$1.95 g$ $"1.95 g"$ de $H_{2}$ $"H" _2$ pode reagir com $9.94 g$ $"9.94 g"$ de $N_{2}$ $"N" _2$ , produzindo $1.56 g$ $"1.56 g"$ de ${NH}_{3}$ $"NH" _3$ . Qual é o rendimento teórico em gramas para esta reação sob as condições dadas?

Responda:

Aqui está o que eu tenho.

Explicação:

Comece escrevendo a equação química balanceada que descreve essa reação

$N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} \to 2 {NH}_{3 (g)}$ $"N"_ (2(g)) + 3"H"_ (2(g)) -> 2"NH"_ (3(g))$

Observe que para cada $1$ $1$ toupeira de nitrogênio gasoso que participa da reação, a reação consome $3$ $3$ moles de gás hidrogênio e produz $2$ $2$ moles de amônia.

Agora, a primeira coisa que você precisa fazer aqui é descobrir se está lidando com uma reagente limitante.

Use o massas molares dos dois reagentes para converter as massas em moles

$1.95 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole H"_2/(2.016color(red)(cancel(color(black)("g")))) = "0.9673 moles H"_2$

$9.94 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole N"_2/(28.0134color(red)(cancel(color(black)("g")))) = "0.3548 moles N"_2$

Agora, para todas as toupeiras de nitrogênio gasoso para participar da reação, você precisaria

$0.3548 color(red)(cancel(color(black)("moles N"_2))) * "3 moles H"_2/(1color(red)(cancel(color(black)("mole N"_2)))) = "1.0644 moles H"_2$

No seu caso, você não possui moles suficientes de gás hidrogênio para permitir que isso aconteça

$overbrace("1.0644 moles H"_2)^(color(blue)("what you need")) " " > " " overbrace("0.9673 moles H"_2)^(color(blue)("what you have"))$

então você pode dizer que o gás hidrogênio atuará como o reagente limitante, ou seja, será completamente consumido pela reação antes todas as moles de gás nitrogênio terão a chance de reagir.

Você pode dizer que a reação consumirá $0.9673$ moles de hidrogênio gasoso e produzir

$0.9673 color(red)(cancel(color(black)("moles H"_2))) * "2 moles NH"_3/(3color(red)(cancel(color(black)("moles H"_2)))) = "0.6449 moles NH"_3$

Para converter isso em gramas, Utilize o massa molar de amônia

$0.6449 color(red)(cancel(color(black)("moles NH"_3))) * "17.031 g"/(1color(red)(cancel(color(black)("mole NH"_3)))) = color(darkgreen)(ul(color(black)("11.0 g")))$

A resposta é arredondada para três sig figs.

Então, isso representa o rendimento teórico da reação, ou seja, o que você esperaria que a reação produzisse no $100%$ produzir.

No seu caso, você sabe que a reação produzida $"1.56 g"$ de amônia, então seu objetivo agora é descobrir o número de gramas de amônia que a reação produz para cada $"100 g"$ de amônia que teoricamente poderia produzir, ou seja, o por cento de rendimento da reação.

$100 color(red)(cancel(color(black)("g NH"_3color(white)(.)"in theory"))) * ("1.56 g NH"_3color(white)(.)"produced")/(11.0color(red)(cancel(color(black)("g NH"_3color(white)(.)"in theory")))) = "14.2 g NH"_3color(white)(.)"produced"$

Assim, você pode dizer que o percentual de rendimento da reação é igual a

$color(darkgreen)(ul(color(black)("% yield = 14.2%")))$

Mais uma vez, a resposta é arredondada para três sig figs.

"1.95 g" 1.95 g "1.95 g" de "H" _2 H2 "H" _2 pode reagir com "9.94 g" 9.94 g "9.94 g" de "N" _2 N2 "N" _2 , produzindo "1.56 g" 1.56 g "1.56 g" de "NH" _3 NH3 "NH" _3 . Qual é o rendimento teórico em gramas para esta reação sob as condições dadas?

Responda:

Explicação:

$1.95 g$ $"1.95 g"$ de $H_{2}$ $"H" _2$ pode reagir com $9.94 g$ $"9.94 g"$ de $N_{2}$ $"N" _2$ , produzindo $1.56 g$ $"1.56 g"$ de ${NH}_{3}$ $"NH" _3$ . Qual é o rendimento teórico em gramas para esta reação sob as condições dadas?