Mængdeberegning

Forstå kemiske mængdeberegninger. Vi gennemgår alt det, du behøver at vide om mængdeberegning på Kemi C, Kemi B, Kemi A og Biotek A.

Kompendiet hjælper dig blandt andet med at forstå følgende:

Alle begreberne forklares gennem letforståelige eksempler.

Her ser du et uddrag fra siden om ækvivalente mængder:

Når man skal vurdere om, man har blandet reaktanterne i ækvivalente mængder, skal man altid gøre det ved at sammenligne stofmængderne af reaktanterne. Det vil sige, du bliver nødt til at vide, hvor mange mol, du har af hver reaktant. En klassisk fejl er, at man tror, at man ud fra masserne af reaktanterne kan vurdere om mængderne er ækvivalente.

Som eksempel betragter vi denne afstemte reaktion:

$\mathbf{2}\mathrm{H_2}+\mathbf{1}\mathrm{O_2}\rightarrow \mathbf{2}\mathrm{H_2O}$

Vi siger, du har blandet 4 gram H₂ med 2 gram O₂:

	2H₂	+	1O₂	→	2H₂O
Masse	4 g		2 g
Molarmasse
Stofmængde

Man kunne godt tro, at 4 gram H₂ ville være ækvivalent med 2 gram O₂, men det er det bare ikke, for gram kan ikke bruges til at vurdere ækvivalente mængder. Man bliver nødt til at omregne fra gram til mol. Vi bestemmer først molarmasserne for H₂ og for O₂:

$\mathrm{M(H_2)}=2\cdot 1,008\ \mathrm{\frac{g}{mol}}=2,016\ \mathrm{\frac{g}{mol}}$

$\mathrm{M(O_2)}=2\cdot 16,00\ \mathrm{\frac{g}{mol}}=32,00\ \mathrm{\frac{g}{mol}}$

	2H₂	+	1O₂	→	2H₂O
Masse	4 g		2 g
Molarmasse	2,016 g/mol		32,00 g/mol
Stofmængde

Vi bestemmer nu stofmængderne for H₂ og O₂ med denne formel:

$\mathrm{n}=\mathrm{\frac{m}{M}}$

Vi indsætter tallene:

$\mathrm{n(H_2)}=\mathrm{\frac{4\ g}{2,016\ \frac{g}{mol}}}=1,984\ \mathrm{mol}$

$\mathrm{n(O_2)}=\mathrm{\frac{2\ g}{32,00\ \frac{g}{mol}}}=0,0625\ \mathrm{mol}\$

	2H₂	+	1O₂	→	2H₂O
Masse	4 g		2 g
Molarmasse	2,016 g/mol		32,00 g/mol
Stofmængde	1,984 mol		0,0625 mol

Vi undersøger nu forholdet mellem stofmængden af H₂ og stofmængden af O₂:

$\mathrm{\frac{n(H_2)}{n(O_2)}}=\mathrm{\frac{1,984\ \mathrm{mol}}{0,0625\ \mathrm{mol}}}=31,7$

Vi har altså 31,7 gange så stor en stofmængde af H₂ som af O₂, og da forholdet burde være 2:1, kan vi konkludere, at vi ikke har ækvivalente mængder.

Når vi har ikke-ækvivalente mængder, vil der være et af stofferne, der er for meget af, og et af stofferne, der er for lidt af. Det stof, der er for meget af, siger man på kemisprog er i overskud. Det stof, der er for lidt af, kalder man for den begrænsende faktor. I ovenstående eksempel er det H₂ som er i overskud, mens O₂ er den begrænsende faktor. Med andre ord vil O₂ altså på et tidspunkt slippe op, hvorefter reaktionen stopper, mens der stadig vil være en del H₂ tilbage.

Tag udgangspunkt i den reaktant, som er den begrænsende faktor

Selvom du er kommet frem til, at du har ikke-ækvivalente mængder, kan du godt blive bedt om at bestemme, hvor meget produkt, der bliver dannet:

	2H₂	+	1O₂	→	2H₂O
Masse	4 g		2 g
Molarmasse	2,016 g/mol		32,00 g/mol
Stofmængde	1,984 mol		0,0625 mol		?

Hvis du skal bestemme, hvor meget produkt, der dannes, skal du tage udgangspunkt i den begrænsende faktor, i dette tilfælde ..

[41]

Bedømmelser

05-06-2023
Givet af 3.g'er på STX
Korte og overskuelige forklaringer af begreber. Nemt at danne sig et overblik og forstå svære ting.
11-06-2023
Givet af 1.g'er på STX
Det står rigtig godt og er til at forstå, men nogle ting må gerne uddybes bedre.
14-08-2023
Givet af 3.g'er på STX
Dejlig til når min lige er begyndt på sit tredje år af Kemi A
30-03-2023
Givet af Lærerstuderende på 4. år
Ville være rart at have en forklaring på hvad an idealgas er.
Tak for feedback. Den klassiske idealgasligning antager, at hver gaspartikel har et forsvindende lille volumen, og at der kun er ret begrænset interaktion mellem de enkelte gaspartikler. Det medfører også, at idealgasligningen er en rigtig god model når gaspartiklerne kun fylder lidt, og når den 'kasse' som de bevæger sig rundt i er ret stor. Omvendt er idealgasligningen så en mindre god model, når gaspartiklerne fylder meget og 'kassen' er lille. Van der Waals har lavet en modificeret idealgasligning, der netop tager højde for dette. Van der Waals-udgaven er en mere rigtig model, men den er til gengæld også mere kompliceret at anvende. Hvis du vil mere i dybden med emnet, anbefaler jeg, at du dykker ned i Van der Waals-udgaven, da den netop illustrerer antagelserne omkring ideale gasser. Viden om hvad en ideal gas er, er ikke normalt gymnasiepensum, og derfor har vi ikke inkluderet det i dette kompendium. Du har ret i, at det kunne være godt med en kort beskrivelse af, hvad en ideal gas er, men det forudsætter også, at det kan gøres på simpel og pædagogisk vis, så det ikke forstyrrer for meget i kompendiet. Det er noget, jeg vil overveje! Mange hilsner, Studienets Kemiredaktør
Givet af: Studienet.dk redaktionen