Hur man använder Stoichiometry

Alla kemiska reaktioner (och därmed alla kemiska ekvationer) måste balanseras. Materia kan inte skapas eller förstöras, så de produkter som härrör från en reaktion måste motsvara reagenserna som deltar, även om de är ordnade olika. Stoichiometry är den teknik som kemister använder för att säkerställa att en kemisk ekvation är perfekt balanserad. Stoichiometry är halv matematik och halv kemikalie, och fokuserar på den enkla principen som just nämnts: principen att ämnet aldrig kommer förstörd varken skapad under en reaktion. Se steg 1 nedan för att komma igång!

Del 1
Lär dig grunderna

Lär dig att känna igen delarna av en kemisk ekvation. Stoichiometriska beräkningar kräver förståelse för några grundläggande kemiprinciper. Det viktigaste är konceptet av kemisk ekvation. En kemisk ekvation är i princip ett sätt att representera en kemisk reaktion i form av bokstäver, siffror och symboler. I alla kemiska reaktioner, en eller flera reagens de reagerar, kombinerar eller på annat sätt omvandlar för att bilda en eller flera producera. Tänk på reagenser som jag "basmaterial" och till produkter som "slutresultat" av en kemisk reaktion. För att representera en reaktion med en kemisk ekvation, från vänster skriver vi först våra reagenser (separerar dem med tecken på tillsats), då skriver vi tecknet av ekvivalens (i enkla problem använder vi vanligtvis en pil som pekar åt höger) Slutligen skriver vi produkterna (på samma sätt som vi skrev reagenserna).

Till exempel, här är en kemisk ekvation: HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O. Denna kemiska ekvation berättar att två reagenser, HNO₃ och KOH kombinerar för att bilda två produkter, KNO₃ och H₂O.
Observera att pilen i mitten av ekvationen bara är en av ekvivalenssymbolerna som används av kemiker. En annan ofta används symbol består av två pilar ordnade horisontellt över varandra som pekar i motsatta riktningar. För enkel stoichiometris skull spelar det ingen roll vilken symbol för ekvivalens som används.

Använd koefficienterna för att specificera mängderna av olika molekyler i ekvationen. I ekvationen i föregående exempel har alla reagens och produkter använts i ett förhållande av 1: 1. Det innebär att vi använde en enighet av varje reagens för att bilda en enighet av varje produkt. Men saker är inte alltid så här. Ibland innehåller exempelvis en ekvation mer än ett reagens eller en produkt, i själva verket är det inte ovanligt att någon förening i ekvationen används mer än en gång. Detta representeras med hjälp av koefficienter, det vill säga hela tal bredvid reagenserna eller produkterna. Koefficienterna anger antalet av varje molekyl som produceras (eller används) i reaktionen.

Låt oss undersöka ekvationen relaterad till förbränning av metan: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O. Notera koefficienten "2" bredvid O₂ och H₂O. Denna ekvation berättar för oss att en molekyl av CH₄ och två ELLER₂ de bildar en CO_{2 e två H}₂O.

Det är möjligt "distribuera" produkterna i ekvationen. Visst vet du väl fördelningsegenskapen för multiplikation-a (b + c) = ab + ac. Samma egenskap är i huvudsak giltig även i kemiska ekvationer. Om du inom en ekvation multiplicerar summan med en numerisk konstant får du en ekvation som, men inte längre uttryckt i enkla termer, fortfarande är giltig. I det här fallet måste du multiplicera varje konstant koefficient i sig (men aldrig de abonnerade numren, som uttrycker mängden atomer inom den enkla molekylen). Denna teknik kan vara användbar i vissa avancerade stökiometriska ekvationer.

Till exempel, om vi betraktar ekvationen i vårt exempel (CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O) och multiplicera med 2 får vi 2CH₄ + 4O₂ → 2CO₂ + 4H₂O. Med andra ord multiplicerar vi koefficienten för varje molekyl med 2, så att molekylerna närvarande i ekvationen är dubbelt så stora som den ursprungliga ekvationen. Eftersom de ursprungliga proportionerna är oförändrade är denna ekvation fortfarande gällande.

Det kan vara användbart att tänka på molekyler utan koefficienter som om de hade en implicit koefficient på "1". Således, i den ursprungliga ekvationen i vårt exempel, CH₄ blir 1CH₄ och så vidare.

Del 2
Balansera en ekvation med stoichiometrin

Sätt ekvationen skriftligt. De tekniker som används för att lösa stökiometrisk problem liknar dem som används för att lösa matematiska problem. För alla kemiska ekvationer, förutom de enklare, betyder det vanligtvis att det är svårt, om inte nästan omöjligt, att utföra stökiometriska beräkningar i åtanke. Så, för att börja, skriv ekvationen (lämnar tillräckligt med utrymme för att utföra beräkningarna).

Låt oss exempelvis överväga ekvationen:H₂sÅ₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂

Kontrollera om ekvationen är balanserad. Innan du börjar med att balansera en ekvation med stökiometriska beräkningar, vilket kan ta lång tid, är det lämpligt att snabbt kontrollera om ekvationen faktiskt gör behöva att balansera Eftersom en kemisk reaktion aldrig kan skapa eller förstöra materia, är en given ekvation obalanserad om antalet (och typen) av atomer på varje sida av ekvationen inte matchar perfekt.

Låt oss kolla om ekvationen i exemplet är balanserad. För att göra detta lägger vi till antalet atomer av varje typ vi hittar i var och en av sidorna av ekvationen.

Till vänster om pilen har vi: 2 H, 1 S, 4 O och 1 Fe.

Till höger om pilen har vi: 2 Fe, 3 S, 12 O och 2 H.

Mängderna av järn, svavel och syreatomer är olika, så ekvationen är definitivt obalanserad. Stoichiometry hjälper oss att balansera det!

Först och främst balansera alla komplexa joner (polyatomiska). Om en polyatomisk jon (bestående av mer än en atom) uppträder på båda sidor av ekvationen i reaktionen som ska balanseras är det vanligtvis en bra idé att börja balansera dessa i samma passage. För att balansera ekvationen multiplicera koefficienterna för motsvarande molekyler i en (eller båda) av ekvationssidorna med heltal så att jonatom eller funktionell grupp du behöver balansera är närvarande i samma mängd på båda sidor av `ekvation.

Det är mycket lättare att förstå med ett exempel. I vår ekvation, H₂sÅ₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂, sÅ₄ Det är den enda polyatomiska jonen närvarande. Eftersom det förekommer på båda sidor av ekvationen kan vi balansera hela jonen, snarare än de enskilda atomen.

Det finns 3 SO₄ till höger om pilen och endast 1 SO₄ till vänster. Så att balansera SO₄, vi skulle vilja multiplicera molekylen kvar i ekvationen som SO₄ det är en del av 3, så här: 3H₂sÅ₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂

Någon metallbalans. Om ekvationen innehåller metallelement, kommer nästa steg att balansera dessa exakt. Multiplicera alla metallatomer eller metallinnehållande molekyler med heltalskoefficienter så att metallerna uppträder på båda sidor av ekvationen i samma antal. Om du inte är säker på att atomer är metaller, kontakta ett periodiskt bord: Vanligtvis är metallerna till vänster om gruppen (kolumn) 12 / IIB utom H och elementen längst ner till vänster på delen "kvadrat" till höger om bordet.

I vår ekvation, 3H₂sÅ₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂, Fe är den enda metallen, så det är vad vi måste balansera på detta stadium.

Vi hittar 2 Fe på ekvations högra sida och endast 1 Fe på vänster sida, så vi ger Fe på vänster sida av ekvationen koefficienten 2 för att balansera den. Vid denna tidpunkt blir vår ekvation: 3H₂sÅ₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂

Balansera icke-metalliska element (förutom syre och väte). I nästa steg balanserar du alla icke-metalliska element i ekvationen, förutom väte och syre, som i allmänhet är balanserade sist. Denna del av balanseringsprocessen är lite nebulous, eftersom de exakta icke-metalliska elementen i ekvationen varierar mycket beroende på vilken typ av reaktion som ska utföras. Exempelvis kan organiska reaktioner ha ett stort antal C, N, S och P molekyler som behöver balanseras. Balansera dessa atomer på det sätt som beskrivits ovan.

Ekvationen i vårt exempel (3H₂sÅ₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂) innehåller kvantiteter S, men vi har redan balanserat det när vi har balanserat de polyatomiska joner som jag är med. Så vi kan hoppa över det här steget. Det är värt att notera att många kemiska ekvationer inte kräver att varje steg i balanseringsprocessen som beskrivs i denna artikel utförs.

Balansera syret. I nästa steg balanserar du eventuella syreatomer i ekvationen. Vid balansering av kemiska ekvationer lämnas atomerna av O och H generellt i slutet av processen. Detta beror på att de sannolikt kommer att dyka upp i mer än en molekyl i båda delarna av ekvationen, vilket kan göra det svårt att veta hur man ska börja innan du har balanserat de andra delarna av ekvationen.

Lyckligtvis, i vår ekvation, 3H₂sÅ₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂, Vi har redan balanserat syre före, när vi har balanserat de polyatomiska jonerna.

Balansera väte. Slutligen slutar balanseringsprocessen med några H-atomer som kan ha kvar. Ofta men uppenbarligen inte alltid kan detta innebära att en koefficient förenas med en väte-diatomisk molekyl (H₂) baserat på antalet H närvarande på den andra sidan av ekvationen.

Detta är fallet med ekvationen i vårt exempel 3H₂sÅ₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂.

Vid denna tidpunkt har vi 6 H i vänster sida av pilen och 2 H på höger sida, så vi ger till H₂ i pilens högra sida koefficienten 3 för att balansera antalet H. På denna punkt är vi med 3H₂sÅ₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂

Kontrollera om ekvationen är balanserad. Efter avslutning ska du gå tillbaka och kontrollera om ekvationen är balanserad. Du kan göra det precis som du gjorde i början när du upptäckte att ekvationen var obalanserad: lägga till alla atomer som finns i båda ekvationsmedlemmarna och kontrollera om de matchar.

Låt oss kolla om vår ekvation, 3H₂sÅ₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂, det är balanserat.

Till vänster har vi: 6 H, 3 S, 12 O och 2 Fe.

Till höger finns det: 2 Fe, 3 S, 12 O och 6 H.

Du gjorde det! Ekvationen är balanserad.

Balansera alltid ekvationerna genom att endast ändra koefficienterna, inte delnumren. Ett vanligt misstag, som är typiskt för studenter som just börjat studera kemi, är att balansera ekvationen genom att ändra siffror index av de molekyler som finns i den, i stället för jag koefficienter. På detta sätt skulle det inte förändra antalet molekyler som är involverade i reaktionen, men själva molekylernas sammansättning, vilket alstrar en reaktion som är helt annorlunda än den startande. För att vara tydlig, under utförandet av en stökiometrisk beräkning kan du bara modifiera de stora siffrorna till vänster om varje molekyl, men aldrig den minsta skrivna mellan.

Antag att vi vill försöka balansera Fe i vår ekvation med denna felaktiga inställning. Vi kunde undersöka ekvationen som studerades tidigare (3H₂sÅ₄ + Fe → Fe₂(SO₄)₃ + H₂) och tänka: "det finns två Fe till höger och en till vänster, så jag måste ersätta den till vänster med Fe ₂".

Vi kan inte göra det, för det här skulle förändra själva reagenset. Fe₂ det är inte den enkla Fe, men en helt annan molekyl. Dessutom, eftersom järn är en metall, kan den aldrig skrivas i en diatomisk form (Fe₂) eftersom detta skulle innebära att det skulle vara möjligt att hitta den i diatomiska molekyler, ett tillstånd i vilket vissa element återfinns i gasformigt tillstånd (till exempel H₂, ELLER₂, etc.), men inte metallerna.

Del 3
Använd balanserade ekvationer i praktiska tillämpningar

Använd stökiometri för Del_1: _Individual_the_Reagent_Limitante_sub hitta det begränsande reagenset i en reaktion. Att balansera en ekvation är bara det första steget. Exempelvis kan man, efter att ha balanserat ekvationen med stökiometri, användas för att bestämma vad reagenset är begränsande. De begränsande reagensema är i huvudsak de reagens som är "ut" Först: När dessa är uttömda, slutar reaktionen.

För att hitta det begränsande reagenset i den nybalanserade ekvationen multiplicera mängden av varje reagens (i mol) med förhållandet mellan produktkoefficienten och reagenskoefficienten. Detta gör det möjligt att hitta den mängd produkt som varje reagens kan producera: det reagenset som producerar minsta mängd produkt är det begränsande reagenset.

Parte_2: _Calcolare_la_Resa_Teorica_sub Använd stökiometrin för att bestämma den mängd produkt som genereras. Efter att ha balanserat ekvationen och bestämma det begränsande reagenset, försök förstå hur Det kommer att vara en produkt av din reaktion, bara veta hur du använder svaret i erhållet prioritet för att hitta ditt begränsande reagens. Detta innebär att mängden (i mol) för en given produkt hittas genom att multiplicera mängden av det begränsande reagenset (i mol) med förhållandet mellan produktkoefficienten och reagenskoefficienten.

Använd balanserade ekvationer för att skapa reaktionsomvandlingsfaktorer. En balanserad ekvation innehåller de korrekta koefficienterna för varje förening närvarande i reaktionen, information som kan användas för att omvandla nästan varje mängd närvarande i reaktionen till en annan. Använd koefficienterna för de föreningar som finns i reaktionen för att inrätta ett omvandlingssystem som tillåter att beräkna ankomstmängden (vanligtvis i mol eller gram produkt) från en startkvantitet (vanligtvis i mol eller gram reagens).

Till exempel använder vi vår balanserade ekvation (3H₂sÅ₄ + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂) för att bestämma hur många mol Fe₂(SO₄)₃ de teoretiskt produceras av en massa av 3H₂sÅ₄.

Låt oss titta på koefficienterna för den balanserade ekvationen. Det finns 3 mol H₂sÅ₄ för varje mol Fe₂(SO₄)₃. Således sker omvandlingen enligt följande:

1 mol H₂sÅ₄ × (1 mol Fe₂(SO₄)₃) / (3 mol H₂sÅ₄) = 0,33 mol Fe₂(SO₄)₃.

Observera att de erhållna kvantiteterna är korrekta eftersom nämnaren av vår konverteringsfaktor avbryts med produktens startenheter.