Sprawdź się

Pokaż ćwiczenia:

RhRP3p1AGc1qI1

Ćwiczenie 1

Ćwiczenie 2

Podczas pracy w laboratorium utleniono $40$ $g$ tlenku siarki( $IV$ ) w obecności katalizatora platynowego i otrzymano $45$ $g$ tlenku siarki( $VI$ ). Procentową wydajność reakcji wynosi:

RwbzPhdNDNAkD

R1aphPVfyWRx4

RjzKVJR6vJc5q

Równanie reakcji chemicznej:

2 {SO}_{2} + O_{2} \to 2 {SO}_{3}

Na podstawie równania, należy obliczyć ilość tlenku siarki( $VI$ ), jaką powinno się otrzymać z $40$ $g$ tlenku siarki( $IV$ ).

2 {SO}_{2} + O_{2} \to 2 {SO}_{3}

40 g {SO}_{2} — x

128 g {SO}_{2} — 160 g {SO}_{3}

x = 50 g

– wydajność teoretyczna

W = \frac{45 g}{50 g} \cdot 100 % = 90 %

Wydajność procentowa reakcji wynosi $90 %$ .

Ćwiczenie 3

Połącz poniższe pojęcia z ich prawidłowymi definicjami.

R798iRQbNMaJU

Ćwiczenie 4

Pewien proces chemiczny przebiega w trzech etapach o wydajności odpowiednio: $99 %$ , $80 %$ i $95 %$ . Oblicz wydajność całkowitą całego procesu.

R1P9bLzqMSuTj

RjXMjo3V8dI1c

Całkowitą wydajność procesu można obliczyć ze wzoru:

W_{c} = W_{1} \cdot W_{2} \cdot W_{3}

Należy pamiętać, że procent jest ułamkiem o mianowniku $100$ .

W_{c} = \frac{99}{100} \cdot \frac{80}{100} \cdot \frac{95}{100} \cdot 100 % = 75,24 %

Wydajność całkowita procesu wynosi $75,24 %$ .

Ćwiczenie 5

W laboratorium przemysłowym przeprowadzano syntezę jodowodoru z pierwiastków. Wydajność w danych warunkach i temperaturze wyniosła $78 %$ . Oblicz, ile gramów jodu należy użyć w tej reakcji, aby otrzymać $500$ $g$ jodowodoru? Wynik podaj z dokładnością do drugiego miejsca po przecinku.

RuMk61eTrytau

R1ILugOnQLO6V

W pierwszej kolejności oblicz wydajność teoretyczną.

Równanie reakcji:

H_{2} + I_{2} \to 2 HI

Z jednego mola cząsteczek jodu powstają dwa mole jodowodoru.

254 g I_{2} — 256 g HI

Ta zależność obowiązuje przy $100 %$ wydajności.

Dla wydajności równej $78 %$ obliczamy masę powstałego jodowodoru, mnożąc wartość $256$ $g$ przez $78 %$ :

256 g \cdot 0,78 = 199,68 g

Oznacza to, że z $254$ $g$ otrzymujemy $199,68$ $g$ jodowodoru.

254 g I_{2} — 199,68 g HI

x — 500 g HI

x = 636,02 g

Należy użyć $636,02$ $g$ jodu.

Ćwiczenie 6

Oblicz, ile moli metanu należy poddać chlorowaniu, aby otrzymać $30$ moli chlorometanu. Wydajność reakcji chlorowania jest równa $75 %$ .

R11daF0HxqpHu

Rl6UAqRNsy2QB

Równanie reakcji:

{CH}_{4} + {CI}_{2} \overset{h v}{\to} {CH}_{3} CI + HCI

Należy obliczyć powstałą ilość moli produktu przy 100% wydajności.

Następnie obliczyć liczbę moli metanu, potrzebną do przeprowadzenia ćwiczenia.

x — 100 %

wydajność

30 mol {CH}_{3} CI — 75 %

wydajność

x = 40 mol {CH}_{3} CI

Z równania rekacji wynika, że na $1 mol$ substratu (metanu) przypada $1 mol$ produktu (chlorometanu).

{CH}_{4} + {CI}_{2} \overset{h v}{\to} {CH}_{3} CI + HCI

1 mol {CH}_{4} — 1 mol {CH}_{3} CI

y — 40 mol {CH}_{3} CI

y = 40 mol {CH}_{4}

Do reakcji należy użyć $40 mol$ metanu.

Ćwiczenie 7

W pewnym laboratorium poddano termicznemu rozkładowi węglan wapnia. Podczas tej reakcji otrzymano tlenek węgla( $IV$ ) oraz tlenek wapnia. Reakcja przeprowadzona w tych warunkach przebiegała z $85,6 %$ wydajnością. Zapisz równanie tej reakcji oraz oblicz, ile gramów tlenku wapnia można otrzymać w tym laboratorium, jeśli do reakcji użyje się $50$ $g$ węglanu wapnia. Wynik podaj z dokładnością do drugiego miejsca po przecinku.

RLX9md33OWQYY

R8SzyrOSyzUkz

{CaCO}_{3 (s)} \to {CaO}_{(s)} + {CO}_{2 (g)}

Oblicz teoretyczną wydajność tlenku wapnia w oparciu o powyższe równanie reakcji.

Następnie pomnóż teoretyczną wydajność przez procentową wydajność.

Wydajność teoretyczna do otrzymania tlenku wapnia:

50 g {CaCO}_{3} — x

100 g {CaCO}_{3} — 56 g CaO

x = 28 g

Jest to masa $CaO$ , którą można otrzymać przy założeniu $100 %$ wydajności reakcji.

Oblicz ilość otrzymanego $CaO$ :

28 g — 100 %

y — 85,6 %

y = 23,97 g CaO

Można otrzymać $23,97$ $g$ $CaO$ .

Ćwiczenie 8

Amoniak można wytworzyć w wyniku reakcji gazowego azotu, pobranego z atmosfery, z gazowym wodorem. Metoda bezpośredniej syntezy amoniaku z wodoru i azotu została odkryta przez niemieckiego fizykochemika, Fritza Habera. Otrzymał on za to w $1918$ r. Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii. To odkrycie umożliwiło wytworzenie amoniaku na skalę przemysłową, przy użyciu katalizatorów i wysokiego ciśnienia, metodą ekonomicznie opłacalną. Metoda otrzymywania amoniaku na skalę przemysłową zwana jest metodą Habera i Boscha.

N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} \to 2 {NH}_{3 (g)}

Oblicz procentową wydajność tej reakcji, wiedząc, że jeśli $10,00$ $g$ azotu reaguje ze stechiometryczną ilością wodoru, to wydajność teoretyczna reakcji wynosi $12,14$ $g$ , a podczas przeprowadzania eksperymentu zostanie otrzymane $7, 52$ $g$ amoniaku.

RB6AlHoksJVKY

RlqPnhc9x1B8x

W = \frac{m_{r}}{m_{t}} \cdot 100 %

W = \frac{7,52 g}{12,14 g} \cdot 100 %

W = 62 %

Wydajność rzeczywista wynosi $62 %$ .

Ćwiczenie 9

W laboratorium przemysłowym przeprowadzono reakcję chloru z wodorem. W wyniku reakcji powstało $78$ $g$ chlorowodoru. Wydajność reakcji wynosiła $75 %$ . Oblicz objętość chloru w przeliczeniu na warunki normalne, jaka została użyta do reakcji. Wynik podaj w ${dm}^{3}$ z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.

Rgqc3FVL3wsmH

R140zTCUibqLY

Równanie reakcji chemicznej:

H_{2} + {CI}_{2} \to 2 HCI

W pierwszej kolejności należy obliczyć ilość $HCI$ przy założeniu $100 %$ wydajności.

78 g HCl — 75 %

x — 100 %

x = 104 g HCl

(przy

100 %

wydajności)

Zakładamy warunki normalne:

22,41 {dm}^{3} {Cl}_{2} — 73 g HCl

y — 104 g HCl

y = 31,9 {dm}^{3} {Cl}_{2}

Objętość chloru wynosi $31,9$ ${dm}^{3}$ ${Cl}_{2}$ .

Ćwiczenie 10

Związek, otrzymany w wyniku spalenia $0,7$ $g$ żelaza w chlorze, rozpuszczono w wodzie, a potem do roztworu dodano zasady sodowej. Powstał brunatny osad, który został odsączony i wysuszony, a następnie wyprażony. Otrzymano w ten sposób $0,7$ $g$ brunatnego związku tlenu i żelaza.

RkqEn9myKOyCB

Rd6IM219O1al1

RBxDq3l0RViGq

Krok $1 .$ Wypisujemy masy molowe dla reagentów, które posłużą do obliczeń:

$M_{Fe} = 56 \frac{g}{mol}$

$M_{{FeCl}_{3}} = 162,5 \frac{g}{mol}$

$M_{Fe {(OH)}_{3}} = 107 \frac{g}{mol}$

$M_{{Fe}_{2} O_{3}} = 160 \frac{g}{mol}$

Krok $2 .$ Układamy proporcję dla pierwszego równania reakcji – obliczamy masę otrzymanego ${FeCl}_{3}$ :

2 Fe + 3 {Cl}_{2} \to 2 {FeCl}_{3}

2 mole Fe — 3 mole {FeCl}_{3}

112 g Fe — 325 g {FeCl}_{3}

0,7 g — x

x = 2,03 g {FeCl}_{3}

Krok $3 .$ Układamy proporcję dla drugiego równania reakcji – obliczamy masę otrzymanego $Fe {(OH)}_{3}$ :

{FeCl}_{3} + 3 NaOH \to Fe {(OH)}_{3} + 3 NaCl

1 mol {FeCl}_{3} — 1 mol Fe {(OH)}_{3}

162,5 g {FeCl}_{3} — 107 g Fe {(OH)}_{3}

2,03 g — y

y = 1,34 g Fe {(OH)}_{3}

Krok $4 .$ Układamy proporcję dla trzeciego równania reakcji – obliczamy masę otrzymanego ${Fe}_{2} O_{3}$ :

2 Fe {(OH)}_{3} \to {Fe}_{2} O_{3} + 3 H_{2} O

2 mole Fe {(OH)}_{3} — 1 mol {Fe}_{2} O_{3}

214 g Fe {(OH)}_{3} — 160 g {Fe}_{2} O_{3}

1,34 g — z

z = 1 g {Fe}_{2} O_{3}

Krok $5 .$ Obliczamy wydajność całego procesu:

W = \frac{m_{r}}{m_{t}} \cdot 100 %

W = \frac{0,7 g}{1 g} \cdot 100 % = 70 %

Wydajność całego procesu wynosi $70 %$ .

Symulacja interaktywna

Dla nauczyciela