Calcular cuántos gramos voy a obtener a partir de una reacción

Question

Así que estoy de introducción a la Química:

$$\ce{2NH3 + CO2 -> (NH2)2CO + H2O}$$

Si tenemos $637.2\ \mathrm{g}$ $\ce{NH3}$ $1142.0\ \mathrm{g}$ $\ce{CO2}$ ¿cuántos gramos de $\ce{(NH2)2CO}$ vamos a conseguir?

Esta es la explicación que me dieron:

En primer lugar, convertir reactivos a moles:

• $637.2\ \mathrm{g}$ $\ce{NH3}$ $37.5$ moles.
• $1142.0\ \mathrm{g}$ $\ce{CO2}$ $26$ moles.

Segundo, definir la proporción estequiométrica entre reactivos y los productos de...

• De $2$ moles de $\ce{NH3}$ obtenemos $1$ mol de $\ce{(NH2)2CO}$
• De $1$ mol de $\ce{CO2}$ obtenemos $1$ mol de $\ce{(NH2)2CO}$

Tercero, calcular el número de producto moles que podríamos conseguir si cada uno de los reactivos se consumen completamente:

• Consumir todos los $\ce{NH3}$ obtendríamos $18.75$ moles de $\ce{(NH2)2CO}$
• Consumir todos los $\ce{CO2}$ obtendríamos $26$ moles de $\ce{(NH2)2CO}$

El reactivo limitante es $\ce{(NH3)}$, por lo que la mayoría de los que vamos a obtener de $\ce{(NH2)2CO}$ $18.75$ moles. Ahora convertir a gramos, obtenemos $1125.0\ \mathrm{g}$.

• ¿Por qué estamos ignorando la existencia de $\ce{H2O}$? ¿No importa?
• SI la fórmula es desequilibrada, ¿debo tener para el equilibrio de la misma antes de hacer este cálculo? ¿Qué hago si no tengo saldo?

Answer 1

1. Aquí, $\ce{H2O}$ es un producto y usted está asumiendo que la reacción va a la finalización, por lo que no afecta el rendimiento de la reacción de alguna manera. Tal vez una analogía adecuada es pensar en el sistema de reacción como un coche - que le dan al coche una cierta cantidad de gasolina (digamos 2 galones) y lo convierte a un cierto número de millas (digamos 70 km), así como una gran cantidad de gases de escape. Ahora la cantidad de gases de escape que su coche está poniendo a cabo no afecta el hecho de que si pones en 2 galones de gasolina, recibirás el 70 millas fuera de él. Si usted fuera a tratar la reacción reversible de uno, donde se tiene un equilibrio entre los reactivos y los productos, a continuación, en general, la cantidad de los productos que también importa. Pero no te preocupes por esto, por ahora, estoy seguro de que llegará a través de este en su estudio de la química, en algún momento en el tiempo.

2. Buena pregunta - si la reacción no es equilibrada, entonces sí, usted tiene que equilibrar por encontrar el adecuado coeficientes estequiométricos. Si usted no sabe exactamente cuántas millas por galón (35 en este caso) su coche consume, entonces usted no será capaz de trabajar cuántas millas puede conducir si usted alimenta a su coche de 2 galones de gasolina. No todas las reacciones pueden ser equilibrado, pero si una reacción puede no ser equilibrada, de una manera o de otra, eso no puede suceder en la vida real. Por ejemplo, usted no puede balancear la reacción de $\ce{Pb -> Au}$, pero, como todos sabemos, la alquimia era (en su mayoría) una carga de basura. Por esta razón, cualquier reacción que usted venir a través en su estudio de la química, así como en la vida real, puede ser equilibrado.

Answer 2

El producto $\ce{H_2O}$ no le importa a la pregunta. Usted tiene algunos de los reactivos y el producto de reacción hasta que uno no se utiliza. Como usted se le preguntó acerca de la masa de un producto, no importa cómo mucho de la de otros productos que hay.

Sí, usted necesita para el equilibrio de la reacción. Usted necesita averiguar cuál reactivo es el limitante. Su reacción es equilibrada, por lo que el uso de dos moléculas de amoníaco para cada uno de dióxido de carbono. En la respuesta, en Tercer lugar, se asume primero que $\ce{NH_3}$ es el factor limitante y que hay un montón de $\ce{CO_2}$, hallazgo que puede producir $18,75$ moles. Entonces que asumir que hay un montón de $\ce{NH_3}$ están limitados por $\ce{CO_2}$, hallazgo que puede producir $26$ moles. La primera suposición es correcta, así que eso es lo mucho que se puede hacer.

Answer 3

¿Alguien explicar por qué convertir a los lunares? Es porque los lunares es una cierta cantidad de moléculas de y para equilibrar la ecuación que usted necesita para trabajar en las moléculas o molécula de múltiplos.

Por lo que si va a la finalización que va a utilizar todo el$\ce{NH3}$, como usted dice, pero dejó con 7.25 moles de $\ce{CO2}$, 18.75 moles de $\ce{(NH2)2CO2}$ y 18,75 moles de agua. Por cierto, la ecuación original es ya stoichiometricly equilibrada

6 $\ce{H}$ en ambos lados, 2 $\ce{O}$, y 2 $\ce{N}$ - Es como el álgebra.

Pero si no te tendría para el equilibrio de la misma antes de calcular el resto y, por supuesto, estamos simplificando suponiendo que la reacción va a la finalización.