Стехиометрия

Стехиометрическая диаграмма сгорания реакции метана

Стоихиометрия ( / ˌ s t ɔɪ k i ˈ ɒ m ɪ t r i / ) - это взаимосвязь между весами реагентов и продуктов до, во время и после химических реакций .

Стехиометрия основана на законе сохранения массы , где общая масса реагентов равна общей массе продуктов, что приводит к пониманию того, что отношения между количествами реагентов и продуктов обычно формируют отношение положительных целых чисел. Это означает, что если количество отдельных реагентов известно, то можно рассчитать количество продукта. И наоборот, если один реагент имеет известное количество, и количество продуктов может быть определено эмпирически, то можно также рассчитать количество других реагентов.

Это проиллюстрировано на изображении здесь, где сбалансированное уравнение:

CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O

Здесь одна молекула метана и реагирует с двумя молекулами газа кислорода , чтобы получить одну молекулу углекислого газа две молекулы воды . Это конкретное химическое уравнение является примером полного сгорания . Стоихиометрия измеряет эти количественные отношения и используется для определения количества продуктов и реагентов, которые производятся или необходимы в данной реакции. Описание количественных отношений между веществами, поскольку они участвуют в химических реакциях, известно как стехиометрия реакции . В приведенном выше примере стехиометрия реакции измеряет взаимосвязь между величинами метана и кислорода, которые реагируют на формирование углекислого газа и воды.

Из -за хорошо известной взаимосвязи молей с атомными весами соотношения, поступающие по стехиометрии, могут использоваться для определения величин по весу в реакции, описанной сбалансированным уравнением. Это называется композицией стехиометрии .

Газовая стехиометрия посвящена реакциям, связанным с газами, где газы находятся при известной температуре, давлении и объеме и могут считаться идеальными газами . Для газов соотношение объема в идеале одинаково в соответствии с законом об идеальном газе , но массовое соотношение одной реакции должно быть рассчитано по молекулярным массам реагентов и продуктов. На практике, из -за существования изотопов , молярные массы вместо этого используются при расчете массового соотношения.

Этимология

Термин стехиометрия был впервые использован Иеремией Бенджамином Рихтером в 1792 году, когда был опубликован первый том Рихтера Анфангсгрюнде Дер Стехиометрии Одер Меукунст Чимишер ( Основы стехиометрии или искусство измерения химических элементов ). Термин получен из древнегреческих слов στοιχεῖον stoikheon "element" и μέτρον métron "мера". L. Darmstaedter и Ralph E. Oesper написали полезную учетную запись об этом.

Определение

Основная статья: количество вещества

Стоихиометрическое количество или стехиометрическое соотношение реагента - это оптимальное количество или соотношение, при условии , что реакция переходит к завершению:

1. Весь реагент потребляется
2. Нет недостатка реагента
3. Там нет избытка реагента.

Стоихиометрия опирается на самые основные законы, которые помогают лучше понять его, то есть законодательство о сохранении массы , закон определенных пропорций (то есть закон о постоянном составе ), закон множественных пропорций и закон о взаимных пропорциях . В целом, химические реакции объединяются в определенных отношениях химических веществ. Поскольку химические реакции не могут ни создавать, ни разрушать материю, ни трансформировать один элемент в другой, количество каждого элемента должно быть одинаковым на протяжении всей общей реакции. Например, количество атомов данного элемента x на стороне реагента должно равняться количеству атомов этого элемента на стороне продукта, независимо от того, действительно ли все эти атомы вовлечены в реакцию.

Химические реакции, как макроскопические операции единицы, состоят из просто большого количества элементарных реакций , где одна молекула реагирует с другой молекулой. Поскольку реагирующие молекулы (или фрагменты) состоят из определенного набора атомов в целочисленном соотношении, отношение между реагентами в полной реакции также в соотношении целого числа. Реакция может потреблять более одной молекулы, а стехиометрическое число считает это число, определяемое как положительное для продуктов (добавлено) и отрицательно для реагентов (удалено). Коэффициенты без знака обычно называются стехиометрическими коэффициентами .

Каждый элемент имеет атомную массу , и, учитывая молекулы в качестве коллекций атомов, соединения имеют определенную молекулярную массу , которая при экспрессии в далтонах численно равна молярной массе в г / моль . По определению, атомная масса углерода-12 составляет 12 Да , давая молярную массу 12 г/моль. Количество молекул на моль в веществе дается константа Авогадро , точно 6,022 140 76 × 10 ²³ мол ⁻¹ С момента пересмотра Si . Таким образом, для расчета стехиометрии по массе количество молекул, необходимых для каждого реагента, выражается в молях и умножается на молярную массу каждого, чтобы получить массу каждого реагента на моль реакции. Массовые соотношения могут быть рассчитаны путем деления каждого на общую сумму во всей реакции.

Элементы в их естественном состоянии представляют собой смеси изотопов различной массы; Таким образом, атомные массы и, следовательно, молярные массы не совсем целыми. Например, вместо точной пропорции 14: 3 17,04 г аммиака состоит из 14,01 г азота и 3 × 1,01 г водорода, потому что естественный азот включает в себя небольшое количество азота-15, а натуральный водород включает водород-2 (водород-2 дейтерий ).

Стехиометрический реагент - это реагент, который потребляется в реакции, в отличие от каталитического реагента , который не потребляется в общей реакции, поскольку он реагирует за один шаг и восстанавливается на другом этапе.

Преобразование граммов в родинки

Стоихиометрия используется не только для балансировки химических уравнений, но также используется в конверсии, то есть, преобразование из граммов в родинки с использованием молярной массы в качестве коэффициента конверсии или из граммов в миллилитры с использованием плотности . Например, чтобы найти количество NaCl (хлорид натрия) за 2,00 г, можно сделать следующее:

${\frac {2.00{\mbox{ g NaCl}}}{58.44{\mbox{ g NaCl mol}}^{-1}}}=0.0342\ {\text{mol}}$

В приведенном выше примере, когда записано в форме фракции, единицы граммов образуют мультипликативную идентичность, которая эквивалентна одному (g/g = 1), с полученным количеством в родинках (необходимое устройство, которое было необходимо), как показано в следующем уравнении,

$\left({\frac {2.00{\mbox{ g NaCl}}}{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol NaCl}}}{58.44{\mbox{ g NaCl}}}}\right)=0.0342\ {\text{mol}}$

Молярная пропорция

Стоихиометрия часто используется для баланса химических уравнений (стехиометрия реакции). Например, два диатомных газа, водород и кислород , могут объединиться, образуя жидкость, воду, в экзотермической реакции , как описано в следующем уравнении:

2 H ₂ + O ₂ → 2 H ₂ O

Стехиометрия реакции описывает отношение 2: 1: 2 молекул водорода, кислорода и воды в вышеуказанном уравнении.

Молярное соотношение позволяет преобразовать моли одного вещества и молей другого. Например, в реакции

2 Ch ₃ OH + 3 O ₂ → 2 CO ₂ + 4 H ₂ O

количество воды, которая будет получена путем сжигания 0,27 молей СН
₃ OH получается с использованием молярного соотношения между CH
₃ Ох и ч
₂ O от 2 до 4.

$\left({\frac {0.27{\mbox{ mol }}\mathrm {CH_{3}OH} }{1}}\right)\left({\frac {4{\mbox{ mol }}\mathrm {H_{2}O} }{2{\mbox{ mol }}\mathrm {CH_{3}OH} }}\right)=0.54\ {\text{mol }}\mathrm {H_{2}O}$

Термин стехиометрия также часто используется для молярных пропорций элементов в стехиометрических соединениях (композиционная стехиометрия). Например, стехиометрия водорода и кислорода в h
₂ o - 2: 1. В стехиометрических соединениях молярные пропорции являются целыми числами.

Определение количества продукта

Стоихиометрия также может быть использована для поиска количества продукта, полученного реакцией. Если кусок твердой меди (Cu) добавляли в водный раствор нитрата серебра ( Agno ₃ ), серебро (Ag) будет заменено в одной реакции смещения, образующей водную медную (ii) нитрат (нитрат ( Cu (№ ₃ ) ₂ ) и твердое серебро. Сколько серебра производится, если в раствор избыточного нитрата серебра добавлены 16,00 граммов Cu?

Будут использованы следующие шаги:

1. Напишите и сбалансируйте уравнение
2. Масса в родинки: преобразовать граммы Cu в родинки Cu
3. Соотношение молей: преобразовать моли Cu в моли продуцированного Ag
4. Крот в массу: преобразовать моли Ag в граммы Ag

Полное сбалансированное уравнение будет:

Cu + 2 Agno ₃ → Cu (№ ₃ ) ₂ + 2 Ag

Для стадии массы к моле масса меди (16,00 г) будет преобразована в родинки меди путем деления массы меди на ее молярную массу : 63,55 г/моль.

$\left({\frac {16.00{\mbox{ g Cu}}}{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol Cu}}}{63.55{\mbox{ g Cu}}}}\right)=0.2518\ {\text{mol Cu}}$

Теперь, когда найдено количество Cu в родинах (0,2518), мы можем установить соотношение молей. Это обнаруживается путем рассмотрения коэффициентов в сбалансированном уравнении: Cu и Ag находятся в соотношении 1: 2.

$\left({\frac {0.2518{\mbox{ mol Cu}}}{1}}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol Ag}}}{1{\mbox{ mol Cu}}}}\right)=0.5036\ {\text{mol Ag}}$

Теперь, когда произведенные моли Ag, как известно, составляют 0,5036 моль, мы преобразуем это количество в граммы Ag, полученных для получения окончательного ответа:

$\left({\frac {0.5036{\mbox{ mol Ag}}}{1}}\right)\left({\frac {107.87{\mbox{ g Ag}}}{1{\mbox{ mol Ag}}}}\right)=54.32\ {\text{g Ag}}$

Этот набор вычислений может быть дополнительно конденсирован в один шаг:

$m_{\mathrm {Ag} }=\left({\frac {16.00{\mbox{ g }}\mathrm {Cu} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {Cu} }{63.55{\mbox{ g }}\mathrm {Cu} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {Ag} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {Cu} }}\right)\left({\frac {107.87{\mbox{ g }}\mathrm {Ag} }{1{\mbox{ mol Ag}}}}\right)=54.32{\mbox{ g}}$

Дальнейшие примеры

Для пропана ( C ₃ H ₈ ) реагируя с газом кислорода ( O ₂ ), сбалансированное химическое уравнение:

C ₃ H ₈ + 5 O ₂ → 3 CO ₂ + 4 H ₂ O

Масса воды, образованной, если 120 г пропана ( C ₃ H ₈ ) сжигается в избыточном кислороде.

$m_{\mathrm {H_{2}O} }=\left({\frac {120.{\mbox{ g }}\mathrm {C_{3}H_{8}} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {C_{3}H_{8}} }{44.09{\mbox{ g }}\mathrm {C_{3}H_{8}} }}\right)\left({\frac {4{\mbox{ mol }}\mathrm {H_{2}O} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {C_{3}H_{8}} }}\right)\left({\frac {18.02{\mbox{ g }}\mathrm {H_{2}O} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {H_{2}O} }}\right)=196{\mbox{ g}}$

Стоихиометрическое соотношение

Стоихиометрия также используется для поиска правильного количества одного реагента для «полностью» реагировать с другим реагентом в химической реакции , то есть стехиометрических количествах, которые не приведут к отсутствию оставшихся реагентов, когда реакция произойдет. Пример показан ниже с использованием реакции термита ,

Fe ₂ O ₃ + 2 Al → Al ₂ O ₃ + 2 Fe

Это уравнение показывает, что 1 моль оксида железа (III) и 2 моля алюминия продуцируют 1 моль оксида алюминия и 2 моля железа . Таким образом, чтобы полностью реагировать с 85,0 г оксида железа (III) (0,532 моль), необходимо 28,7 г (1,06 моль) алюминия.

$m_{\mathrm {Al} }=\left({\frac {85.0{\mbox{ g }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }{159.7{\mbox{ g }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol Al}}}{1{\mbox{ mol }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }}\right)\left({\frac {26.98{\mbox{ g Al}}}{1{\mbox{ mol Al}}}}\right)=28.7{\mbox{ g}}$

Ограничение реагента и процента

Основные статьи: ограничение реагента и урожайности (химия)

Ограничивающий реагент - это реагент, который ограничивает количество продукта, которое может быть образовано и полностью потребляется при завершении реакции. Избыточный реагент - это реагент, который остается после того, как реакция остановится из -за исчерпания ограничивающего реагента.

Рассмотрим уравнение жаркого свинца (II) сульфида (PBS) в кислороде ( O ₂ ) для получения свинца (II) оксида (PBO) и диоксида серы ( Итак ₂ ):

2 PBS + 3 O ₂ → 2 PBO + 2 SO ₂

Чтобы определить теоретический выход оксида свинца (II), если 200,0 г сульфида свинца (II) и 200,0 г кислорода нагреваются в открытом контейнере:

$m_{\mathrm {PbO} }=\left({\frac {200.0{\mbox{ g }}\mathrm {PbS} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbS} }{239.27{\mbox{ g }}\mathrm {PbS} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }{2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbS} }}\right)\left({\frac {223.2{\mbox{ g }}\mathrm {PbO} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }}\right)=186.6{\mbox{ g}}$

$m_{\mathrm {PbO} }=\left({\frac {200.0{\mbox{ g }}\mathrm {O_{2}} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {O_{2}} }{32.00{\mbox{ g }}\mathrm {O_{2}} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }{3{\mbox{ mol }}\mathrm {O_{2}} }}\right)\left({\frac {223.2{\mbox{ g }}\mathrm {PbO} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }}\right)=930.0{\mbox{ g}}$

Поскольку меньшее количество PBO производится для 200,0 г PBS, ясно, что PBS является ограничивающим реагентом.

В действительности фактический доход не такой и тот же, как у стехиометрически рассчитанного теоретического урожайности. Процентная доходность, таким образом, выражается в следующем уравнении:

${\mbox{percent yield}}={\frac {\mbox{actual yield}}{\mbox{theoretical yield}}}$

Если будет получено 170,0 г оксида свинца (II), то процентный выход был рассчитан следующим образом:

${\mbox{percent yield}}={\frac {\mbox{170.0 g PbO}}{\mbox{186.6 g PbO}}}=91.12\%$

Пример

Рассмотрим следующую реакцию, в которой хлорид железа (III) реагирует с серо водорода с образованием сульфида железа (III) и хлорида водорода :

2 FECL ₃ + 3 H ₂ S → Fe ₂ S ₃ + 6 HCl

Стехиометрические массы для этой реакции:

324,41 г FECL ₃ , 102,25 г H ₂ S , 207,89 г Fe ₂ S ₃ , 218,77 G HCl

Предположим, 90,0 г FECL ₃ реагирует с 52,0 г H ₂ с . Чтобы найти ограничивающий реагент и массу HCl, полученную реакцией, мы изменяем вышеупомянутые суммы в 90/324,41 и получаем следующие суммы:

90,00 г. FECL ₃ , 28,37 г H ₂ S , 57,67 г Fe ₂ S ₃ , 60,69 г HCl

Ограничивающий реагент (или реагент) FECL ₃ , так как все 90,00 г его используются, в то время как только 28,37 г H ₂ S потребляются. Таким образом, 52,0 - 28,4 = 23,6 г H ₂ S осталось в избытке. Масса полученного HCL составляет 60,7 г.

Глядя на стехиометрию реакции, можно было догадаться FECL ₃ является ограничивающим реагентом; три раза больше FECL ₃ используется по сравнению с H ₂ S (324 г против 102 г).

Различные стехиометрии в конкурирующих реакциях

Часто возможна более чем одна реакция с учетом того же стартового материала. Реакции могут отличаться по их стехиометрии. Например метилирование бензола , ( C ₆ H ₆ ), через реакцию Friedel -Crafts с использованием ALCL ₃ в качестве катализатора может производить отдельно метилированную ( C ₆ H ₅ Ch ₃ ), вдвойне метилирован ( C ₆ H ₄ (Ch ₃ ) ₂ ), или еще более сильно метилированные ( C ₆ H _{6, N} (Ch ₃ ) _N ) Продукты, как показано в следующем примере,

C ₆ H ₆ + CH ₃ Cl → C ₆ H ₅ CH ₃ + HCl

C ₆ H ₆ + 2 CH ₃ Cl → C ₆ H ₄ (Ch ₃ ) ₂ + 2 HCl

C ₆ H ₆ + N CH ₃ Cl → C ₆ H _{6− N} (Ch ₃ ) _N + N HCl

В этом примере какая реакция происходит частично контролируется относительной концентрацией реагентов.

Стехиометрический коэффициент и стехиометрическое число

С точки зрения непрофессионала, стехиометрический коэффициент любого данного компонента - это количество молекул и/или формул , которые участвуют в реакции, как написано. Связанная концепция - это стехиометрическое число (с использованием номенклатуры IUPAC), в котором стехиометрический коэффициент умножается на +1 для всех продуктов и на -1 для всех реагентов.

Например, в реакции CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O , стехиометрическое число Ch ₄ равно -1, стехиометрическое число O ₂ равно -2, для CO ₂ это будет +1 и для H ₂ o Это +2.

Более технически точные термины, стехиометрическое число в химической реакционной системе компонента I -й определяется как

$\nu _{i}={\frac {\Delta N_{i}}{\Delta \xi }}\,$

или

$\Delta N_{i}=\nu _{i}\,\Delta \xi \,$

где $N_{i}$ количество молекул I и ​ $\xi$ является переменной прогресса или степени реакции .

Стоихиометрическое число $\nu _{i}$ представляет степень, в которой химические виды участвуют в реакции. Конвенция заключается в назначении отрицательных чисел реагентам (которые потребляются) и положительным для продуктов , в соответствии с соглашением о том, что увеличение степени реакции будет соответствовать перемещению состава от реагентов к продуктам. Тем не менее, любая реакция может рассматриваться как движение в обратном направлении, и с этой точки зрения изменяется в отрицательном направлении, чтобы снизить свободную энергию Гиббса системы. Будет ли реакция фактически идти в произвольно выбранном направлении вперед или нет, зависит от количества веществ , любой момент времени, который определяет кинетику и термодинамику , т.е., будь то равновесие вправо слева или присутствующих в от начального состояния,

В механизмах реакции стехиометрические коэффициенты для каждого этапа всегда являются целыми числами , поскольку элементарные реакции всегда включают целые молекулы. Если использует композитное представление общей реакции, некоторые могут быть рациональными фракциями . Часто присутствуют химические виды, которые не участвуют в реакции; Поэтому их стехиометрические коэффициенты равны нулю. Любые химические виды, которые регенерированы, такие как катализатор , также имеет стехиометрический коэффициент нуля.

Самый простой возможный случай - изомеризация

A → B.

в котором ν _b = 1 , поскольку одна молекула B производится каждый раз, когда возникает реакция, в то время как ν _a = −1 , поскольку одна молекула A обязательно потребляется. В любой химической реакции не только сохраняется общая масса , но и количество атомов каждого вида , и это налагает соответствующие ограничения на возможные значения для стехиометрических коэффициентов.

Обычно существует множество реакций, проходящих одновременно в любой естественной системе реакции, в том числе в биологии . Поскольку любой химический компонент может участвовать в нескольких реакциях одновременно, стехиометрическое число I -h -компонента в реакции k определяется как

$\nu _{ik}={\frac {\partial N_{i}}{\partial \xi _{k}}}\,$

так что общее (дифференциальное) изменение в количестве компонента i -й

$dN_{i}=\sum _{k}\nu _{ik}\,d\xi _{k}.\,$

Степень реакции обеспечивает наиболее явный и явный способ представления композиционных изменений, хотя они еще не широко используются.

При сложных реакционных системах часто полезно рассмотреть как представление реакционной системы с точки зрения количества присутствующих химических веществ ( n _i } ( переменные состояния ), так и представление с точки зрения фактических степеней свободы , как выражены по вопросам реакции { ξ _k } . Преобразование из вектора, выражающего размер вектора, выражающего суммы, использует прямоугольную матрицу , элементы которых являются стехиометрические числа [ ν _{i k} ] .

Максимальный и минимум для любого ξ _k возникают всякий раз, когда первое из реагентов истощается для прямого реакции; Или первое из «продуктов» истощается, если реакция, которая рассматривается как толкающая в обратном направлении. Это чисто кинематическое реакции ограничение на простой , гиперплосенность в пространстве композиции или N которого -пространство, размерность равна количеству линейно-независимых химических реакций. Это обязательно меньше, чем количество химических компонентов, поскольку каждая реакция проявляет связь, по крайней мере, между двумя химическими веществами. Доступная область гиперплоскости зависит от количества каждого присутствующего химического вида, что является условным фактом. Различные такие количества могут даже генерировать различные гиперплоины, все они разделяют одну и ту же алгебраическую стехиометрию.

В соответствии с принципами химической кинетики и термодинамического равновесия каждая химическая реакция является обратимой , по крайней мере, в некоторой степени, так что каждая точка равновесия должна быть внутренней точкой простого. Как следствие, экстремальные для ξ S не произойдет, если не будет подготовлен экспериментальная система с нулевыми начальными количествами некоторых продуктов.

Количество физически независимых реакций может быть даже больше, чем количество химических компонентов, и зависит от различных механизмов реакции. Например, может быть два (или более) пути реакции для изомерии выше. Реакция может возникнуть сама по себе, но быстрее и с различными промежуточными продуктами, в присутствии катализатора.

(Безразмерные) «единицы» могут быть восприняты как молекулы или родинки . Чаще всего используются родинки, но это более наводит на мысль о посреднических химических реакциях с точки зрения молекул. N константу S и ξ S сводятся к молярным единицам путем деления на Avogadro . В то время как размерные массовые единицы могут использоваться, комментарии о целых числах больше не применимы.

Матрица стехиометрии

Основная статья: Теория сети химической реакции

В сложных реакциях стехиометрия часто представлены в более компактной форме, называемой матрицей стехиометрии. Матрица стехиометрии обозначена символом n .

Если реакционная сеть имеет N -реакции и M , участвующие молекулярные виды, то матрица стехиометрии будет иметь соответственно M Rows и N столбцы.

Например, рассмотрим систему реакций, показанная ниже:

S ₁ → S ₂

5 с ₃ + с ₂ → 4 с ₃ + 2 с ₂

S ₃ → S ₄

S ₄ → S ₅

Эта система включает в себя четыре реакции и пять различных молекулярных видов. Матрица стехиометрии для этой системы может быть написана как:

$\mathbf {N} ={\begin{bmatrix}-1&0&0&0\\1&1&0&0\\0&-1&-1&0\\0&0&1&-1\\0&0&0&1\\\end{bmatrix}}$

где ряды соответствуют S ₁ , S ₂ , S ₃ , S ₄ и S ₅ . соответственно Процесс преобразования схемы реакции в матрицу стехиометрии может быть потертому преобразованию: например, стехиометрия во второй реакции упрощается при включении в матрицу. Это означает, что не всегда возможно восстановить исходную схему реакции из матрицы стехиометрии.

Часто матрица стехиометрии объединяется с вектором скорости, V и видовым вектором, x для формирования компактного уравнения, уравнения биохимических систем , описывая скорости изменения молекулярных видов:

${\frac {d\mathbf {x} }{dt}}=\mathbf {N} \cdot \mathbf {v} .$

Газовая стехиометрия

Газовая стехиометрия - это количественная связь (соотношение) между реагентами и продуктами в химической реакции с реакциями, которые производят газы . Газовая стехиометрия применяется, когда предполагается, что полученные газы являются идеальными , а температура, давление и объем газов известны. Идеальный закон газа используется для этих расчетов. Часто, но не всегда, стандартная температура и давление (STP) принимаются как 0 ° C и 1 бар и используются в качестве условий для газовых стехиометрических расчетов.

Расчеты газовой стехиометрии решают для неизвестного объема или массы газообразного продукта или реагента. Например, если мы хотим рассчитать объем газообразного № _2, произведенные из сжигания 100 г NH ₃ , реакцией:

4 NH ₃ (G) + 7 O ₂ (G) → 4 NO ₂ (G) + 6 H ₂ O (L)

Мы выполнили бы следующие расчеты:

$100\,\mathrm {g\,NH_{3}} \cdot {\frac {1\,\mathrm {mol\,NH_{3}} }{17.034\,\mathrm {g\,NH_{3}} }}=5.871\,\mathrm {mol\,NH_{3}}$

Есть молярное соотношение 1: 1 NH ₃ до № ₂ в вышеуказанной сбалансированной реакции сгорания, поэтому 5,871 моль № ₂ будет сформирована. Мы будем использовать законопроект об идеальном газе для решения для объема при 0 ° C (273,15 К) и 1 атмосферу, используя газа константу r = 0,08206 л · атм · k ⁻¹ · Мол ⁻¹ :

${\begin{aligned}PV&=nRT\\V&={\frac {nRT}{P}}\\&={\frac {5.871{\text{ mol}}\cdot 0.08206\,{\frac {\mathrm {L\cdot atm} }{\mathrm {mol\cdot K} }}\cdot 273.15{\text{ K}}}{1{\text{ atm}}}}\\&=131.597\,\mathrm {L\,NO_{2}} \end{aligned}}$

Газовая стехиометрия часто включает в себя необходимость знать молярную массу газа, учитывая плотность этого газа. Идеальный закон о газе может быть повторно оранно, чтобы получить связь между плотностью и молярной массой идеального газа:

$\rho ={\frac {m}{V}}$ и $n={\frac {m}{M}}$

и, следовательно,:

$\rho ={\frac {MP}{R\,T}}$

где:

• P = абсолютное давление газа
• V  = gas volume
• n = количество (измерено в родинках )
• R = универсальный законной газовой закон
• T = абсолютная температура газа
• ρ = плотность газа при t и p
• m = масса газа
• М = молярная масса газа

Стехиометрические соотношения воздуха к топливу общего топлива

См. Также: соотношение воздуха и сжигания и сжигания

В реакции сжигания кислород реагирует с топливом, и точка, в которой именно потребляется весь кислород, и все сжигаемое топливо определяется как стехиометрическая точка. С большим количеством кислорода (чрезмерное количество сжигания), некоторые из них остаются непрореагированы. Аналогичным образом, если сгорание является неполным из -за отсутствия достаточного количества кислорода, топливо остается непрореагированным. (Раскрытое топливо может также оставаться из -за медленного сжигания или недостаточного смешивания топлива и кислорода - это не связано с стехиометрией.)

Кислород составляет только 20,95% объема воздуха, и только 23,20% от его массы. Соотношения воздушного топлива, перечисленные ниже, намного выше, чем эквивалентные соотношения кислородно-топлива, из-за высокой доли инертных газов в воздухе.

Топливо	Соотношение по массе	Соотношение по объему	Процент топлива по массой	Основная реакция
Бензин	14.7 : 1	—	6.8%	2 C 8 H 18 + 25 O 2 → 16 CO 2 + 18 H 2 O
Природный газ	17.2 : 1	9.7  : 1	5.8%	CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O
Пропан ( LP )	15.67 : 1	23.9 : 1	6.45%	C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O
Этанол	9 : 1	—	11.1%	C 2 H 6 O + 3 O 2 → 2 CO 2 + 3 H 2 O
Метанол	6.47 : 1	—	15.6%	2 Ch 4 O + 3 O 2 → 2 CO 2 + 4 H 2 O
N -Бутанол	11.2 : 1	—	8.2%	C 4 H 10 O + 6 O 2 → 4 CO 2 + 5 H 2 O
Водород	34.3 : 1	2.39 : 1	2.9%	2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O
Дизель	14.5 : 1	—	6.8%	2 C 12 H 26 + 37 O 2 → 24 CO 2 + 26 H 2 O
Метан	17.19 : 1	9.52 : 1	5.5%	CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O
Ацетилен	13.26 : 1	11.92 : 1	7.0%	2 C 2 H 2 + 5 O 2 → 4 CO 2 + 2 H 2 O
Этан	16.07 : 1	16.68 : 1	5.9%	2 C 2 H 6 + 7 O 2 → 4 CO 2 + 6 H 2 O
Бутан	15.44 : 1	30.98 : 1	6.1%	2 C 4 H 10 + 13 O 2 → 8 CO 2 + 10 H 2 O
Пентатан	15.31 : 1	38.13 : 1	6.1%	C 5 H 12 + 8 O 2 → 5 CO 2 + 6 H 2 O

Бензиновые двигатели могут работать при стехиометрическом соотношении воздуха к топливу, потому что бензин довольно летучий и смешанный (распылился или карбюратор) с воздухом перед зажиганием. Дизельные двигатели, напротив, бегут наклонены, с большим количеством воздуха, чем требуется простая стехиометрия. Дизельное топливо менее волатильное и эффективно сжигается по мере его инъекции.

Смотрите также

• Невихиометрическое соединение
• Биохимические системы уравнения
• Химическая реакция
• Химическое уравнение
• Молекула
• Молярная масса
• Идеальный газовый закон

Ссылки

• Зумдаль, Стивен С. Химические принципы . Houghton Mifflin, Нью -Йорк, 2005, стр. 148–150.
• Основы двигателя внутреннего сгорания, Джон Б. Хейвуд

Внешние ссылки

• Учистка сжигания двигателя из Университета Плимута
• Бесплатные учебники по стехиометрии от Carnegie Mellon's Chemcollective
• Стоихиометрия надстройка для Microsoft Excel Archived 2011-05-11 на машине Wayback для расчета молекулярных весов, реакций и стехиометрии.
• Реакция Stoichiometry Calculator Комплексный бесплатный калькулятор стехиометрии в Интернете.