Kémiai egyenletrendező és sztöchiometria

Kémiai egyenletek rendezése Gauss-eliminációval, sztöchiometriai mennyiségek számítása, határoló reagensek megtalálása, százalékos hozam kiszámítása és reakciótípusok azonosítása. Még: Periódusos rendszer | Moláris tömeg.

Kémiai egyenlet megadása =-jellel elválasztva (pl. Fe + O2 = Fe2O3, H2 + O2 = H2O, C3H8 + O2 = CO2 + H2O).

Működés: az egyenletrendező minden oldalon megszámolja az atomokat, együtthatómátrixot épít, és Gauss-eliminációval oldja meg a legkisebb egész együtthatókat. A sztöchiometriai számológép minden anyag moláris tömegét használja a tömeg és a mólok közötti átváltáshoz.
Mi az a kiegyenlített kémiai egyenlet?

A kémiai egyenlet atomokban írt recept. A tömegmegmaradás törvénye szerint atomok nem keletkeznek és nem vesznek el a reakcióban, így a bal és a jobb oldalnak pontosan ugyanazokat az atomokat kell számba vennie — a rendezés az a könyvelés, amely ezt kikényszeríti. Az egyes képletek elé írt nagy számok (az együtthatók) azok a tekerőgombok, amelyeket addig állítunk, amíg minden elem száma egyezik: a rozsdásodó vas 4 Fe + 3 O2 = 2 Fe2O3-t igényel, nem 1 + 1 = 1-et. A rendezés tiszta algebra, ezért az oldal Gauss-eliminációval oldja meg, majd minden elemet újraszámol, hogy megmutassa a Bal = Jobb egyenlőséget. A törtegyütthatók a termokémiában jogosak (reakciómólonként); a laboratóriumi receptek az egészet megszorozva törlik a nevezőket.

Az egy megjegyzendő szabály: az együtthatók mólokat számolnak, nem egyes molekulákat. A 2H2 + O2 = 2H2O így olvasandó: „2 mol hidrogén és 1 mol oxigén 2 mol vizet ad” — ezért nem azonos reakciómennyiség a 10 g H2 és a 32 g O2.
Sztöchiometria: a mólhíd

Mólokat nem lehet lemérni, grammokat igen. Minden sztöchiometriai feladat ugyanaz a háromlépéses átkelés: gramm → mól (osztás a moláris tömeggel), az egyik anyag mólja → a másiké (szorzás az együtthatóarányokkal), mól → gramm (szorzás a másik moláris tömeggel). A középső lépésben végzi munkáját a kiegyenlített egyenlet. A fenti mintához: 10 g H2 4,960 mol; a 2H2 + O2 = 2H2O egyenlet ekkor 2,480 mol O2-t (79,4 g) fogyaszt el, és legfeljebb 4,960 mol H2O-t (89,4 g) hoz létre. A moláris tömegek közvetlenül a periódusos rendszerből jönnek — a Moláris tömeg oldal az erre a lépésre szánt eszköz.

Határoló reagens: szendvicslogika

Két reaktáns esetén az egyik előbb fogy el, és a reakció ott megáll — a határoló reagens mindent eldönt, a másik pedig feleslegben van. Az összehasonlítás mólok osztva az együtthatókkal: amelyik hányados kisebb, az fogy el előbb. A minta a meglepő pontot szemlélteti: a 32 g O2 háromszor nehezebb, mint a 10 g H2, mégis az O2 a határoló reagens (1,000 mol ÷ 1 legyőzi a 4,960 mol ÷ 2-t), így az elméleti hozam csak 36,03 g H2O, és 2,96 mol H2 kihasználatlanul marad. A tömeg önmagában soha nem dönti el a kérdést — az egyenlet együtthatóinak bele kell kerülniük az összehasonlításba.

Elméleti, tényleges és százalékos hozam

Az elméleti hozam az, amit a határoló reagens megenged, ha minden molekula együttműködik; a tényleges hozam az, amit ténylegesen kinyerünk; a százalékos hozam = tényleges/elméleti × 100%. A minta 100 g-ból 85 g-ja „Jó/Megfelelő” minősítést kap — a valódi szintéziseknél a hozam mellékreakciókban, a nem teljes elválasztásban, az edényen maradó termékben, és az egyensúlyban vész el, amely nem hajlandó befejeződni. A 100% feletti százalékos hozam nedves vagy szennyezett termék jele, nem csoda.

Reakciótípusok egy pillantásra

Az osztályozó panel a kiegyenlített egyenlet alakját olvassa: két dologból egy lesz szintézis, egy dologból több bomlás, egy elem vegyületbe cserélődése egyszeres helyettesítés, két vegyület partnert cserél kettős helyettesítés. Bármi égetése O2-vel CO2-t és H2O-t ad: ez égés, és minden olyan reakció, amely elektronokat mozgat a részecskék között, emellett redox is — a kategóriák átfedik egymást (a 2H2 + O2 = 2H2O egyidejűleg szintézis, égés és redox). A redox könyvelésének saját oldala van: Redox és elektrokémia.

Gyakori tévhitek
  • Rendezés az indexek változtatásával. A H2O és a H2O2 különböző anyagok; csak az elé írt együtthatók állíthatók.
  • A kisebb tömegű a határoló reagens. A minta cáfolata: a 32 g O2 nehezebb a 10 g H2-nél, és mégis határol. Mólokat kell összehasonlítani együtthatónként, soha nem nyers grammokat.
  • A kiegyenlített egyenlet nem jelenti, hogy a reakció végbemegy. A rendezés semmit nem mond a sebességről (kinetika) vagy arról, hogy meddig jut el (egyensúly) — részletek: a Kémiai egyensúly részt.
  • A 100% feletti hozam több terméket jelent, mint amennyi lehetséges volt. Ez azt jelenti, hogy a mért termék vizet vagy szennyeződést hordoz; a reakció nem sértett meg egyetlen törvényt sem.

Kapcsolódó eszközök: a Moláris tömeg (a grammok és mólok közötti híd, amelytől ez az oldal függ), a Kémiai egyensúly (meddig jutnak el valójában a reakciók), és a Redox és elektrokémia (elektronátadásos reakciók).