Kjemisk likningsbalanserer & støkiometri

Balanser kjemiske likninger med gaussisk eliminasjon, beregn støkiometriske størrelser, finn begrensende reagenser, beregn prosentvis utbytte og identifiser reaksjonstyper. Se også: Periodesystemet | Molmasse.

Skriv inn en kjemisk likning med = som skilletegn (f.eks. Fe + O2 = Fe2O3, H2 + O2 = H2O, C3H8 + O2 = CO2 + H2O).

Slik fungerer det: likningsbalanseringen teller atomer på hver side, bygger en koeffisientmatrise og løser den med gaussisk eliminasjon for å finne de minste heltallskoeffisientene. Støkiometrikalkulatoren bruker molmassene til alle stoffene for å konvertere mellom masse og mol.
Hva er en balansert kjemisk likning?

En kjemisk likning er en oppskrift skrevet i atomer. Loven om massebevaring sier at atomer verken oppstår eller forsvinner i en reaksjon, så venstre og høyre side må regnskapsføre nøyaktig de samme atomene — og balansering er regnskapet som håndhever det. De store tallene foran hver formel (koeffisientene) er knappene man dreier til hvert grunnstoffs antall stemmer: rustende jern krever 4 Fe + 3 O2 = 2 Fe2O3, ikke 1 + 1 = 1. Balansering er ren algebra, og derfor kan denne siden gjøre det med gaussisk eliminasjon og deretter telle hvert grunnstoff på nytt for å vise Venstre = Høyre. Brøkkoeffisienter er legitime i termokjemi (per mol reaksjon); laboratorieoppskrifter fjerner nevnerne ved å multiplisere gjennom.

Den ene regelen å huske: koeffisientene teller mol, ikke enkeltmolekyler. 2H2 + O2 = 2H2O leses som «2 mol hydrogen pluss 1 mol oksygen gir 2 mol vann» — og det er også derfor 10 g H2 og 32 g O2 ikke er samme mengde reaksjon.
Støkiometri: molbroen

Man kan ikke veie mol; man veier gram. Hvert støkiometriproblem er det samme tretrinnskrysset: gram → mol (del på molmassen), mol av ett stoff → mol av et annet (gang med koeffisientforholdet), mol → gram (gang med den andre molmassen). Det midterste trinnet er der den balanserte likningen gjør jobben. For eksempelet over er 10 g H2 4,960 mol; likningen 2H2 + O2 = 2H2O gir da 2,480 mol O2 (79,4 g) som forbrukes samtidig, og opptil 4,960 mol H2O (89,4 g) dannes. Molmassene kommer rett fra det periodiske systemet — siden Molmasse er verktøyet dedikert til det trinnet.

Begrensende reagens: logikken i en sandwich

Med to reaktanter går den ene tom først, og reaksjonen stopper der — det begrensende reagenset avgjør alt, og det andre er i overskudd. Sammenligningen er mol delt på koeffisienter: den kvotienten som er minst, går tom først. Eksempelet viser det kontraintuitive poenget: 32 g O2 er tre ganger tyngre enn 10 g H2, men O2 er det begrensende reagenset (1,000 mol ÷ 1 slår 4,960 mol ÷ 2), så det teoretiske utbyttet er bare 36,03 g H2O, og 2,96 mol H2 blir igjen ubrukt. Massen alene avgjør aldri spørsmålet — koeffisientene i likningen må være med i sammenligningen.

Teoretisk, faktisk og prosentvis utbytte

Det teoretiske utbyttet er det det begrensende reagenset tillater dersom hvert molekyl samarbeider; det faktiske utbyttet er det man faktisk isolerer; prosentvis utbytte = faktisk/teoretisk × 100 %. Eksemplets 85 g av 100 g vurderes som «Bra/Greit» — virkelige synteser mister utbytte gjennom sidereaksjoner, ufullstendig separasjon, produkt som blir igjen i glassutstyret, og likevekt som nekter å bli ferdig. Prosentvis utbytte over 100 % er et faresignal for våt eller forurenset produkt, ikke et under.

Reaksjonstyper i korthet

Klassifiseringspanelet leser formen på en balansert likning: to ting som blir til én er syntese, én ting som splittes er dekomponering, et grunnstoff som bytter plass inn i en forbindelse er enkel substitusjon, og to forbindelser som bytter partnere er dobbel substitusjon. Å brenne noe med O2 for å lage CO2 og H2O er forbrenning, og enhver reaksjon som flytter elektroner mellom stoffer er i tillegg redoks — kategoriene overlapper (eksempelet 2H2 + O2 = 2H2O er syntese, forbrenning og redoks på en gang). Redoksregnskapet har sin egen side: Redoks og elektrokjemi.

Vanlige misforståelser
  • Balansering ved å endre indekser. H2O og H2O2 er ulike stoffer; bare koeffisientene foran kan justeres.
  • Den mindre massen er det begrensende reagenset. Eksempelet er motbeviset: 32 g O2 veier mer enn 10 g H2 og begrenser likevel. Sammenlign mol per koeffisient, aldri rå gram.
  • En balansert likning betyr at reaksjonen skjer. Balansering sier ingenting om hastighet (kinetikk) eller hvor langt den går (likevekt) — se Kjemisk likevekt.
  • Utbytte over 100 % betyr mer produkt enn mulig. Det betyr at det målte produktet inneholder vann eller urenheter; reaksjonen brøt ingen lov.

Relaterte verktøy: Molmasse (broen mellom gram og mol denne siden er avhengig av), Kjemisk likevekt (hvor langt reaksjonene faktisk går) og Redoks og elektrokjemi (elektronoverføringsreaksjoner).