¿Cómo se resuelve un problema de estequiometría de la ley de gases?

La forma más fácil es recordar que para usar estequiometría, debe conocer los moles de las dos sustancias en cuestión.

Explicación:

Podemos usar el leyes de gas para ayudarnos a determinar el efecto de la temperatura, la presión y el volumen en la cantidad de moles de un gas.

El requisito central de cualquier problema de estequiometría es convertir moles de #"A"# a moles de #"B"#.

If #"A" #y/o #"B"# son sólidos o líquidos, utiliza la masa y la masa molar para obtener moles.

If #"A"# y/o #"B"# son gases, usas el Ley del gas ideal para conseguir lunares

Aquí hay un diagrama de flujo para ayudarlo a través del proceso.

Diagrama de flujo

(Desde homepage.usask.ca)

EJEMPLO 1

¿Qué volumen de oxígeno en STP se produce cuando 10.0 g de clorato de potasio se descompone para formar cloruro de potasio y oxígeno?

Solución

  1. Primero, necesitas la ecuación química equilibrada para la reacción.
  2. Luego usa la masa molar para convertir gramos de clorato de potasio en moles de clorato de potasio.
  3. Luego, la parte central del problema es obtener la relación molar entre el clorato de potasio y el oxígeno. Esto te da los moles de oxígeno.
  4. Finalmente, usa el volumen molar para convertir moles en litros.

Veamos cómo funciona esto.

Paso 1. Escribe la ecuación balanceada.

#"2KClO"_3 → "2KCl" + "3O"_2#

Paso 2. Calcular los moles de #"KClO"_3#.

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

Paso 3. Calcular los moles de #"O"_2#.

La ecuación balanceada nos dice que 2 mol #"KClO"_3# dar 3 mol #"O"_2#. Por lo tanto, el

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

Paso 4. Convertir moles de #"O"_2# a litros de #"O"_2#.

Desde 1997, STP se ha definido como 0 ° C y 100 kPa.

El volumen molar de un gas ideal en STP es 22.711 L.

En STP, usamos la relación 22.711 L = 1 mol. Por lo tanto

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

Observe cómo siempre escribimos los factores de conversión para que las unidades se cancelen para dar las unidades deseadas para la respuesta.

Si la pregunta le pide que encuentre el volumen de gas a otra temperatura o presión, puede usar la Ley de Gas Ideal,

#PV = nRT#.

Supongamos que la pregunta hubiera pedido el volumen en 1.05 atm y 25 ° C (298 K). Tu escribirias

#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"#

EJEMPLO 2

¿Qué masa de clorato de potasio se requiere para producir 3.00 L de oxígeno en STP?

Solución

  1. Primero, necesitas la ecuación química equilibrada para la reacción.
  2. Luego, usa el volumen molar para convertir litros a moles.
  3. La parte central del problema es obtener la relación molar entre el clorato de potasio y el oxígeno. Esto le da los moles de clorato de potasio.
  4. Luego usa la masa molar para convertir los moles de clorato de potasio en gramos de clorato de potasio.

Paso 1. La ecuación balanceada es

#"2KClO"_3 → "2KCl" + "3O"_2#

Paso 2. Convierta litros en STP a moles.

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

Paso 3. Convertir moles de #"O"_2# a moles de #"KClO"_3#.

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

Paso 4. Calcular los moles de #"KClO"_3#.

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

Si la pregunta le pide que encuentre el volumen de gas a otra temperatura o presión, puede usar la Ley de Gas Ideal, #PV = nRT#.

Suponga que la pregunta le dio el volumen en 1.05 atm y 25 ° C (298 K). Tu escribirias

#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#

Ahora que tienes los lunares de #"O"_2#, puede continuar con los pasos 3 y 4 anteriores.

EJEMPLO 3

El gas etileno se quema en el aire de acuerdo con la siguiente ecuación.

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

Si 13.8 L de #"C"_2"H"_4# a 21 ° C y 1.083 atm se quema completamente en oxígeno, calcule el volumen de #"CO"_2# producido, asumiendo el #"CO"_2#se mide a 44 ° C y 0.989 atm.

Solución

Este requiere un poco más de trabajo, ya que debes usar la Ley del Gas Ideal al principio y al final.

  1. Ya tiene la ecuación química equilibrada, por lo que su primera tarea es utilizar la Ley del gas ideal para calcular los moles de #"C"_2"H"_4#.
  2. La parte central del problema es obtener la relación molar entre #"CO"_2# y #"C"_2"H"_4#. Esto te da los lunares de #"CO"_2#.
  3. Luego usa la Ley de Gas Ideal para convertir moles de #"CO"_2#a litros de #"CO"_2# bajo las nuevas condiciones.

Veamos cómo funciona esto. La ecuación balanceada es

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

Paso 1. Calcular los 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#

Paso 2. Calcular los moles de #"CO"_2#

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

Paso 3. Calcule el nuevo volumen.

#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"#

Aquí hay un gran video que muestra la relación entre la estequiometría y la Ley de los gases ideales.


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