Hold masse, stoffmengde og konsentrasjon adskilt
Masse beskriver prøven i enheter som gram. Stoffmengde i mol teller partikler gjennom molenheten. Stoffmengdekonsentrasjon knytter mengden oppløst stoff til løsningens sluttvolum. Størrelsene henger sammen, men kan ikke brukes om hverandre som inndata.
For en prøve med masse m og molar masse M er n = m/M. Med en oppgitt molar masse på 58,5 g/mol tilsvarer 11,7 g en stoffmengde på 11,7/58,5 = 0,200 mol. Behold stoffet og enhetene i beregningen, slik at stoffmengden gjelder riktig kjemisk art.
Beregn molaritet fra løsningens sluttvolum
Stoffmengdekonsentrasjon er c = n/V når n er i mol og V er løsningens sluttvolum i liter. Det gjennomarbeidede eksemplet bruker 0,50 mol i 2,0 L, som gir 0,25 mol/L. Hvis 0,060 mol finnes i 300 mL løsning, regner du 300 mL om til 0,300 L og beregner deretter 0,060/0,300 = 0,20 mol/L.
Ikke erstatt løsningens sluttvolum med mengden løsemiddel som tilsettes, med mindre oppgaven fastslår denne sammenhengen. Ved fast stoffmengde oppløst stoff halveres molariteten når sluttvolumet dobles. Denne forutsigelsen er en nyttig kontroll av størrelsesordenen ved siden av regningen.
Balanser med koeffisienter og behold formlene
Se på den utarbeidede reaksjonslikningen N₂ + H₂ → NH₃. Sett 2 foran NH₃ for å få to nitrogenatomer på hver side, og deretter 3 foran H₂ for å få seks hydrogenatomer på hver side. Den balanserte reaksjonslikningen er N₂ + 3H₂ → 2NH₃. Tell hvert grunnstoff for å kontrollere resultatet.
Å endre NH₃ til NH₂ ville endre stoffet som vises. Balanser ved å endre koeffisientene og beholde indeksene. En koeffisient multipliserer hele formelen: 2NH₃ representerer to nitrogenatomer og seks hydrogenatomer i en molekyltelling.
Bruk den balanserte reaksjonslikningen som et molforhold
For N₂ + 3H₂ → 2NH₃ reagerer ett mol N₂ med tre mol H₂ og tilsvarer to mol NH₃. Hvis 0,40 mol N₂ reagerer fullstendig med hydrogen i overskudd, er den teoretiske stoffmengden NH₃ lik 0,40 × 2 = 0,80 mol. Dette er et molforhold, ikke et masseforhold.
En teoretisk beregning forutsetter betingelsene oppgaven oppgir, inkludert hvilken reaktant som begrenser reaksjonen. Det faktiske utbyttet kan være lavere. Når du regner om produktets stoffmengde til masse, bruker du produktets molare masse etter at molforholdet er brukt.
Finn en begrensende reaktant for samme reaksjon
Anta at 0,40 mol N₂ og 0,90 mol H₂ er tilgjengelig for samme reaksjon. Nitrogenet ville trenge 1,20 mol H₂ for å reagere fullstendig, men bare 0,90 mol er tilgjengelig. Hydrogen begrenser reaksjonen. Det kan teoretisk produsere 0,90 × (2/3) = 0,60 mol NH₃.
Du kan også beregne mulig stoffmengde av produktet fra hver reaktant og velge det minste resultatet. Det er ikke nok å sammenligne startmengdene i mol direkte fordi koeffisientene er ulike. Her forbruker 0,90 mol H₂ 0,30 mol N₂, og etterlater 0,10 mol N₂ i denne idealiserte beregningen.
Oppgi hva tallsvaret beskriver
Et endelig svar bør navngi stoffet eller løsningen, størrelsen og enheten. Skill mol fra mol/L og gram fra mol. Følg oppgavens instruksjoner for gjeldende sifre og avrunding, og behold nok sifre i mellomregningene.
Hvis resultatet virker feil, kontroller først formelen, sluttvolumet, de balanserte koeffisientene og omregningsveien. Spør Lirno om den første uklare sammenhengen. Eksemplene støtter skriftlige lekser; praktiske forsøk følger godkjente prosedyrer og veiledning i faget ditt.
Gå fra masse til produktets stoffmengde i separate steg
For den utarbeidede reaksjonen 2Mg + O₂ → 2MgO antar vi at 4,8 g magnesium reagerer fullstendig med oksygen i overskudd. Bruk de oppgitte avrundede molare massene Mg = 24 g/mol og MgO = 40 g/mol. Regn først magnesiummassen om til stoffmengde: 4,8/24 = 0,20 mol. Den balanserte reaksjonslikningen har et forhold på 2:2, så dette gir 0,20 mol MgO.
Regn produktets stoffmengde tilbake til masse: 0,20 × 40 = 8,0 g MgO. Produktet veier mer enn magnesiumet alene fordi oksygen bidrar med masse. Med disse avrundede verdiene tas 3,2 g oksygen opp, og 4,8 + 3,2 = 8,0 g. Bruk atommassene i oppgaven din hvis de er annerledes; ikke bland avrundede og mer presise verdier underveis.
