Como você resolve um problema de estequiometria da lei dos gases?

Responda:

A maneira mais fácil é lembrar que, para usar estequiometria, você precisa conhecer as toupeiras das duas substâncias em questão.

Explicação:

Nós podemos usar o leis de gás para nos ajudar a determinar o efeito da temperatura, pressão e volume no número de mols de um gás.

O requisito central de qualquer problema estequiométrico é converter mols de $A$ $"A"$ para moles de $B$ $"B"$ .

If $A$ $"A"$ e / ou $B$ $"B"$ são sólidos ou líquidos, você usa a massa e a massa molar para obter moles.

If $A$ $"A"$ e / ou $B$ $"B"$ são gases, você usa o Lei do gás ideal para obter toupeiras.

Aqui está um fluxograma para ajudá-lo no processo.

Fluxograma

(De homepage.usask.ca)

EXEMPLO 1

Que volume de oxigênio em STP é produzido quando o 10.0 g de clorato de potássio se decompõe para formar cloreto de potássio e oxigênio?

Solução

Primeiro, você precisa da equação química balanceada para a reação.
Você então usa a massa molar para converter gramas de clorato de potássio em moles de clorato de potássio.
Em seguida, a parte central do problema é obter a proporção molar entre clorato de potássio e oxigênio. Isso fornece as toupeiras de oxigênio.
Finalmente, você usa o volume molar para converter mols em litros.

Vamos ver como isso funciona.

Passo 1. Escreva a equação balanceada.

${2KClO}_{3} \to 2KCl + {3O}_{2}$ $"2KClO"_3 → "2KCl" + "3O"_2$

Passo 2. Calcular as moles de ${KClO}_{3}$ $"KClO"_3$ .

$10.0 cancel("g KClO₃") × ("1 mol KClO"_3)/(122.6 cancel("g KClO₃")) = "0.08156 mol KClO"_3$

Passo 3. Calcular as moles de $"O"_2$ .

A equação balanceada nos diz que 2 mol $"KClO"_3$ dar 3 mol $"O"_2$ . Portanto,

$0.08156 cancel("mol KClO₃") × ("3 mol O"_2)/(2 cancel("mol KClO₃")) = "0.1223 mol O"_2$

Passo 4. Converter moles de $"O"_2$ litros de $"O"_2$ .

Desde 1997, STP foi definido como 0 ° C e 100 kPa.

O volume molar de um gás ideal em STP é 22.711 L.

Na STP, usamos a relação 22.711 L = 1 mol. Portanto

$0.1223 cancel("mol O₂") × ("22.711 L O"_2)/(1 cancel("mol O₂")) = "2.78 L O"_2$

Observe como sempre escrevemos os fatores de conversão para que as unidades sejam canceladas para fornecer as unidades desejadas para a resposta.

Se a pergunta solicitar que você encontre o volume de gás em outra temperatura ou pressão, use a Lei do gás ideal,

$PV = nRT$ .

Suponha que a pergunta tenha solicitado o volume a 1.05 atm e 25 ° C (298 K). Você escreveria

$V = (nRT)/P = (0.122 cancel("mol") × "0.082 06 L·"cancel("atm·K⁻¹mol⁻¹") × 298 cancel("K"))/(1.05 cancel("atm")) = "2.85 L"$

EXEMPLO 2

Que massa de clorato de potássio é necessária para produzir 3.00 L de oxigênio no STP?

Solução

Primeiro, você precisa da equação química balanceada para a reação.
Em seguida, você usa o volume molar para converter litros em moles.
A parte central do problema é obter a proporção molar entre clorato de potássio e oxigênio. Isso fornece as moles de clorato de potássio.
Você então usa a massa molar para converter mols de clorato de potássio em gramas de clorato de potássio.

Passo 1. A equação balanceada é

$"2KClO"_3 → "2KCl" + "3O"_2$

Passo 2. Converta litros em STP em moles.

$3.00 cancel("L O₂") × ("1 mol O"_2)/(22.711 cancel("L O₂")) = "0.1321 mol O"_2$

Passo 3. Converter moles de $"O"_2$ para moles de $"KClO"_3$ .

$0.1321 cancel("mol O₂") × ("2 mol KClO"_3)/(3 cancel("mol O₂")) = "0.088 06 mol KClO"_3$

Passo 4. Calcular as moles de $"KClO"_3$ .

$0.08806 cancel("mol KClO₃") × ("122.6 g KClO"_3)/(1 cancel("mol KClO₃")) = "10.8 g KClO"_3$

Se a pergunta solicitar que você encontre o volume de gás em outra temperatura ou pressão, use a Lei do gás ideal, $PV = nRT$ .

Suponha que a pergunta forneceu o volume a 1.05 atm e 25 ° C (298 K). Você escreveria

$n = (PV)/(RT) = (1.05 cancel("atm") × 3.00 cancel("L"))/(0.082 06 cancel("L·atm·K⁻¹")"mol"^-1 × 298 cancel("K")) = "0.129 mol O"_2$

Agora que você tem as toupeiras de $"O"_2$ , você pode continuar com as etapas 3 e 4 acima.

EXEMPLO 3

O gás etileno queima no ar de acordo com a seguinte equação.

$"C"_2"H"_4"(g)" + "3O"_2"(g)" → "2CO"_2"(g)" + "2H"_2"O(l) "$

Se 13.8 L de $"C"_2"H"_4$ a 21 ° C e 1.083 atm queima completamente oxigênio, calcule o volume de $"CO"_2$ produzido, assumindo a $"CO"_2$ é medido a 44 ° C e 0.989 atm.

Solução

Este requer um pouco mais de trabalho, porque você deve usar a Lei do Gás Ideal no início e no final.

Você já possui a equação química balanceada, então sua primeira tarefa é usar a Lei do Gás Ideal para calcular as moles de $"C"_2"H"_4$ .
A parte central do problema é obter a razão molar entre $"CO"_2$ e $"C"_2"H"_4$ . Isso lhe dá as toupeiras de $"CO"_2$ .
Você então usa a Lei do Gás Ideal para converter mols de $"CO"_2$ litros de $"CO"_2$ sob as novas condições.

Vamos ver como isso funciona. A equação balanceada é

$"C"_2"H"_4"(g) "+ "3O"_2"(g)" → "2CO"_2"(g)" + "2H"_2"O(l)"$

Passo 1. Calcular as moles de $"C"_2"H"_4$ .

$PV = nRT$

$n = (PV)/(RT) = (1.083 cancel("atm") × 13.80 cancel("L"))/(0.082 06 cancel("L·atm·K⁻¹")"mol"^-1 × 294 cancel("K")) = "0.619 mol C"_2"H"_4$

Passo 2. Calcular as moles de $"CO"_2$

$0.619 cancel("mol C₂H₄") × ("2 mol CO"_2)/(1 cancel("mol C₂H₄")) = "1.24 mol CO"_2$

Passo 3. Calcule o novo volume.

$PV = nRT$

$V = (nRT)/P = (1.24 cancel("mol") × "0.082 06 L·"cancel("atm·K⁻¹mol⁻¹") × 317 cancel("K"))/(0.989 cancel("atm")) = "32.6 L"$

Aqui está um ótimo vídeo mostrando a relação entre estequiometria e a Lei do Gás Ideal.