Что значит стехиометрическое количество

Стехиометрия

Из Википедии — свободной энциклопедии

Понятие стехиометрии относят как к химическим соединениям, так и к химическим реакциям. Соотношения, в которых, согласно законам стехиометрии, вступают в реакцию вещества, называют стехиометрическими, так же называют соответствующие этим законам соединения. В стехиометрических соединениях химические элементы присутствуют в строго определённых соотношениях (соединения постоянного стехиометрического состава, они же дальтониды). Примером стехиометрических соединений могут служить вода Н₂О, сахароза С₁₂Н₂₂О₁₁ и практически все другие органические, а также множество неорганических соединений.

Термин «стехиометрия» ввёл И. Рихтер в книге «Начала стехиометрии, или Искусство измерения химических элементов» (J. B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente. Erster, Zweyter und Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792-93), обобщивший результаты своих определений масс кислот и оснований при образовании солей.

В основе стехиометрии лежат законы сохранения массы, эквивалентов, закон Авогадро, Гей-Люссака, закон постоянства состава, закон кратных отношений. Открытие законов стехиометрии, строго говоря, положило начало химии как точной науки. Правила стехиометрии лежат в основе всех расчётов, связанных с химическими уравнениями реакций и применяются в аналитической и препаративной химии, химической технологии и металлургии.

Законы стехиометрии используют в расчётах, связанных с формулами веществ и нахождением теоретически возможного выхода продуктов реакции. Рассмотрим реакцию горения термитной смеси:

Сколько граммов алюминия нам необходимо для завершения реакции с 85,0 граммами оксида железа (III)?

( 85.0 g F e 2 O 3 1 ) ( 1 m o l F e 2 O 3 160 g F e 2 O 3 ) ( 2 m o l A l 1 m o l F e 2 O 3 ) ( 27 g A l 1 m o l A l ) = 28.7 g A l <\displaystyle \mathrm <\left(<\frac <85.0\ g\ Fe_<2>O_<3>><1>>\right)\left(<\frac <1\ mol\ Fe_<2>O_<3>><160\ g\ Fe_<2>O_<3>>>\right)\left(<\frac <2\ mol\ Al><1\ mol\ Fe_<2>O_<3>>>\right)\left(<\frac <27\ g\ Al><1\ mol\ Al>>\right)=28.7\ g\ Al> >

Таким образом, для проведения реакции с 85,0 граммами оксида железа (III), необходимо 28,7 грамма алюминия.

Источник

Стехиометрия

Резюме

Принцип

Во время химической реакции мы наблюдаем модификацию присутствующих веществ: одни вещества потребляются, они называются « реагентами », другие вещества образуются, это « продукты ».

В микроскопическом масштабе химическая реакция представляет собой модификацию связей между атомами путем смещения электронов: одни связи разрываются, другие образуются, но сами атомы сохраняются. Это называется сохранением материи, которое приводит к двум законам:

Стехиометрические соотношения между количествами израсходованных реагентов и образующимися продуктами прямо следуют из законов сохранения. Они определяются из уравнения баланса реакции.

Исторические аспекты

Напишите сбалансированное уравнение реакции

Когда кто-то пишет уравнение баланса химической реакции, он должен соблюдать правила сохранения материи.

Стехиометрическое число

Определение

Характеристики

Отрицательные стехиометрические числа

При компактном написании химических уравнений для упрощения термодинамических расчетов принято принимать условное обозначение Σ _i ν _i B _i = 0:

Замечания

Смесь, пропорции и стехиометрические условия

Когда количества всех реагентов пропорциональны их стехиометрическим числам в начале реакции, мы говорим, что:

эти три выражения имеют строго одно и то же значение.

В этих условиях, если реакция завершится, все реагенты будут полностью израсходованы.

Если реагенты изначально не вводятся в стехиометрических пропорциях и реакция завершилась:

Определите количество израсходованных реагентов или образовавшихся продуктов.

Какими бы ни были начальные условия, количества израсходованных реагентов и образовавшихся продуктов пропорциональны стехиометрическим числам уравнения химической реакции.

Рассмотрим уравнение-баланс горения метана:

Таким же образом можно определить количество образовавшейся воды (H ₂ O, стехиометрическое число: 2). Поскольку при сжигании одного моля метана образуется два моля воды, количество произведенных молей воды всегда будет вдвое больше, чем количество израсходованных молей метана.

Можно использовать пропорции с любыми реагентами или продуктами в уравнении для расчета количества произведенных или потребленных молей.

Этот метод также эффективен между реагентами (когда один из реагентов является ограничивающим реагентом), а также между продуктами.

Пропорции в химической формуле

Общие соединения

Нестехиометрические соединения

В некоторых соединениях стехиометрия элементов не полная. Наиболее классическим случаем является оксид железа FeO, формула которого фактически представляет собой Fe _1-x O. Это отсутствие полной стехиометрии происходит из-за того, что этот оксид железа содержит значительную долю железа (III) среди железа (II ), и что для соблюдения электронейтральности оксида требуется меньше ионов железа, чем ионов оксида.

Исторические аспекты

Источник

Что значит стехиометрическое количество

Между атомами элементов в составе вещества, а также между исходными, вступающими в реакцию веществами и продуктами этой реакции, существуют строгие стехиометрические соотношения. Эти соотношения подчиняются четырём важнейшим стехиометрическим* законам.

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: при одинаковых условиях `1` моль любого газа занимает одинаковый объём. Чаще всего используют так называемые нормальные условия (сокращённо н. у.), т. е. давление `101325` Па и температуру `273` К (иными словами, давление `1` атм. и температуру `0^@»C»`).

При н. у. `1` моль любого газа занимает объём, равный `22,4` л. Этот объём называется молярным объёмом газа `V_M`.

Для веществ, находящихся в газовой (паровой) фазе, количество вещества можно найти по обеим формулам:

Это соотношение связывает массу и объём газа:

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а значит, и одинаковое количество газообразных веществ. Объёмы различных газов относятся друг к другу, как их количества:

Отношение масс равных объёмов газов равно отношению их молярных масс:

Отношение массы определённого объёма одного газа к массе такого же объёма другого газа называется плотностью первого газа по второму:

Зная плотность неизвестного газа по известному газу, можно найти молярную массу:

получаем часто используемые формулы:

Знание стехиометрических законов позволяет решать задачи с использованием уравнений химических процессов. Рассмотрим некоторые из них.

Смесь карбоната кальция и карбоната магния массой `46,8` г подвергли термическому разложению. При этом выделилось `11,2` л (н. у.) углекислого газа. Найти массовую долю карбоната кальция в исходной смеси.

Записываем реакции термического разложения каждого из компонентов:

Выразим массы обеих солей: `m=nu*M`

Находим общее количество вещества, выделившегося в обеих реакциях `»CO»_2`:

Составляем систему уравнений:

То есть `nu^’ («CO»_2)=0,3` моль, `ν(«CaCO»_3)=0,3` моль;

$$ \nu \text<'>\text<'>$$ `(«CO»_2)=0,2` моль, `ν(«MgCO»_3)=0,2` моль.

Тогда `m(«CaCO»_3)=0,3` моль`*100` г/моль `=30` г

При термическом разложении `12,6` г карбоната двухвалентного металла выделилось `3,36` л углекислого газа. Определите формулу карбоната.

Данной молярной массе соответствует металл магний `»Mg»`.

Следовательно, формула карбоната – `»MgCO»_3`.

При сгорании органического вещества массой `26,4` г образовалось `33,6` л (н. у.) углекислого газа и `32,4` г воды. Пары этого вещества в `2` раза тяжелее пропана. При окислении этого вещества сернокислым раствором дихромата калия образуется альдегид. Найдите молекулярную формулу органического вещества и напишите структурные формулы трёх возможных изомеров.

Запишем формулу органического вещества как `»C»_x»H»_y»O»_z` и составим уравнение реакции его сгорания:

Используя значение относительной плотности паров вещества по пропану, находим значение молярной массы вещества:

`M(«C»_x»H»_y»O»_z)=M(«C»_3″H»_8)*D_(«C»_3″H»_8)=44` г/моль`*2=88` г/моль

Находим количества вещества углерода и водорода в соединении через количества вещества углекислого газа и воды:

Определяем, имеется ли в данном веществе кислород:

Находим соотношения количеств веществ в соединении:

Чтобы получить целочисленные значения, разделим каждое из них на наименьшее из них:

тогда `5 : 12 : 1` следовательно, формула соединения `»C»_5″H»_12″O»`.

Рассчитываем молярную массу соединения и убеждаемся в том, что она совпадает с вычисленной по относительной плотности паров вещества по пропану:

Возможны написания формул других изомеров, например, структурных.

Для решения некоторых задач требуется введение нескольких неизвестных и составление системы уравнений. Обычно это требуется в тех случаях, когда числовые данные касаются компонентов одной и той же смеси, либо раствора, либо одних и тех же уравнений реакции. В таких задачах через `х` и `y` можно обозначать массы либо количества веществ, для газовых смесей – объёмы. Но следует помнить, что если компоненты смеси вступают в химические реакции, то через переменные следует обозначать именно количества вещества. Если и исходные компоненты смеси, и продукты представляют собой газы, то через переменные можно выражать их объёмы, но объёмы непременно должны быть приведены к одинаковым условиям.

Смесь пропена и бутена-`2` объёмом `200` мл смешали с порцией кислорода объёмом `1` л и взорвали. После конденсации воды и приведения смеси к сходным условиям её объём составил `675` мл. Вычислите объёмные доли углеводородов в исходной смеси и её плотность по азоту. Определите объёмные доли компонентов в газовой смеси после реакции.

Запишем уравнения реакций сгорания каждого из газов и выразим через переменные `x` и `y` объёмы газов:

При этом `V_(«изб»)(«O»_2)=V_(«ост»)(«O»_2)`.

`V_(«изб»)(«O»_2)=1` л `– 4,5x – 6y`

`V_(«ост»)(«O»_2)=0,675` л `– 3x – 4y`

`1` л `– 4,5x – 6y = 0,675` л `– 3x – 4y`

Упрощаем: `1,5x + 2y = 0,325`

Находим, `x = 0,15; y = 0,05`.

То есть, `V(«C»_3″H»_6)=0,15` л; `V(«C»_4″H»_8)=0,05` л.

Таким образом, состав исходной смеси:

Рассчитаем плотность исходной газовой смеси по азоту:

`D_(«N»_2)`(исх.смеси)`=(m_(«смеси»))/(m_(N_2))`, если `V` (смеси) `= V(«N»_2)`.

`m` (исх.смеси)`=0,2813+0,1250=0,4063` г

Найдём массу азота такого же объёма (`0,2` л):

Определяем состав газовой смеси после реакции:

`V_(«ост»)(«O»_2)=0,675` л `-0,65` л `=0,025`л

1) состав исходной смеси: `varphi(«C»_3″H»_6)=0,75`; `varphi(«C»_4″H»_8)=0,25`;

2) `D_(N_2)` (исх.смеси)`=1,12`;

3) состав газовой смеси после реакции: `varphi(«CO»_2)=0,963`; `varphi(«O»_2)=0,037`.

Смесь серы и фосфора сожгли в избытке кислорода, и продукты сгорания растворили в `100` г воды. На полную нейтрализацию полученного раствора пошло `97,9` мл раствора гидроксида натрия с массовой долей щёлочи `40%` и плотностью `1,43` г/мл. Определите массовые доли серы и фосфора в исходной смеси, если известно, что массовая доля воды в растворе после нейтрализации составила `70%`.

1) Рассчитаем массу раствора и количество вещества гидроксида натрия, обозначим за `x` и `y` количества вещества серы и фосфора, и запишем уравнения происходящих процессов с указанием количеств реагирующих и образующихся веществ:

`m(`р-ра `»NaOH»)=97,9*1,43=140` г

2) Выразим через `x` и `y` массу конечного раствора и массу воды в нём. Составим систему уравнений и найдём `x` и `y`:

`m` (воды в конечном растворе) `=100–m` (воды, израсходованной в реакциях 3 и 4) `+m` (воды в растворе щёлочи) `+ m` (воды, выделившейся в реакциях `5` и `6`) `=`

`m` (воды в конечном растворе) `= ω*m` (конечного раствора)

Второе уравнение составляем на количество вещества прореагировавшей щёлочи:

Решаем систему уравнений и получаем: `x=0,25`; `y=0,3`.

Находим массы и массовые доли веществ в исходной смеси:

Источник

Стехиометрия

Полезное

Смотреть что такое «Стехиометрия» в других словарях:

стехиометрия — стехиометрия … Орфографический словарь-справочник

СТЕХИОМЕТРИЯ — (греч., от stoicheion элемент, и metreo меряю). Часть химии: наука о химических пропорциях, в каких вещества количественно соединяются. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Чудинов А.Н., 1910. СТЕХИОМЕТРИЯ греч., от… … Словарь иностранных слов русского языка

СТЕХИОМЕТРИЯ — жен., греч. часть химии, наука об отношениях, содержаниях, в каких вещества количественно соединяются. трическия таблицы. Толковый словарь Даля. В.И. Даль. 1863 1866 … Толковый словарь Даля

СТЕХИОМЕТРИЯ — СТЕХИОМЕТРИЯ, учение о весовых и объемных отношениях, в к рых вещества вступают в хим. взаимодействие. Еще в 1749 56 гг. М. В. Ломоносов подчеркивал значение изучения весовых количеств реагирующих веществ. Закон сохранения материи, высказанный… … Большая медицинская энциклопедия

стехиометрия — – учение о количественных отношениях реагирующих веществ. Общая химия : учебник / А. В. Жолнин [1] … Химические термины

Стехиометрия — – представление о количественных соотношениях между массами веществ, вступающих в химическую реакцию. [Терминологический словарь по бетону и железобетону. ФГУП «НИЦ «Строительство» НИИЖБ и м. А. А. Гвоздева, Москва, 2007 г. 110 стр.]… … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

СТЕХИОМЕТРИЯ — раздел химии, изучающий количественный состав веществ и количественные соотношения (масс и объёмов) между реагирующими веществами; вывод хим. формул и установление уравнений хим. реакций. С. основана на (см.), (см.), кратных (см.), постоянства… … Большая политехническая энциклопедия

Стехиометрия — Для улучшения этой статьи желательно?: Найти и оформить в виде сносок ссылки на авторитетные источники, подтверждающие написанное. Дополнить статью (статья слишком короткая либо содержит лишь словарное определение). Стехиометрия (от др. греч … Википедия

Стехиометрия — [stoichiometry] в химии учение о количественном соотношении между массами (объемами) реагирующий веществ (простых и сложных). Стехиометрия используется при выводе химических формул, составлении уравнений химических реакций, расчетах в химическом… … Энциклопедический словарь по металлургии

Источник

Стехиометрия

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 образуют отношение положительных целых чисел. Это означает, что если количества отдельных реагентов известны, то можно рассчитать количество продукта. И наоборот, если один реагент имеет известное количество и количество продуктов может быть определено эмпирически, то количество других реагентов также может быть рассчитано.

Это показано на изображении здесь, где сбалансированное уравнение:

Содержание

Этимология [ править ]

Определение [ править ]

Элементы в их естественном состоянии представляют собой смеси изотопов разной массы, поэтому атомные массы и, следовательно, молярные массы не совсем целые. Например, вместо точного соотношения 14: 3, 17,04 кг аммиака состоит из 14,01 кг азота и 3 × 1,01 кг водорода, потому что природный азот включает небольшое количество азота-15, а природный водород включает водород-2 ( дейтерий ).

Преобразование граммов в моль [ править ]

В приведенном выше примере, когда они записаны в дробной форме, единицы граммов образуют мультипликативную идентичность, которая эквивалентна единице (г / г = 1), с результирующим количеством в молях (необходимая единица измерения), как показано в следующем уравнении,

( 2,00 г NaCl 1 ) ( 1 моль NaCl 58,44 г NaCl ) знак равно 0,034 моль <\ displaystyle \ left (<\ frac <2,00 <\ mbox >> <1>> \ right) \ left (<\ frac <1 <\ mbox >>> <58,44 <\ mbox < г NaCl>>>> \ right) = 0,034 \ <\ text >>

Молярная пропорция [ править ]

Стехиометрия реакции описывает соотношение 2: 1: 2 молекул водорода, кислорода и воды в приведенном выше уравнении.

Молярное соотношение позволяет осуществлять преобразование между молями одного вещества и молями другого. Например, в реакции

2 канала
3 ОН + 3 О
2 → 2 СО
2 + 4 часа
2 О

количество воды, которое будет произведено при сжигании 0,27 моль CH
3 OH получается с использованием молярного отношения между CH
3 ОН и Н
2 O от 2 до 4.

( 0,27 моль C ЧАС 3 О ЧАС 1 ) ( 4 моль ЧАС 2 О 2 моль C ЧАС 3 О ЧАС ) знак равно 0,54 моль ЧАС 2 О <\displaystyle \left(<\frac <0.27<\mbox< mol >>\mathrm OH> ><1>>\right)\left(<\frac <4<\mbox< mol >>\mathrm O> ><2<\mbox< mol >>\mathrm OH> >>\right)=0.54\ <\text>\mathrm O> >

Термин стехиометрия также часто используется для обозначения молярных соотношений элементов в стехиометрических соединениях (стехиометрия состава). Например, стехиометрия водорода и кислорода в H ₂ O составляет 2: 1. В стехиометрических соединениях молярные пропорции являются целыми числами.

Определение количества продукта [ править ]

Стехиометрию также можно использовать для определения количества продукта, полученного в результате реакции. Если бы кусок твердой меди (Cu) был добавлен к водному раствору нитрата серебра (AgNO ₃ ), серебро (Ag) было бы заменено в одной реакции замещения с образованием водного раствора нитрата меди (II) (Cu (NO ₃ ) ₂ ) и твердое серебро. Сколько серебра получается, если к раствору избытка нитрата серебра добавить 16,00 граммов Cu?

Будут использоваться следующие шаги:

Полное сбалансированное уравнение будет:

Для перехода от массы к молям масса меди (16,00 г) должна быть преобразована в моль меди путем деления массы меди на ее молекулярную массу : 63,55 г / моль.

( 16.00 g Cu 1 ) ( 1 mol Cu 63.55 g Cu ) = 0.2518 mol Cu <\displaystyle \left(<\frac <16.00<\mbox< g Cu>>><1>>\right)\left(<\frac <1<\mbox< mol Cu>>><63.55<\mbox< g Cu>>>>\right)=0.2518\ <\text>>

Теперь, когда количество Cu в молях (0,2518) найдено, мы можем установить мольное соотношение. Это можно найти, посмотрев на коэффициенты в сбалансированном уравнении: Cu и Ag находятся в соотношении 1: 2.

( 0.2518 mol Cu 1 ) ( 2 mol Ag 1 mol Cu ) = 0.5036 mol Ag <\displaystyle \left(<\frac <0.2518<\mbox< mol Cu>>><1>>\right)\left(<\frac <2<\mbox< mol Ag>>><1<\mbox< mol Cu>>>>\right)=0.5036\ <\text>>

Теперь, когда известно, что произведенное Ag составляет 0,5036 моль, мы переводим это количество в граммы произведенного Ag, чтобы прийти к окончательному ответу:

( 0.5036 mol Ag 1 ) ( 107.87 g Ag 1 mol Ag ) = 54.32 g Ag <\displaystyle \left(<\frac <0.5036<\mbox< mol Ag>>><1>>\right)\left(<\frac <107.87<\mbox< g Ag>>><1<\mbox< mol Ag>>>>\right)=54.32\ <\text>>

Этот набор расчетов можно в дальнейшем свести к одному шагу:

Дальнейшие примеры [ править ]

Для пропана (C ₃ H ₈ ), реагирующего с газообразным кислородом (O ₂ ), сбалансированное химическое уравнение имеет вид:

Масса воды, образующейся при сжигании 120 г пропана (C ₃ H ₈ ) в избытке кислорода, равна

m H 2 O = ( 120. g C 3 H 8 1 ) ( 1 mol C 3 H 8 44.09 g C 3 H 8 ) ( 4 mol H 2 O 1 mol C 3 H 8 ) ( 18.02 g H 2 O 1 mol H 2 O ) = 196 g <\displaystyle m_<\mathrm O> >=\left(<\frac <120.<\mbox< g >>\mathrm H_<8>> ><1>>\right)\left(<\frac <1<\mbox< mol >>\mathrm H_<8>> ><44.09<\mbox< g >>\mathrm H_<8>> >>\right)\left(<\frac <4<\mbox< mol >>\mathrm O> ><1<\mbox< mol >>\mathrm H_<8>> >>\right)\left(<\frac <18.02<\mbox< g >>\mathrm O> ><1<\mbox< mol >>\mathrm O> >>\right)=196<\mbox< g>>>

Стехиометрическое соотношение [ править ]

Ограничение выхода реагента и процента [ править ]

Рассмотрим уравнение обжига сульфида свинца (II) (PbS) в кислороде (O ₂ ) с образованием оксида свинца (II) (PbO) и диоксида серы (SO ₂ ):

2 PbS + 3 O
2 → 2 PbO + 2 SO
2

Для определения теоретического выхода оксида свинца (II) при нагревании 200,0 г сульфида свинца (II) и 200,0 г кислорода в открытом контейнере:

Поскольку из 200,0 г PbS образуется меньшее количество PbO, очевидно, что PbS является ограничивающим реагентом.

В действительности фактический выход не совпадает со стехиометрически рассчитанным теоретическим выходом. Таким образом, процентная доходность выражается в следующем уравнении:

percent yield = actual yield theoretical yield <\displaystyle <\mbox>=<\frac <\mbox><\mbox>>>

Если получают 170,0 г оксида свинца (II), то процентный выход рассчитывается следующим образом:

percent yield = 170.0 g PbO 186.6 g PbO = 91.12 % <\displaystyle <\mbox>=<\frac <\mbox<170.0 g PbO>><\mbox<186.6 g PbO>>>=91.12\%>

Пример [ править ]

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

2 FeCl
3 + 3 часа
2 S → Fe
2 S
3 + 6 HCl Стехиометрические массы для этой реакции: 324,41 г FeCl3, 102,25 г H2S, 207,89 г Fe2S3, 218,77 г HCl

Предположим, что 90,0 г FeCl ₃ реагирует с 52,0 г H ₂ S. Чтобы определить ограничивающий реагент и массу HCl, образующегося в результате реакции, мы изменим вышеуказанные количества в 90 / 324,41 раз и получим следующие количества:

90,00 г FeCl3, 28,37 г H2S, 57,67 г FeS3, 60,69 г HCl

Примечание: глядя на стехиометрию реакции, можно было предположить, что лимитирующим реагентом является FeCl3; FeCl3 используется в три раза больше, чем H2S (324 г против 102 г).

Различные стехиометрии в конкурирующих реакциях [ править ]

Часто при одних и тех же исходных материалах возможно более одной реакции. Реакции могут различаться по стехиометрии. Например, метилирование из бензола (С ₆ Н ₆ ), через реакцию Фриделя-Крафтса с использованием AlCl 3 в качестве катализатора, может привести к одиночно метилированный (С ₆ Н ₅ СН ₃ ), дважды метилированный (С ₆ Н ₄ (СН ₃ ) ₂ ) или еще более метилированный (C ₆ H _{6− n} (CH ₃ ) _n) продуктов, как показано в следующем примере,

В этом примере, какая реакция происходит, частично регулируется относительными концентрациями реагентов.

Стехиометрический коэффициент [ править ]

так что общее (дифференциальное) изменение количества i- го компонента равно

Степень реакции обеспечивает самый ясный и явный способ представления композиционных изменений, хотя они еще не получили широкого распространения.

Матрица стехиометрии [ править ]

Если реакционная сеть имеет n реакций и m участвующих молекул, то матрица стехиометрии будет иметь соответственно m строк и n столбцов.

Например, рассмотрим систему реакций, показанную ниже:

Эта система включает четыре реакции и пять различных молекул. Матрица стехиометрии для этой системы может быть записана как:

Часто матрица стехиометрии комбинируется с вектором скоростей v и вектором разновидностей x, чтобы сформировать компактное уравнение, описывающее скорости изменения молекулярных разновидностей:

Стехиометрия газа [ править ]

Расчеты газовой стехиометрии позволяют определить неизвестный объем или массу газообразного продукта или реагента. Например, если мы хотим рассчитать объем газообразного NO _2, полученного при сгорании 100 г NH ₃ по реакции:

4 NH
3 (г) + 7 O
2 (г) → 4 НЕТ
2 (г) + 6 часов
2 О (л)

мы бы провели следующие расчеты:

100 g N H 3 ⋅ 1 m o l N H 3 17.034 g N H 3 = 5.871 m o l N H 3 <\displaystyle 100\,\mathrm > \cdot <\frac <1\,\mathrm > ><17.034\,\mathrm > >>=5.871\,\mathrm > >

P V = n R T V = n R T P = 5.871 ⋅ 0.08206 ⋅ 273.15 1 = 131.597 L N O 2 <\displaystyle <\beginPV&=nRT\\V&=<\frac

>\\&=<\frac <5.871\cdot 0.08206\cdot 273.15><1>>\\&=131.597\,\mathrm > \end>>

Для стехиометрии газа часто необходимо знать молярную массу газа с учетом плотности этого газа. Закон идеального газа можно перестроить, чтобы получить соотношение между плотностью и молярной массой идеального газа:

Стехиометрические отношения воздуха к топливу обычных видов топлива [ править ]

Бензиновые двигатели могут работать при стехиометрическом соотношении воздуха к топливу, потому что бензин довольно летуч и смешивается (распыляется или карбюрируется) с воздухом перед воспламенением. Дизельные двигатели, напротив, работают на обедненной смеси, в которых доступно больше воздуха, чем требуется для простой стехиометрии. Дизельное топливо менее летучо и эффективно сжигается при впрыске. [11]

Источник