# "1.95 g" # de # "H" _2 # puede reaccionar con # "9.94 g" # de # "N" _2 #, produciendo # "1.56 g" # de # "NH" _3 #. ¿Cuál es el rendimiento teórico en gramos para esta reacción en las condiciones dadas?

Respuesta

Esto es lo que tengo.

Explicación:

Comience escribiendo la ecuación química equilibrada que describe esta reacción.

#"N"_ (2(g)) + 3"H"_ (2(g)) -> 2"NH"_ (3(g))#

Darse cuenta de para cada #1# muelas de gas nitrógeno que participa en la reacción, la reacción consume #3# lunares de gas hidrógeno y produce #2# lunares de amoniaco

Ahora, lo primero que debe hacer aquí es averiguar si está tratando con un reactivo limitante.

Utilizar la masas molares de los dos reactivos para convertir las masas a lunares

#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#

Ahora, para todos los lunares de gas nitrógeno para participar en la reacción, necesitarías

#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#

En su caso, no tiene suficientes moles de gas de hidrógeno para permitir que esto suceda

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

así que puedes decir que el hidrógeno gaseoso actuará como el reactivo limitante, es decir, será completamente consumido por la reacción antes de Todos los moles de nitrógeno gaseoso tendrán la oportunidad de reaccionar.

Por lo tanto, puede decir que la reacción consumirá #0.9673# lunares de gas hidrógeno y producir

#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 convertir esto a gramos, utilizar el masa molar de amoniaco

#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")))#

La respuesta se redondea a tres. sig figs.

Entonces, esto representa el rendimiento teórico de la reacción, es decir, lo que cabría esperar que produzca la reacción en #100%# rendimiento.

En tu caso, sabes que la reacción produjo #"1.56 g"# de amoníaco, por lo que su objetivo ahora es calcular la cantidad de gramos de amoníaco que produce la reacción para cada #"100 g"# de amoníaco que teóricamente podría producir, es decir, el porcentaje de rendimiento de la reacción

#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"#

Por lo tanto, puede decir que el rendimiento porcentual de la reacción es igual a

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

Una vez más, la respuesta se redondea a tres. sig figs.


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