Trzymaj masę, ilość substancji i stężenie osobno
Masa opisuje próbkę w jednostkach takich jak gramy. Ilość substancji w molach liczy drobiny przez jednostkę mol. Stężenie molowe wiąże ilość substancji rozpuszczonej z końcową objętością roztworu. Te wielkości się łączą, ale nie są zamiennymi danymi.
Dla próbki o masie m i masie molowej M, n = m/M. Przy podanej masie molowej 58,5 g/mol, 11,7 g odpowiada 11,7/58,5 = 0,200 mol. Trzymaj substancję i jednostki przy obliczeniu, żeby ilość substancji dotyczyła właściwej substancji.
Oblicz stężenie molowe z końcowej objętości roztworu
Stężenie molowe c = n/V, gdy n jest w molach, a V to końcowa objętość roztworu w litrach. Przerobiony przykład bierze 0,50 mol w 2,0 L i daje 0,25 mol/L. Jeśli 0,060 mol jest w 300 mL roztworu, zamień 300 mL na 0,300 L, a potem oblicz 0,060/0,300 = 0,20 mol/L.
Nie zastępuj końcowej objętości roztworu ilością dodanego rozpuszczalnika, chyba że to zadanie ustala taką zależność. Przy stałej ilości substancji rozpuszczonej podwojenie objętości końcowej zmniejsza stężenie molowe o połowę. Ta prognoza pomaga sprawdzić, czy ta liczba ma sens, obok samego rachunku.
Uzgadniaj współczynnikami, zostawiając wzory
Weź przygotowane równanie reakcji N₂ + H₂ → NH₃. Postaw 2 przed NH₃, żeby po obu stronach były dwa atomy azotu, potem 3 przed H₂, żeby po obu stronach było sześć atomów wodoru. Uzgodnione równanie reakcji to N₂ + 3H₂ → 2NH₃. Policz każdy pierwiastek, żeby sprawdzić wynik.
Zmiana NH₃ na NH₂ zmieniłaby przedstawioną substancję. Uzgadniaj przez zmianę współczynników, a indeksy zostaw bez zmian. Współczynnik mnoży cały wzór: 2NH₃ to dwa atomy azotu i sześć atomów wodoru przy liczeniu cząsteczek.
Użyj uzgodnionego równania reakcji jako zależności molowej
Dla N₂ + 3H₂ → 2NH₃ jeden mol N₂ reaguje z trzema molami H₂ i odpowiada dwóm molom NH₃. Jeśli 0,40 mol N₂ przereaguje całkowicie z wodorem w nadmiarze, teoretyczna ilość substancji NH₃ to 0,40 × 2 = 0,80 mol. To stosunek molowy, nie stosunek mas.
Obliczenie teoretyczne zakłada warunki podane w zadaniu, w tym to, który reagent ogranicza reakcję. Wydajność rzeczywista może być niższa. Gdy przeliczasz ilość substancji produktu na masę, użyj masy molowej tego produktu po zastosowaniu stosunku molowego.
Wskaż reagent ograniczający z tego równania
Załóż, że do tego samego równania reakcji jest 0,40 mol N₂ i 0,90 mol H₂. Azot potrzebowałby 1,20 mol H₂, żeby przereagować w całości, ale jest tylko 0,90 mol. Wodór ogranicza reakcję. Teoretycznie może dać 0,90 × (2/3) = 0,60 mol NH₃.
Możesz też obliczyć możliwą ilość substancji produktu z każdego reagentu i wybrać mniejszy wynik. Samo porównanie początkowych ilości substancji w molach nie wystarcza, bo współczynniki się różnią. Tutaj 0,90 mol H₂ zużywa 0,30 mol N₂ i zostaje 0,10 mol N₂ w tym wyidealizowanym obliczeniu.
Napisz, co opisuje wynik liczbowy
Końcowa odpowiedź powinna nazwać substancję albo roztwór, wielkość i jednostkę. Odróżniaj mol od mol/L i gramy od moli. Trzymaj się polecenia o cyfrach znaczących i zaokrągleniu w tym zadaniu, a w obliczeniach pośrednich zostaw wystarczająco dużo cyfr.
Jeśli wynik wygląda źle, najpierw sprawdź wzór, objętość końcową, uzgodnione współczynniki i drogę przeliczenia. Zapytaj Lirno o najwcześniejszą niejasną zależność. Te przykłady pomagają przy zadaniach pisemnych; doświadczenia praktyczne rób według procedur zatwierdzonych w twojej klasie i pod opieką.
Przejdź od masy do ilości substancji produktu osobnymi krokami
Dla przygotowanej reakcji 2Mg + O₂ → 2MgO załóż, że 4,8 g magnezu reaguje całkowicie z nadmiarem tlenu. Użyj podanych zaokrąglonych mas molowych: Mg = 24 g/mol i MgO = 40 g/mol. Najpierw przelicz masę magnezu na ilość substancji: 4,8/24 = 0,20 mol. Uzgodnione równanie reakcji ma stosunek 2:2, więc wychodzi 0,20 mol MgO.
Przelicz liczbę moli produktu z powrotem na masę: 0,20 × 40 = 8,0 g MgO. Produkt waży więcej niż sam magnez, ponieważ zawiera także tlen. Przy tych zaokrąglonych wartościach do produktu wchodzi 3,2 g tlenu i zachodzi równość 4,8 + 3,2 = 8,0 g. Jeśli w zadaniu podano inne masy atomowe, użyj właśnie ich. Nie mieszaj wartości zaokrąglonych z dokładniejszymi w trakcie obliczeń.
