1. De evenwichtige chemische vergelijking

* Begin met een evenwichtige chemische vergelijking. Deze vergelijking toont de exacte verhouding van moleculen (of mol) die bij de reactie betrokken zijn.

* Voorbeeld:

2 H₂ + O₂ → 2 H₂o

Deze vergelijking vertelt ons:2 mol waterstofgas (H₂) reageren met 1 mol zuurstofgas (O₂) om 2 mol water (H₂o) te produceren.

2. Mol en molaire massa

* mol: De mol is de SI -eenheid voor de hoeveelheid substantie. Eén mol bevat 6,022 x 10²³ deeltjes (atomen, moleculen, enz.).

* Molaire massa: De molaire massa van een stof is de massa van één mol van die stof. Het wordt meestal uitgedrukt in gram per mol (g/mol). U kunt molaire massa's vinden op het periodieke tabel.

3. Berekenen van massa's

Stap 1:Bekende hoeveelheden omzetten in mol

* Als u de massa van een reactant of product krijgt: Verdeel de gegeven massa door de molaire massa van die stof om het aantal mol te krijgen.

Stap 2:Gebruik de molverhouding van de gebalanceerde vergelijking

* De coëfficiënten in de gebalanceerde vergelijking vertegenwoordigen de molverhouding. In de bovenstaande vergelijking is de molverhouding van H₂ tot H₂o bijvoorbeeld 2:2 (of vereenvoudigd, 1:1).

* Bereken de mol van de gewenste stof met behulp van de molverhouding. Als u de mol van één stof kent, kunt u de mol van een andere stof vinden die bij de reactie betrokken is.

Stap 3:Converteer mol terug naar massa

* Vermenigvuldig het aantal mol van de gewenste stof met zijn molaire massa om zijn massa in gram te vinden.

Voorbeeld:

Probleem: Hoeveel gram water (H₂o) worden geproduceerd wanneer 10 gram waterstofgas (H₂) volledig reageert met zuurstof?

Oplossing:

1. Molaire massa's:

* H₂ =2.016 g/mol

* O₂ =32,00 g/mol

* H₂o =18.015 g/mol

2. mol H₂:

* 10 g H₂ / 2.016 g / mol =4,96 mol H₂

3. mol h₂o:

* Uit de evenwichtige vergelijking, 2 mol H₂ =2 mol H₂o, dus we hebben 4,96 mol H₂o geproduceerd.

4. Massa van H₂o:

* 4.96 Mol H₂o * 18.015 g/mol =89,34 g H₂o

belangrijke overwegingen

* Beperking van reactant: In veel reacties zal de ene reactant volledig voor de andere worden opgebruikt. Dit is de beperkende reactant en het bepaalt de maximale hoeveelheid product die kan worden gevormd.

* Percentage opbrengst: De theoretische opbrengst is de maximale hoeveelheid product die kan worden gevormd op basis van de stoichiometrie. De werkelijke opbrengst is de hoeveelheid product die daadwerkelijk in het experiment is verkregen. Het percentage opbrengst wordt berekend als (werkelijke opbrengst / theoretische opbrengst) * 100%.

* nevenreacties: Sommige reacties produceren ongewenste bijproducten, die de opbrengst van het gewenste product kunnen beïnvloeden.

Laat het me weten als je een specifieke reactie hebt, zou je willen doorwerken!