Что такое стехиометрический коэффициент

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

Стехиометрические расчеты, в чем они состоят, решены этапы, упражнения

стехиометрические расчеты те, которые сделаны на основе массовых отношений элементов или соединений, которые участвуют в химической реакции.

Стехиометрические расчеты основаны на применении ряда законов, среди которых: закон сохранения массы; закон определенных пропорций или постоянной композиции; и, наконец, закон множественных пропорций.

Закон сохранения массы указывает на то, что в химической реакции сумма масс реагентов равна сумме масс продуктов. В химической реакции общая масса остается постоянной.

Закон определенных пропорций или постоянного состава гласит, что разные образцы любого чистого соединения имеют одинаковые элементы в одинаковых массовых пропорциях. Например, чистая вода одинакова независимо от ее источника или континента (или планеты)..

Каковы стехиометрические расчеты и их этапы?

Это расчеты, предназначенные для решения различных вопросов, которые могут возникнуть при изучении химической реакции. Для этого вы должны знать химические процессы и законы, которые их регулируют..

С помощью стехиометрического расчета можно получить, например, из массы реагента неизвестную массу другого реагента. Также можно узнать процентный состав химических элементов, присутствующих в соединении, и из него получить эмпирическую формулу соединения.

Следовательно, знание эмпирической или минимальной формулы соединения позволяет установить его молекулярную формулу.

Кроме того, стехиометрический расчет позволяет узнать в химической реакции, что является ограничивающим реагентом, или есть ли избыточный реагент, а также массу этого..

этапы

Этапы будут зависеть от типа поставленной проблемы, а также ее сложности.

Две общие ситуации:

-Реагируйте на два элемента, чтобы получить соединение и знать только массу одного из реагентов..

-Желательно знать неизвестную массу второго элемента, а также массу соединения, полученного в результате реакции..

Как правило, при выполнении этих упражнений должен соблюдаться следующий порядок этапов:

-Установить уравнение химической реакции.

-Третий этап, с использованием атомных весов элементов и стехиометрических коэффициентов, для получения доли масс реагентов.

-Затем, используя закон определенных пропорций, узнав массу элемента-реагента и пропорцию, с которой он реагирует со вторым элементом, узнают массу второго элемента..

-И пятая и последняя стадия, если мы знаем массы элементов-реагентов, их сумма позволяет нам рассчитать массу соединения, образующегося в реакции. В этом случае эта информация получается на основе закона сохранения массы.

Решенные упражнения

-Упражнение 1

Каков оставшийся реагент, когда 15 г Mg взаимодействует с 15 г S с образованием MgS? И сколько граммов MgS будет произведено в реакции?

-Масса Mg и S = ​​15 г

-Атомная масса Mg = 24,3 г / моль.

-Атомный вес S = 32,06 г / моль.

Шаг 1: уравнение реакции

Mg + S => MgS (уже сбалансирован)

Шаг 2: Установить соотношение, в котором Mg и S объединяются для производства MgS

Для простоты атомная масса Mg может быть округлена до 24 г / моль, а атомная масса S до 32 г / моль. Тогда пропорция, в которой S и Mg объединены, будет 32:24, деля 2 члена на 8, пропорция уменьшается до 4: 3..

Во взаимной форме пропорция, в которой Mg соединяется с S, равна 3: 4 (Mg / S).

Шаг 3: обсуждение и расчет оставшегося реагента и его массы

Масса Mg и S для обоих составляет 15 г, но доля, в которой реагируют Mg и S, составляет 3: 4, а не 1: 1. Затем можно сделать вывод, что оставшимся реагентом является Mg, поскольку он в меньшей пропорции по отношению к S.

Этот вывод можно проверить, рассчитав массу Mg, который реагирует с 15 г S..

г Mg = 15 г S x (3 г Mg) / моль) / (4 г S / моль)

Стадия 4: масса MgS, образовавшегося в реакции, основана на законе сохранения массы

Масса MgS = масса Mg + масса S

Упражнение с дидактическими целями можно выполнить следующим образом:

Рассчитайте граммы S, которые реагируют с 15 г Mg, используя в этом случае соотношение 4: 3..

г S = 15 г Mg x (4 г S / моль) / (3 г Mg / моль)

Если представить ситуацию в этом случае, можно увидеть, что 15 г S не дойдут до полной реакции с 15 г Mg, пропуская 5 г. Это подтверждает, что оставшийся реагент представляет собой Mg, а S является ограничивающим реагентом в образовании MgS, когда оба реакционноспособных элемента имеют одинаковую массу.

-Упражнение 2

Рассчитайте массу хлорида натрия (NaCl) и примесей в 52 г NaCl с процентной чистотой 97,5%..

-Масса образца: 52 г NaCl

-Процент чистоты = 97,5%.

Шаг 1: Расчет чистой массы NaCl

Масса NaCl = 52 г х 97,5% / 100%

Шаг 2: расчет массы примесей

Масса примесей = 52 г х 2,5% / 100%

Следовательно, из 52 г соли 50,7 г представляют собой чистые кристаллы NaCl и 1,3 г примесей (таких как другие ионы или органические вещества)..

-Упражнение 3

Какая масса кислорода (O) содержится в 40 г азотной кислоты (HNO₃), зная, что его молекулярная масса составляет 63 г / моль, а атомная масса О составляет 16 г / моль?

-Атомный вес О = 16 г / моль.

-Молекулярный вес HNO₃

Шаг 1: Рассчитайте количество молей HNO₃ присутствует в массе 40 г кислоты

Родинки ХНО₃ = 40 г HNO₃ х 1 моль HNO₃/ 63 г HNO₃

Шаг 2: Рассчитайте количество молей присутствующего О

Формула ХНО₃ указывает на то, что на каждый моль HNO приходится 3 моля O_3.

Кроты O = 0,635 моль HNO₃ X 3 моль O / моль HNO₃

Шаг 3: Рассчитайте массу O, присутствующего в 40 г HNO₃

г О = 1,905 моль О х 16 г О / моль О

То есть, из 40 г HNO₃, 30,48 г обусловлено исключительно весом молей атомов кислорода. Эта большая доля кислорода характерна для оксоанионов или их третичных солей (NaNO₃, например).

-Упражнение 4

Сколько граммов хлорида калия (KCl) образуется при разложении 20 г хлората калия (KClO)?₃), зная, что молекулярная масса KCl составляет 74,6 г / моль, а молекулярная масса KClO₃ это 122,6 г / моль

-Молекулярный вес KCl = 74,6 г / моль

-Молекулярный вес KClO₃ = 122,6 г / моль

Шаг 1: уравнение реакции

Шаг 2: Расчет массы KClO₃

г KClO₃ = 2 моль х 122,6 г / моль

Шаг 3: Рассчитайте массу KCl

г KCl = 2 моль х 74,6 г / моль

Шаг 4: расчет массы KCl, полученного в результате разложения

245 г KClO₃ 149,2 г KCl получают разложением. Затем это соотношение (стехиометрический коэффициент) можно использовать для определения массы KCl, получаемой из 20 г KClO.₃:

г KCl = 20 г KClO₃ х 149 г KCl / 245,2 г KClO₃

Обратите внимание, каково массовое соотношение О₂ внутри KClO₃. Из 20 г KClO₃, немного меньше половины происходит из-за кислорода, который является частью хлората оксоаниона.

-Упражнение 5

Найти процентный состав следующих веществ: а) допа, с₉H₁₁НЕТ₄ и б) Вайлин, С₈H₈О₃.

а) допа

Шаг 1: Найти молекулярную массу допа С₉H₁₁НЕТ₄

Для этого атомный вес элементов, присутствующих в соединении, сначала умножается на число молей, представленных их индексами. Чтобы определить молекулярную массу, добавьте граммы, предоставленные различными элементами..

Углерод (С): 12 г / моль х 9 моль = 108 г

Водород (H): 1 г / моль х 11 моль = 11 г

Азот (N): 14 г / моль х 1 моль = 14 г

Кислород (O): 16 г / моль х 4 моль = 64 г

Молекулярный вес допа = (108 г + 11 г + 14 г + 64 г)

Шаг 2: Найти процентный состав элементов, присутствующих в допе

Для этого его молекулярная масса (197 г) принимается за 100%..

% С = 108 г / 197 г х 100%

% Н = 11 г / 197 г х 100%

% N = 14 г / 197 г х 100%

б) ванилин

Часть 1: расчет молекулярной массы ванилина С₈H₈О₃

Для этого атомный вес каждого элемента умножается на количество его существующих молей, добавляя массу, вносимую различными элементами.

С: 12 г / моль х 8 моль = 96 г

H: 1 г / моль х 8 моль = 8 г

O: 16 г / моль х 3 моль = 48 г

Молекулярный вес = 96 г + 8 г + 48 г

Часть 2: Найти% различных элементов, присутствующих в ванилине

Предполагается, что его молекулярная масса (152 г / моль) составляет 100%..

% С = 96 г / 152 г х 100%

% Н = 8 г / 152 г х 100%

% О = 48 г / 152 г х 100%

-Упражнение 6

Массовый процентный состав спирта следующий: углерод (С) 60%, водород (Н) 13% и кислород (О) 27%. Получите минимальную формулу или эмпирическую формулу.

Атомный вес: C 12 г / моль, H 1 г / моль и кислород 16 г / моль.

Шаг 1: подсчет количества молей элементов, присутствующих в спирте

Предполагается, что масса спирта составляет 100 г. Следовательно, масса С составляет 60 г, масса Н составляет 13 г, а масса кислорода составляет 27 г..

Расчет количества родинок:

Количество молей = масса элемента / атомный вес элемента

моль C = 60 г / (12 г / моль)

моль Н = 13 г / (1 г / моль)

моль O = 27 г / (16 г / моль)

Шаг 2: Получить минимальную или эмпирическую формулу

Для этого мы находим соотношение целых чисел между числами родинок. Это служит для получения количества атомов элементов в минимальной формуле. Для этого родинки различных элементов делятся на количество родинок элемента в меньшей пропорции..

C = 5 моль / 1,69 моль

H = 13 молей / 1,69 молей

O = 1,69 моль / 1,69 моль

Округляя эти цифры, минимальная формула: C₃H₈О. Эта формула соответствует формуле пропанола, СН₃СН₂СН₂ОН. Однако эта формула также является формулой соединения СН₃СН₂ОСН₃, этилметиловый эфир.

Источник

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 проиллюстрировано на изображении здесь, где сбалансированное уравнение выглядит следующим образом:

СОДЕРЖАНИЕ

Этимология

Определение

Элементы в их естественном состоянии представляют собой смеси изотопов разной массы, поэтому атомные массы и, следовательно, молярные массы не совсем целые числа. 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 ).

Перевод граммов в 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 NaCl 1 ) ( 1 моль NaCl 58,44 г NaCl ) знак равно 0,0342 моль <\ displaystyle \ left (<\ frac <2,00 <\ mbox >> <1>> \ right) \ left (<\ frac <1 <\ mbox >>> <58,44 <\ mbox < г NaCl>>>> \ right) = 0,0342 \ <\ text >>

Молярная пропорция

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

количество воды, которое будет произведено при сгорании 0,27 моль CH
3 OH получается с использованием мольного соотношения 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 > \ mathrm OH>> <1>> \ right) \ left (<\ frac <4 <\ mbox >) \ mathrm O>> <2 <\ mbox > \ 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

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 г Cu 1 ) ( 1 моль Cu 63,55 г Cu ) знак равно 0,2518 моль Cu <\ displaystyle \ left (<\ frac <16.00 <\ mbox >> <1>> \ right) \ left (<\ frac <1 <\ mbox >>> <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 Cu 1 ) ( 2 моль Ag 1 моль Cu ) знак равно 0,5036 моль Ag <\ displaystyle \ left (<\ frac <0,2518 <\ mbox >> <1>> \ right) \ left (<\ frac <2 <\ mbox >>> <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 Ag 1 ) ( 107,87 г Ag 1 моль Ag ) знак равно 54,32 г Ag <\ displaystyle \ left (<\ frac <0,5036 <\ mbox >> <1>> \ right) \ left (<\ frac <107,87 <\ mbox >>> <1 <\ mbox < моль Ag>>>> \ right) = 54,32 \ <\ text >>

Этот набор вычислений можно в дальнейшем свести к одному шагу:

м А грамм знак равно ( 16.00 грамм C ты 1 ) ( 1 моль C ты 63,55 грамм C ты ) ( 2 моль А грамм 1 моль C ты ) ( 107,87 грамм А грамм 1 моль Ag ) знак равно 54,32 грамм <\ displaystyle m _ <\ mathrm > = \ left (<\ frac <16.00 <\ mbox > \ mathrm > <1>> \ right) \ left (<\ frac <1 <\ mbox > \ mathrm > <63.55 <\ mbox > \ mathrm >> \ right) \ left (<\ frac <2 <\ mbox > \ mathrm > <1 <\ mbox > \ mathrm >> \ right) \ left (<\ frac <107.87 <\ mbox > \ mathrm > <1 <\ mbox ) >>> \ right) = 54.32 <\ mbox >>

Дальнейшие примеры

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

Стехиометрическое соотношение

м А л знак равно ( 85,0 грамм F е 2 О 3 1 ) ( 1 моль F е 2 О 3 159,7 грамм F е 2 О 3 ) ( 2 моль Al 1 моль F е 2 О 3 ) ( 26,98 г Al 1 моль Al ) знак равно 28,7 грамм <\ displaystyle m _ <\ mathrm > = \ left (<\ frac <85.0 <\ mbox > \ mathrm O_ <3>>> <1>> \ right) \ left ( <\ frac <1 <\ mbox > \ mathrm O_ <3>>> <159.7 <\ mbox > \ mathrm O_ <3>>>> \ right ) \ left (<\ frac <2 <\ mbox >> <1 <\ mbox > \ mathrm O_ <3>>>> \ right) \ left (<\ frac <26.98 <\ mbox >> <1 <\ mbox >>> \ right) = 28.7 <\ mbox >>

Ограничение реагента и процентного выхода

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:

м п б О знак равно ( 200,0 грамм п б S 1 ) ( 1 моль п б S 239,27 грамм п б S ) ( 2 моль п б О 2 моль п б S ) ( 223,2 грамм п б О 1 моль п б О ) знак равно 186,6 грамм <\ displaystyle m _ <\ mathrm > = \ left (<\ frac <200.0 <\ mbox > \ mathrm > <1>> \ right) \ left (<\ frac <1 <\ mbox > \ mathrm > <239.27 <\ mbox > \ mathrm >> \ right) \ left (<\ frac <2 <\ mbox > \ mathrm > <2 <\ mbox > \ mathrm >> \ right) \ left (<\ frac <223.2 <\ mbox > \ mathrm > <1 <\ mbox >) \ mathrm >> \ right) = 186,6 <\ mbox >> м п б О знак равно ( 200,0 грамм О 2 1 ) ( 1 моль О 2 32.00 грамм О 2 ) ( 2 моль п б О 3 моль О 2 ) ( 223,2 грамм п б О 1 моль п б О ) знак равно 930,0 грамм <\ displaystyle m _ <\ mathrm > = \ left (<\ frac <200.0 <\ mbox > \ mathrm >> <1>> \ right) \ left (<\ frac < 1 <\ mbox > \ mathrm >> <32.00 <\ mbox > \ mathrm >>> \ right) \ left (<\ frac <2 <\ mbox > \ mathrm > <3 <\ mbox > \ mathrm >>> \ right) \ left (<\ frac <223.2 <\ mbox > \ mathrm < PbO>> <1 <\ mbox > \ mathrm >> \ right) = 930,0 <\ mbox >>

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 следующим уравнением:

процентная доходность знак равно фактическая доходность теоретический выход <\ displaystyle <\ mbox <процентная доходность>> = <\ frac <\ mbox <фактическая доходность>> <\ mbox <теоретическая доходность>>>>

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

процентная доходность знак равно 170,0 г PbO 186,6 г PbO знак равно 91,12 % <\ displaystyle <\ mbox <процент выхода>> = <\ frac <\ mbox <170,0 г PbO>> <\ mbox <186,6 г PbO>>> = 91,12 \%>

Пример

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

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 высокометилированные (C ₆ H _{6− n} (CH ₃ ) _n ) продукты, как показано в следующем примере,

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

Стехиометрический коэффициент и стехиометрическое число

так что полное (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

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 молекулярных форм. Матрицу стехиометрии для этой системы можно записать как:

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

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

мы бы провели следующие расчеты:

100 грамм N ЧАС 3 ⋅ 1 м о л N ЧАС 3 17,034 грамм N ЧАС 3 знак равно 5,871 м о л N ЧАС 3 <\ displaystyle 100 \, \ mathrm > \ cdot <\ frac <1 \, \ mathrm >> <17.034 \, \ mathrm >>> = 5,871 \, \ mathrm >>

Стехиометрические отношения воздуха к топливу обычных видов топлива

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.

Источник