie (pozostałe substraty w nadmiarze) i otrzymuje się 17,01 g CO2. Wyznacz wydajność procentową Y.
M(CH4) = 16,04 g/molM(CO2) = 44,01 g/molrzeczywista: 17,01 g
Oblicz Y(%)
Pokaż podpowiedzi
Najpierw wyznacz wydajność teoretyczną: masę, która powstałaby, gdyby wszystko przereagowało.
Stechiometria: uzgodnione równanie liczy cząstki, nie gramy. Zamień masę na mole wzorem n = m/M, użyj współczynników równania jako stosunku molowego, a potem wróć do masy: m = n·M. Przy dwóch substratach substrat limitujący to ten, który zużyje się pierwszy i ogranicza ilość produktu.
Wydajność teoretyczna
n(CH4) = 10/16,04 = 0,6234 mol
m = 0,6234·1/1·44,01 = 27,44 g
Wydajność procentowa
Y = 17,01/27,44·100 = 62%
Odpowiedź
Y = 62%
Pytania i odpowiedzi
Stechiometria: co to jest?
Równanie chemiczne to przepis. 2H₂ + O₂ → 2H₂O mówi, że dwie cząsteczki wodoru reagują z jedną cząsteczką tlenu, dając dwie cząsteczki wody.
Liczby przed wzorami to współczynniki stechiometryczne. Liczą cząstki, a nie gramy. Równanie musi być zbilansowane: każdy atom występuje tyle samo razy po obu stronach.
Stechiometria: jak rozwiązywać zadania krok po kroku?
Napisz i zbilansuj równanie reakcji.
Zamień podaną masę na mole: n = m/M.
Użyj współczynników jako stosunku molowego, aby wyznaczyć liczbę moli szukanej substancji.
Przelicz z powrotem na masę: m = n·M. Przy dwóch substratach najpierw wyznacz substrat limitujący.
Stechiometria: jakie błędy są najczęstsze?
Użycie stosunku mas zamiast stosunku molowego.
Zapominanie o zbilansowaniu równania.
Niesprawdzenie, który substrat jest limitujący.
Stechiometria: co ćwiczysz?
Łatwy: od masy do masy
Średni: substrat limitujący
Trudny: wydajność procentowa
Każde zadanie ma nowe wartości, więc uczysz się metody, a nie odpowiedzi. Utknąłeś? Najpierw otwórz małą podpowiedź, a pełne wyjaśnienie dopiero wtedy, gdy go potrzebujesz.
Jak wygląda ćwiczenie
Każde zadanie ma nowe wartości, więc uczysz się metody, a nie odpowiedzi.
Utknąłeś? Najpierw otwórz małą podpowiedź, a pełne wyjaśnienie dopiero wtedy, gdy go potrzebujesz.
Twoje postępy, błędy i zapisane zadania są zachowywane, więc możesz je powtórzyć przed egzaminem.