Значение стехиометрии

Патологическая синусовая тахикардия

Патологическая синусовая тахикардия характеризуется частотой >100 ударов в минуту. Частота при средней дневной ЧСС> 90 уд / мин. остается в течение 24 часов при отсутствии первопричины (гипотиреоз, анемия и др.). При этом пациенты всегда ощущают симптомы: 

• учащенное сердцебиение;
• одышку;
• головокружение;
• снижение толерантности к нагрузкам. 

Расстройство чаще встречается у женщин. Патологическая тахикардия может длиться месяцами и даже годами. Чтобы исключить все другие возможные причины тахикардии, рекомендуется лечение бета-адреноблокаторами. Если симптомы сохраняются при приеме бета-адреноблокаторов, возможно лечение ивабрадином (в виде монотерапии или в комбинации с бета-адреноблокаторами). 

Если желаемый эффект не достигается, последний вариант лечения — радиочастотная катетерная модификация синусового узла. К сожалению, даже после процедуры возможны симптоматические рецидивы, когда требуются повторные процедуры:

Бета-адреноблокаторы. Это препараты первого ряда для лечения патологической синусовой тахикардии. Рекомендуется начинать лечение с 50 мг метопролола длительного действия, увеличивая дозу до желаемого эффекта. Симптоматический контроль часто требует больших доз, которые плохо переносятся. Адекватные эффекты бета-адреноблокаторов наблюдаются при активности симпатической нервной системы, но в других случаях симптомы часто сохраняются.

Ивабрадин. При стойкой патологической тахикардии ивабрадин является препаратом второй линии. Его назначают в виде монотерапии или в комбинации с бета-адреноблокаторами. Ивабрадин уменьшает симптомы у большинства пациентов, но увеличивает риск фибрилляции предсердий и считается тератогенным. Пациентам, у которых развивается фибрилляция предсердий, следует прекратить прием этого лекарства.

Катетерная абляция. Когда все терапевтические возможности исчерпаны, пациентам с патологической синусовой тахикардией можно предложить модификацию синусового узла с помощью радиочастотного катетера

Важно оценить, не вызвана ли тахикардия POTS, поскольку абляция вредна и усугубляет симптомы у этих пациентов. Процедура сложная, но при очень тщательном отборе пациентов эффективность составляет 76-82%.

Катетерная абляция

Напишите сбалансированное уравнение реакции

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

Чтобы соответствовать этим правилам, перед химической формулой каждого химического вещества ставится число, называемое стехиометрическим числом (название «стехиометрический коэффициент» не рекомендуется ИЮПАК ), которое указывает пропорции между рассматриваемыми видами. И между образующимися видами . Следовательно, это безразмерные числа, которые не следует путать с количеством материи n. Уравнение реакции фактически не зависит от количества материала, но оно позволяет рассчитать количество материала после реакции, если мы знаем фактические количества материала в начале.

Пример

Во время горения из метана (СН ₄ ), он вступает в реакцию с кислородом (O ₂) воздуха ; во время этой реакции углекислый газ (CO ₂) и воду (H ₂ O).

Таким образом, качественная отправная точка уравнения реакции будет иметь вид:

CH ₄ + O ₂→ CO ₂+ H ₂ O

но в состоянии это уравнение неверно, так как оно не соблюдает правила сохранения; для элемента водорода (H), например, в реагентах есть 4 атома водорода, а в продуктах — только 2. Таким образом, эта химическая реакция уравновешивается введением стехиометрического числа перед химическими формулами каждого вида .

Итак, если мы напишем:

CH ₄ + O ₂→ CO ₂+ 2 Н ₂ О

который соблюдает правило сохранения для элементов углерода (C) и водорода (H), но не для кислорода (O); поэтому мы исправляем:

СН ₄ + 2 О ₂→ CO ₂+ 2 Н ₂ О

что является правильным уравнением баланса реакции горения метана .

Это отражает тот факт, что баланс химической реакции выглядит следующим образом: один моль метана реагирует с двумя молями кислорода, образуя один моль диоксида углерода и два моля воды.

С молекулярной точки зрения баланс, очевидно, тот же: одна молекула метана и две молекулы кислорода исчезают, образуя молекулу углекислого газа и две молекулы воды, но это не означает, что реакция осуществляется посредством прямая реакция одной молекулы метана с двумя молекулами кислорода. Реальность на молекулярном уровне более сложна и включает несколько элементарных реакций, баланс которых действительно соответствует указанному в уравнении.

Стехиометрия газа

Стехиометрия газа — это количественное соотношение (соотношение) между реагентами и продуктами в химической реакции с реакциями, в которых образуются газы . Стехиометрия газа применяется, когда производимые газы считаются идеальными , а температура, давление и объем газов известны. Для этих расчетов используется закон идеального газа. Часто, но не всегда, стандартные температура и давление (STP) принимаются равными 0 ° C и 1 бар и используются в качестве условий для стехиометрических расчетов газа.

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  NH₃(г) + 7  O₂(г) → 4  НЕТ₂(г) + 6  часов₂О (л)

мы бы провели следующие расчеты:

100граммNЧАС3⋅1молNЧАС317,034граммNЧАС3знак равно5,871молNЧАС3{\ displaystyle 100 \, \ mathrm {g \, NH_ {3}} \ cdot {\ frac {1 \, \ mathrm {mol \, NH_ {3}}} {17.034 \, \ mathrm {g \, NH_ { 3}}}} = 5,871 \, \ mathrm {mol \, NH_ {3}}}

В приведенной выше сбалансированной реакции горения молярное отношение NH ₃ к NO ₂ составляет 1: 1 , поэтому будет образовываться 5,871 моль NO ₂ . Мы будем использовать закон идеального газа , чтобы решить для объема при 0 ° С (273,15 К) и давление 1 атм с использованием газового закона константы из R  = 0.08206 L · атм · К -1 · моль -1

пVзнак равнопрТVзнак равнопрТпзнак равно5,871⋅0,08206⋅273,151знак равно131,597LNO2{\ displaystyle {\ begin {align} PV & = nRT \\ V & = {\ frac {nRT} {P}} \\ & = {\ frac {5.871 \ cdot 0.08206 \ cdot 273.15} {1}} \\ & = 131.597 \, \ mathrm {L \, NO_ {2}} \ end {align}}}

Для стехиометрии газа часто необходимо знать молярную массу газа, учитывая его плотность . Закон идеального газа можно перестроить, чтобы получить соотношение между плотностью и молярной массой идеального газа:

ρзнак равномV{\ displaystyle \ rho = {\ frac {m} {V}}}    а также    пзнак равномM{\ displaystyle n = {\ frac {m} {M}}}

и поэтому:

ρзнак равноMпрТ{\ Displaystyle \ rho = {\ гидроразрыва {MP} {R \, T}}}

куда:

• P  = абсолютное давление газа
• V  = объем газа
• n  = количество (измеряется в молях )
• R  = универсальная постоянная закона идеального газа
• T  = абсолютная температура газа
• ρ  = плотность газа при T и P
• m  = масса газа
• M  = молярная масса газа

Преобразование граммов в моль

Стехиометрия не только используется для уравновешивания химических уравнений, но также используется в преобразованиях, то есть преобразовании из граммов в моль с использованием молярной массы в качестве коэффициента преобразования или из граммов в миллилитры с использованием плотности . Например, чтобы найти количество NaCl (хлорида натрия) в 2,00 г, нужно сделать следующее:

2,00 г NaCl58,44 г NaCl моль—1знак равно0,0342 моль{\ displaystyle {\ frac {2,00 {\ mbox {г NaCl}}} {58,44 {\ mbox {г NaCl моль}} ^ {- 1}}} = 0,0342 \ {\ text {моль}}}

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 (единица, которая была необходима), как показано в следующем уравнении,

(2,00 г NaCl1)(1 моль NaCl58,44 г NaCl)знак равно0,0342 моль{\ displaystyle \ left ({\ frac {2,00 {\ mbox {g NaCl}}} {1}} \ right) \ left ({\ frac {1 {\ mbox {mol NaCl}}}} {58,44 {\ mbox { г NaCl}}}} \ right) = 0,0342 \ {\ text {mol}}}

Молярная пропорция

Стехиометрия часто используется для уравновешивания химических уравнений (стехиометрия реакции). Например, два двухатомных газа, водород и кислород , могут объединяться с образованием жидкости, воды, в экзотермической реакции , как описано следующим уравнением:

2  ч₂+ O₂→ 2  H₂O

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

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

2  канала₃ОН + 3  О₂→ 2  СО₂+ 4  часа₂O

количество воды, которое будет произведено при сгорании 0,27 моль CH₃ОН получается с использованием молярного соотношения между СН₃ОН и Н₂O от 2 до 4.

(0,27 моль CЧАС3OЧАС1)(4 моль ЧАС2O2 моль CЧАС3OЧАС)знак равно0,54 моль ЧАС2O{\ displaystyle \ 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 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.

Стехиометрические отношения воздуха к топливу обычных видов топлива

В реакции сгорания кислород вступает в реакцию с топливом, и точка, в которой потребляется весь кислород и все сгораемое топливо, определяется как стехиометрическая точка. При большем количестве кислорода (сверхстехиометрическое горение) часть его остается непрореагировавшей. Точно так же, если сгорание неполное из-за недостатка кислорода, топливо остается непрореагировавшим. (Непрореагировавшее топливо также может остаться из-за медленного сгорания или недостаточного смешивания топлива и кислорода — это не из-за стехиометрии). Различные углеводородные топлива имеют разное содержание углерода, водорода и других элементов, поэтому их стехиометрия различается.

Топливо	Соотношение по массе	Соотношение по объему	Процент топлива по массе	Основная реакция
Бензин	14,7: 1	—	6,8%	2  С8ЧАС18+ 25  O2→ 16  СО2+ 18  часов2O
Природный газ	17,2: 1	9,7: 1	5,8%	CH4+ 2  O2→ CO2+ 2  часа2O
Пропан ( LP )	15,67: 1	23,9: 1	6,45%	C3ЧАС8+ 5  O2→ 3  СО2+ 4  часа2O
Спирт этиловый	9: 1	—	11,1%	C2ЧАС6O + 3  O2→ 2  СО2+ 3  часа2O
Метанол	6,47: 1	—	15,6%	2  канала4O + 3  O2→ 2  СО2+ 4  часа2O
н- бутанол	11,2: 1	—	8,2%	C4ЧАС10O + 6  O2→ 4  СО2+ 5  часов2O
Водород	34,3: 1	2,39: 1	2,9%	2  ч2+ O2→ 2  H2O
Дизель	14,5: 1	—	6,8%	2  С12ЧАС26 год+ 37  O2→ 24  СО2+ 26  часов2O
Метан	17,19: 1	9,52: 1	5,5%	CH4+ 2  O2→ CO2+ 2  часа2O
Ацетилен	13,26: 1	11,92: 1	7,0%	2  С2ЧАС2+ 5  O2→ 4  СО2+ 2  часа2O
Этан	16.07: 1	16,68: 1	5,9%	2  С2ЧАС6+ 7  O2→ 4  СО2+ 6  часов2O
Бутан	15,44: 1	30,98: 1	6,1%	2  С4ЧАС10+ 13  O2→ 8  СО2+ 10  часов2O
Пентан	15,31: 1	38,13: 1	6,1%	C5ЧАС12+ 8  O2→ 5  СО2+ 6  часов2O

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.

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:

• сохранение количества атомов каждого химического элемента;
• сохранение общего заряда.

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

1.4. Законы стехиометрии window.top.document.title = «1.4. Законы стехиометрии»;

Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы Авогадро, постоянства состава, кратных отношений, Гей-Люссака, эквивалентов и сохранения массы.

В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).

Закон сохранения массы веществ:

Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.

Модель 1.4. Стехиометрические коэффициенты

В химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции

Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст):

Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.

Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.

Закон кратных отношений (Д. Дальтон):

Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах; их составы N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

Закон эквивалентов (И. Рихтер):

В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.

Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

Химический эквивалент

Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак):

При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа.

Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3 : 1 : 2.

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия:

1. Одинаковое количество молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем. 
2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; N_A = 6,02∙1023 моль–1.

Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях(температура 273 К, давление 101,3 кПа); равен 22,4 л∙моль–1.

Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль–1.

Стехиометрия

Стехиометрия — это раздел химии, изучающий весовые и объемные соотношения между атомами и молекулами веществ, участвующих в химических реакциях. Любая химическая реакция может быть изображена химическим уравнением. Такая форма записи содержит как качественную, так и количественную информацию, которая расшифровывается с помощью законов стехиометрии.
 

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматривают массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.
 

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются весовые и объемные отношения между реагирующими веществами. В переводе с греческого это слово имеет смысл составная часть и измеряю. Термин стехиометрические количества означает количества веществ, которые соответствуют уравнению реакции или формуле.
 

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются весовые и объемные отношения между реагирующими веществами. Термин стехиометрические количества означает количества веществ, которые соответствуют уравнению реакции или формуле.
 

Стехиометрия и фазовые превращения редкоземельных окислов.
 

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.
 

Стехиометрия и общие свойства соединений лития и других щелочных металлов большей частью подобны, за исключением случаев, рассмотренных выше.
 

Жаропроизводительность ( в воздухе различных горючих газов.

Стехиометрия — отдел химия, изучающий количественные отношения, в которых вещества соединяются друг с другом или вступают в химическое взаимодействие.
 

Стехиометрия изучает количественные отношения элементов в химическом соединении и веществ при химических реакциях. Все стехиометрические вычисления производятся на основании закономерных отношений, выражаемых стехиометрическими законами. Закономерность этих отношений заключается в том, что количественные отношения элементов в химическом соединении и веществ при химических реакциях постоянны для каждого данного соединения и каждой данной реакции.
 

Стехиометрия накладывает ограничения на возможные изменения состава реагирующей смеси.
 

Стехиометрия определяется как раздел химии, изучающий законы количественных соотношений между реагирующими веществами и построение химических формул компонентов. Стехиометрическая модель реакции отражает количественные соотношения между концентрациями или аналогичными их величинами ( активностями, фуги-тивностями) в любой момент времени реакции.
 

Стехиометрия — понятие химическое, связанное с количественными отношениями.
 

Стехиометрия ( stochiometrie) имеет предметом изучение тех количественных отношений, которые существуют между телами, вступающими друг с другом в реакцию.
 

Стехиометрия обычно очень проста.
 

Диагностика

Тахикардия подтверждается электрокардиограммой (ЭКГ) после пальпации учащенного пульса или аускультации после прослушивания более частой сердечной недостаточности. ЭКГ показывает более 100 ударов в минуту, регулярный синусовый ритм (зубцы P перед каждым комплексом QRS). При более 140 об / мин. для частоты P и T зубцы бывает трудно различить. Следовательно, синусовую тахикардию можно спутать с другими наджелудочковыми тахикардиями. 

Синусовая тахикардия. Интерпретация ЭКГ

Дифференциации могут помочь внутривенные блокаторы АВ-узла (аденозин, верапамил) и другие лекарства, которые могут вызвать замедление синусового ритма, блокаду проводимости АВ-узла и позволяют правильно оценить замедлители ЭКГ.

При диагностировании синусовой тахикардии необходимо искать причину (Таблица 1). У пациентов с лихорадкой или другими признаками инфекции рекомендуется провести общий анализ крови на признаки гипотиреоза, измерив уровни тиреотропного гормона, также проверяются катехоламины и метанефрины в моче. 

Общий анализ крови

Другие тесты выполняются в зависимости от предполагаемой причины. Синдром ортостатической тахикардии диагностируется путем измерения частоты сердечных сокращений в положении сидя и стоя.

Причины синусовой тахикардии	Гипертиреоз
Высокая температура	Анемия	Боль
Гиповолемия	Гипоксия	Тревога
Гипотония и шок	Легочная эмболия	Недостаток сна
Сепсис	Хроническая болезнь легких	Феохромоцитома
Острая коронарная ишемия или инфаркт миокарда, декомпенсированная сердечная недостаточность	Лекарства (холинолитики, резкая отмена бета-адреноблокаторов)	Употребление стимуляторов (никотин, кофеин, амфетамин и др.)

Определение количества продукта

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:

1. Напишите и сбалансируйте уравнение
2. Масса в моль: преобразовать граммы Cu в моль Cu
3. Мольное отношение: преобразование молей Cu в моли произведенного Ag.
4. Моль в массу: преобразовать моль Ag в граммы произведенного Ag.

Полное сбалансированное уравнение будет:

Cu + 2  AgNO₃→ Cu (NO₃)₂+ 2  Ag

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 г Cu1)(1 моль Cu63,55 г Cu)знак равно0,2518 моль Cu{\ displaystyle \ left ({\ frac {16.00 {\ mbox {g Cu}}} {1}} \ right) \ left ({\ frac {1 {\ mbox {mol Cu}}}} {63,55 {\ mbox { г Cu}}}} \ right) = 0,2518 \ {\ text {моль Cu}}}

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 моль Cu1)(2 моль Ag1 моль Cu)знак равно0,5036 моль Ag{\ displaystyle \ left ({\ frac {0,2518 {\ mbox {mol Cu}}} {1}} \ right) \ left ({\ frac {2 {\ mbox {mol Ag}}}} {1 {\ mbox { моль Cu}}}} \ right) = 0,5036 \ {\ text {моль Ag}}}

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 моль Ag1)(107,87 г Ag1 моль Ag)знак равно54,32 г Ag{\ displaystyle \ left ({\ frac {0,5036 {\ mbox {mol Ag}}} {1}} \ right) \ left ({\ frac {107,87 {\ mbox {g Ag}}}} {1 {\ mbox { моль Ag}}}} \ right) = 54,32 \ {\ text {g Ag}}}

Этот набор вычислений можно в дальнейшем свести к одному шагу:

мАграммзнак равно(16.00 грамм Cты1)(1 моль Cты63,55 грамм Cты)(2 моль Аграмм1 моль Cты)(107,87 грамм Аграмм1 моль Ag)знак равно54,32 грамм{\ displaystyle 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 ), реагирующего с газообразным кислородом (O ₂ ), сбалансированное химическое уравнение имеет вид:

C3ЧАС8+5O2⟶3CO2+4ЧАС2O{\ displaystyle {\ ce {C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}}}

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

мЧАС2Oзнак равно(120. грамм C3ЧАС81)(1 моль C3ЧАС844,09 грамм C3ЧАС8)(4 моль ЧАС2O1 моль C3ЧАС8)(18.02 грамм ЧАС2O1 моль ЧАС2O)знак равно196 грамм{\ displaystyle m _ {\ mathrm {H_ {2} O}} = \ left ({\ frac {120. {\ mbox {g}} \ mathrm {C_ {3} H_ {8}}} {1}} \ справа) \ слева ({\ 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}}}

Ограничение реагента и процентного выхода

Ограничивающий реагент — это реагент, который ограничивает количество продукта, которое может образоваться, и полностью расходуется по завершении реакции. Избыточный реагент — это реагент, который остается после остановки реакции из-за исчерпания ограничивающего реагента.

Рассмотрим уравнение обжарки сульфид свинца (II) (PbS) в кислороде (O₂) производить оксид свинца (II) (PbO) и диоксид серы (ТАК₂):

2 PbS + 3 О₂ → 2 PbO + 2 ТАК₂

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

мпбО=(200.0 граммпбS1)(1 мольпбS239.27 граммпбS)(2 мольпбО2 мольпбS)(223.2 граммпбО1 мольпбО)=186.6 грамм{displaystyle m_ {mathrm {PbO}} = left ({frac {200.0 {mbox {g}} mathrm {PbS}} {1}} ight) left ({frac {1 {mbox {mol}} mathrm {PbS}}) {239.27 {mbox {g}} mathrm {PbS}}} ight) left ({frac {2 {mbox {mol}} mathrm {PbO}} {2 {mbox {mol}} mathrm {PbS}}} ight) left) ({frac {223.2 {mbox {g}} mathrm {PbO}} {1 {mbox {mol}} mathrm {PbO}}} ight) = 186.6 {mbox {g}}}

мпбО=(200.0 граммО21)(1 мольО232.00 граммО2)(2 мольпбО3 мольО2)(223.2 граммпбО1 мольпбО)=930.0 грамм{displaystyle m_ {mathrm {PbO}} = left ({frac {200.0 {mbox {g}} mathrm {O_ {2}}} {1}} ight) left ({frac {1 {mbox {mol}} mathrm { O_ {2}}} {32.00 {mbox {g}} mathrm {O_ {2}}}} ight) left ({frac {2 {mbox {mol}} mathrm {PbO}} {3 {mbox {mol}}) mathrm {O_ {2}}}} ight) left ({frac {223.2 {mbox {g}} mathrm {PbO}} {1 {mbox {mol}} mathrm {PbO}}} ight) = 930.0 {mbox {g }}}

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:

процентная доходность=фактическая доходностьтеоретический выход{displaystyle {mbox {процент доходности}} = {frac {mbox {фактический доход}} {mbox {теоретический доход}}}}

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

процентная доходность=170,0 г PbO186,6 г PbO=91.12%{displaystyle {mbox {процент доходности}} = {frac {mbox {170,0 г PbO}} {mbox {186,6 г PbO}}} = 91,12 \%}

Пример

Рассмотрим следующую реакцию, в которой хлорид железа (III) реагирует с сероводород производить сульфид железа (III) и хлористый водород:

2 FeCl₃ + 3 ЧАС₂S → Fe₂S₃ + 6 HCl

Допустим, 90,0 г FeCl₃ реагирует с 52,0 г H₂S. Чтобы найти ограничивающий реагент и массу HCl, образующегося в результате реакции, мы могли бы составить следующие уравнения:

мЧАСCл=(90.0 граммFеCл31)(1 мольFеCл3162 граммFеCл3)(6 мольЧАСCл2 мольFеCл3)(36.5 граммЧАСCл1 мольЧАСCл)=60.8 грамм{displaystyle m_ {mathrm {HCl}} = left ({frac {90.0 {mbox {g}} mathrm {FeCl_ {3}}} {1}} ight) left ({frac {1 {mbox {mol}} mathrm { FeCl_ {3}}} {162 {mbox {g}} mathrm {FeCl_ {3}}}} ight) left ({frac {6 {mbox {mol}} mathrm {HCl}} {2 {mbox {mol}}) mathrm {FeCl_ {3}}}} ight) left ({frac {36,5 {mbox {g}} mathrm {HCl}} {1 {mbox {mol}} mathrm {HCl}}} ight) = 60,8 {mbox {g }}}

мЧАСCл=(52.0 граммЧАС2S1)(1 мольЧАС2S34.1 граммЧАС2S)(6 мольЧАСCл3 мольЧАС2S)(36.5 граммЧАСCл1 мольЧАСCл)=111 грамм{displaystyle m_ {mathrm {HCl}} = left ({frac {52.0 {mbox {g}} mathrm {H_ {2} S}} {1}} ight) left ({frac {1 {mbox {mol}} mathrm) {H_ {2} S}} {34,1 {mbox {g}} mathrm {H_ {2} S}}} ight) left ({frac {6 {mbox {mol}} mathrm {HCl}} {3 {mbox { mol}} mathrm {H_ {2} S}}} ight) left ({frac {36,5 {mbox {g}} mathrm {HCl}} {1 {mbox {mol}} mathrm {HCl}}} ight) = 111 {mbox {g}}}

Таким образом, ограничивающим реагентом является FeCl.₃ и количество полученной HCl составляет 60,8 г.

Чтобы узнать, какой массы излишка реагента (H₂S) остается после реакции, мы бы настроили расчет, чтобы узнать, сколько H₂S полностью реагирует с 90,0 г FeCl₃:

мЧАС2S=(90.0 граммFеCл31)(1 мольFеCл3162 граммFеCл3)(3 мольЧАС2S2 мольFеCл3)(34.1 граммЧАС2S1 мольЧАС2S)=28.4 граммреаcтеd{displaystyle m_ {mathrm {H_ {2} S}} = left ({frac {90.0 {mbox {g}} mathrm {FeCl_ {3}}} {1}} ight) left ({frac {1 {mbox {mol }} mathrm {FeCl_ {3}}} {162 {mbox {g}} mathrm {FeCl_ {3}}}} ight) left ({frac {3 {mbox {mol}} mathrm {H_ {2} S}}) {2 {mbox {mol}} mathrm {FeCl_ {3}}}} ight) left ({frac {34.1 {mbox {g}} mathrm {H_ {2} S}} {1 {mbox {mol}} mathrm { H_ {2} S}}} ight) = {28.4 {mbox {g}} mathrm {rected}}}

Вычитая эту сумму из первоначальной суммы H₂S, мы можем прийти к ответу:

52.0 граммЧАС2S−28.4 граммЧАС2S=23.6 граммЧАС2SеИксcеss{displaystyle {52.0 {mbox {g}} mathrm {H_ {2} S}} — {28.4 {mbox {g}} mathrm {H_ {2} S}} = {23.6 {mbox {g}} mathrm {H_ { 2} S}} ,, {mathrm {избыток}}}

Ссылки

1. Рихтер, JB (1792). Anfangsgründe der Stöchyometrie… (в 3-х томах)Зачатки стехиометрии… ] (на немецком языке). т. 1. Бреслау и Хиршберг (Германия): Иоганн Фридрих Корн дер Аэлтере. п. 121. С п. 121: «Die Stöchyometrie ( Stöchyometria ) ist die Wissenschaft die Quantitativen oder Massenverhältnisse… zu messen, in welchen die chemischen Elemente… gegen einander stehen». (Стехиометрия ( стехиометрия ) — это наука об измерении количественных или массовых соотношений, в которых химические «элементы» существуют по отношению друг к другу.) [Примечание: на стр. 3–7 Рихтер объясняет, что «элемент» — это чистый вещество, и что «химический элемент» ( химический элемент (Elementum chymicum) ) — это вещество, которое не может быть разделено на разнородные вещества известными физическими или химическими способами. Так, например, оксид алюминия был «химическим элементом», потому что во времена Рихтера он не мог быть разделен на составляющие его элементы].
2. Что в имени? Количество вещества, химическое количество и стехиометрическое количество Кармен Дж. Джунта Журнал химического образования 2016 93 (4), 583-586 doi 10.1021 / acs.jchemed.5b00690
3. ИЮПАК , , 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Исправленная онлайн-версия: (2006–) « стехиометрическое число, νDOI 10,1351 / goldbook.S06025
4. Нейме, Джозеф; Тай, Марк (2 октября 2013 г.). . LibreTexts . Дата обращения 5 мая 2021 .
5. Пригожин и Defay, стр. 18; Пригожин, стр. 4–7; Гуггенхайм, стр. 37 и 62
6. ИЮПАК , , 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) « Степень реакции, ξDOI 10,1351 / goldbook.E02283
7. Гадери, Сьюзен; Haraldsdóttir, Hulda S .; Ахохош, Масуд; Арреккс, Сильвен; Флеминг, Ронан MT (август 2020 г.). «Структурное консервативное расщепление фрагмента стехиометрической матрицы» . Журнал теоретической биологии . 499 : 110276. дои10.1016 / j.jtbi.2020.110276 . PMID .
8. Hofmeyr, Ян-Хендрик S. (2001). «В двух словах об анализе контроля метаболизма» . В материалах 2-й Международной конференции по системной биологии : 291–300. CiteSeerX 10.1.1.324.922 .
9. Редер, Кристина (21 ноября 1988). «Теория метаболического контроля: структурный подход». Журнал теоретической биологии . 135 (2): 175–201. DOI10.1016 / s0022-5193 (88) 80073-0 . PMID .
10. Джон Б. Хейвуд: «Основы двигателя внутреннего сгорания, стр. 915», 1988
11. North American Mfg. Co: «Североамериканское руководство по сжиганию», 1952 г.
12. «Воздушно-топливное соотношение, лямбда и характеристики двигателя» . Проверено 31 мая 2019 .

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

Матрица стехиометрии

В сложных реакциях стехиометрии часто представлены в более компактной форме, называемой матрицей стехиометрии. Матрица стехиометрии обозначается символом N .

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:

С ₁ → С ₂

5 S ₃ + S ₂ → 4 S ₃ + 2 S ₂

С ₃ → С ₄

С ₄ → С ₅

Эта система включает четыре реакции и пять различных молекул. Матрицу стехиометрии для этой системы можно записать как:

Nзнак равно—111—1—11—11{\ displaystyle \ mathbf {N} = {\ begin {bmatrix} -1 & 0 & 0 & 0 \\ 1 & 1 & 0 & 0 \\ 0 & -1 & -1 & 0 \\ 0 & 0 & 1 & -1 \\ 0 & 0 & 0 & 0 & 1 \\\ end {bmatrix}}}

где строки соответствуют S 1 , S 2 , S 3 , S 4 и S 5 соответственно

Обратите внимание, что процесс преобразования схемы реакции в матрицу стехиометрии может быть преобразованием с потерями: например, стехиометрии во второй реакции упрощаются при включении в матрицу. Это означает, что не всегда возможно восстановить исходную схему реакции из матрицы стехиометрии.

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

dИксdтзнак равноN⋅v.{\ displaystyle {\ frac {d \ mathbf {x}} {dt}} = \ mathbf {N} \ cdot \ mathbf {v}.}

Исторические аспекты

Иеремиас Бенджамин Рихтер, профессором которого был знаменитый философ Эммануэль Кант во время учебы в университете, придерживался картезианской идеи о том, что естественные науки являются настоящей наукой, только если они содержат математику . Он первым показал, что тела имеют постоянный химический состав. Он также показал, что два тела, которые реагируют, всегда действуют пропорционально.

Он провел свою работу, в частности, по кислотно-щелочной реакции HCl с CaCO ₃ или с MgCO ₃ . Он также работал с реакцией осаждения между BaCl ₂ и MgSO ₄ . Он не знал химических формул и назвал тела символами алхимиков.

Другие ученые внесли свой вклад в развитие концепции стехиометрии, в частности Эрнст Готфрид Фишер из Берлина, Клод Луи Бертолле, Йенс Якоб Берцелиус и Джон Далтон .

Смесь, пропорции и стехиометрические условия

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

• смесь стехиометрическая;
• реагенты находятся в стехиометрических пропорциях (или «были введены в стехиометрических пропорциях»);
• реакция протекает в стехиометрических условиях;

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:

• один из них полностью исчезнет по окончании реакции: он называется лимитирующим или неисправным реагентом  ;
• другой реагент (-ы) не будет полностью израсходован в конце реакции, и поэтому некоторые из них останутся в среде  : они называются избытком (-ами) реагента (-ов) .

Примечание: это верно для общей реакции, зная, что некоторые реакции ограничены или могут быть обращены вспять. В конце реакции реагенты не расходуются полностью, даже если они были введены в стехиометрических пропорциях! Это связано с тем, что продукты ограниченной реакции могут сами реагировать вместе с возвращением исходных реагентов, что невозможно в полной реакции. Эта обратимость приводит к состоянию химического равновесия, в котором реагенты и продукты сосуществуют в пропорции, фиксированной константой, называемой «константой равновесия» (см. Химическое равновесие ).