Jag vet inte om jag tänkte rätt men jag tänker att jag jämför hur många mol syrgas det behövs för att all ammoniak ska reagera. Då får jag:
1. n(O2)=5/4n(NH3)=2,5 mol (7,5 mol syrgas kvar)
2. n(O2)=7/4n(NH3)=3,5 mol (6,5 mol syrgas kvar)

Utgående från det borde väl all ammoniak ha kunnat reagera? I alla fall i det första fallet. Men jag förstår inte riktigt tankesättet i uppgiften. Man ska väl inte lägga ihop de två reaktionerna till en, utan bara jämföra dem med varandra?

Man behöver nog inte tro att det är en jämvikt - det underlättar betydligt!

Antag att x mol ammoniak reagerar enligt formel 1. Då reagerar 2-x mol enligt formel 2. Hur mycket ssyre reagerar, och hur mycket finns kvar? När du har uttrycket för hur mycket syrgas som finns kvar, kan du sätta det = 6,75 mol och beräkna x. Sedan borde det gå att beräkna hur många mol NO som har bildats.

Nja, inte riktigt. Det bygger i så fall på antagandet att båda reaktionerna sker i samma omfattning, men det finns ingenting i uppgiften som säger att det är så. Det skulle lika gärna kunna vara så att 90 % av all NH3 reagerar enligt reaktion 1. Ska man lägga ihop reaktionerna så får man göra såhär:

   X*(4NH3 + 5O2 --> 4NO + 6H2O)
+ Y*(4NH3 + 7O2 --> 4NO2 + 6H2O)
_____________________________________________________
(4X+4Y) NH3 + (5X+7Y) O2 --> 4X NO + 4Y NO2 + (6X+6Y) H2O

X och Y är alltså två parametrar man kan införa för att vikta ihop reaktionerna utan antagandet att båda reaktionerna sker i samma utsträckning. Eftersom vi antar att det inte är en jämvikt och att all NH3 har reagerat (dvs syre är i överskott i början) så kan vi också bestämma X och Y enligt följande:

5X+7Y=3,25  Dvs mängden syre som har reagerat.
4X+4Y=2   Dvs mängden ammoniak som har reagerat.

Vi har nu ett ekvationssystem med två okända och två ekvationer. Systemet går att lösa och har lösningen X=0,125 och Y=0,375. Eftersom det bildas 4X mol NO så innebär det 4*0,125=0,50 mol.

Senast redigerat av Teraeagle (2016-02-17 12:16)