Čo je vyrovnaná chemická rovnica?
Chemická rovnica je recept napísaný v atómoch. Zákon zachovania hmotnosti hovorí, že atómy sa pri reakcii nevytvárajú ani nezanikajú, takže ľavá a pravá strana musia obsahovať presne tie isté atómy — a vyrovnávanie je účtovanie, ktoré to vynucuje. Veľké čísla pred každým vzorcom (koeficienty) sú ovládače, ktoré sa otáčajú, kým sa počet každého prvku nezhoduje: korodujúce železo potrebuje 4 Fe + 3 O2 = 2 Fe2O3, nie 1 + 1 = 1. Vyrovnávanie je čistá algebra, preto to táto stránka dokáže Gaussovou elimináciou a potom prepočíta každý prvok, aby ukázala ľavú = pravú stranu. Zlomkové koeficienty sú v termochémii legitímne (na mól reakcie); laboratórne recepty zbavia menovatele vynásobením.
Jedno pravidlo na zapamätanie: koeficienty počítajú móly, nie jednotlivé molekuly. 2H2 + O2 = 2H2O sa číta ako „2 mol vodíka plus 1 mol kyslíka dá 2 mol vody“ — preto ani 10 g H2 a 32 g O2 nie sú rovnaké množstvo reakcie.
Stechiometria: most cez mól
Móly sa nedajú odvážiť; váži sa v gramoch. Každá úloha so stechiometriou je ten istý trojkrokový prechod: gramy → móly (delením molárnou hmotnosťou), móly jednej látky → móly druhej (násobením pomerom koeficientov), móly → gramy (násobením druhou molárnou hmotnosťou). Prostredný krok je miesto, kde vyrovnaná rovnica pracuje. Pre vzorku vyššie je 10 g H2 4,960 mol; rovnica 2H2 + O2 = 2H2O potom dá 2,480 mol spotrebovaného O2 (79,4 g) a až 4,960 mol vytvorenej H2O (89,4 g). Molárne hmotnosti pochádzajú priamo z periodickej tabuľky — stránka Molárna hmotnosť je nástroj určený práve na tento krok.
Limitujúce činidlo: logika sendviča
Pri dvoch reaktantoch jeden z nich dôjde ako prvý a reakcia sa tam zastaví — limitujúce činidlo rozhoduje o všetkom a druhé je v nadbytku. Porovnanie je móly delené koeficientmi: ktorýkoľvek podiel je menší, ten dôjde ako prvý. Vzorka ukazuje protiintuitívny bod: 32 g O2 je trikrát ťažšie než 10 g H2, a predsa O2 je limitujúce činidlo (1,000 mol ÷ 1 prekoná 4,960 mol ÷ 2), takže teoretický výťažok je len 36,03 g H2O a 2,96 mol H2 zostane nevyužitých. Samotná hmotnosť otázku nerozhodne — v porovnaní musia byť koeficienty rovnice.
Teoretický, skutočný a percentuálny výťažok
Teoretický výťažok je to, čo limitujúce činidlo dovolí, ak každá molekula spolupracuje; skutočný výťažok je to, čo sa naozaj izoluje; percentuálny výťažok = skutočný/teoretický × 100 %. Vzorkových 85 g zo 100 g je hodnotené ako „Dobré/Priemerné“ — reálne syntézy strácajú výťažok vedľajšími reakciami, neúplným oddelením, produktom zostávajúcim na sklenenom riade a rovnováhou, ktorá sa odmieta dokončiť. Percentuálny výťažok nad 100 % je varovný signál mokrého alebo znečisteného produktu, nie zázrak.
Typy reakcií na prvý pohľad
Panel klasifikácie číta tvar vyrovnanej rovnice: dve látky, ktoré sa stanú jednou, sú syntéza, jedna látka, ktorá sa rozdelí, je rozklad, prvok, ktorý sa vymení do zlúčeniny, je jednoduchá substitúcia, dve zlúčeniny vymieňajúce partnerov sú dvojitá substitúcia. Spaľovanie čohokoľvek s O2 za vzniku CO2 a H2O je horenie a každá reakcia, ktorá presúva elektróny medzi látkami, je navyše redoxná — kategórie sa prekrývajú (vzorka 2H2 + O2 = 2H2O je naraz syntéza, horenie aj redox). Účtovanie redoxu má vlastnú stránku: Redox a elektrochémia.
Časté omyly
- Vyrovnávanie zmenou dolných indexov. H2O a H2O2 sú rôzne látky; upravovať sa dajú len koeficienty pred vzorcami.
- Menšia hmotnosť je limitujúce činidlo. Vzorka je vyvrátením: 32 g O2 váži viac ako 10 g H2 a predsa limituje. Porovnávajú sa móly na koeficient, nikdy surové gramy.
- Vyrovnaná rovnica znamená, že reakcia prebieha. Vyrovnávanie nič nehovorí o rýchlosti (kinetike) ani o tom, ako ďaleko reakcia dospeje (rovnováha) — súvisiace: Chemická rovnováha.
- Výťažok nad 100 % znamená viac produktu, než je možné. Znamená to, že nameraný produkt obsahuje vodu alebo nečistoty; reakcia žiaden zákon neporušila.
Súvisiace nástroje: Molárna hmotnosť (most gramy–móly, na ktorom táto stránka stojí), Chemická rovnováha (ako ďaleko reakcie naozaj dospejú) a Redox a elektrochémia (reakcie s prenosom elektrónov).
