Molart Forhold Beregner - Gratis Støkiometri Beregner

Hvad er en molforholdsberegner?

En molforholdsberegner omregner massen af to eller flere kemiske stoffer til mol og reducerer derefter disse molværdier til et forenklet forhold. Den bruges i støkiometri, den gren af kemien, der beskæftiger sig med mængderne af stoffer, som indgår i en reaktion.

En mol er en enhed til optælling af partikler, ligesom "dusin" betyder 12 af noget. En mol af ethvert stof indeholder omkring 6,022 × 10²³ partikler, et tal der kaldes Avogadros konstant. Kemikere arbejder med mol i stedet for gram, fordi kemiske reaktioner foregår mellem faste antal partikler, ikke faste masser.

Formel for molforhold

Beregneren fungerer i tre trin.

Trin 1: Omregn masse til mol. For hvert stof:

$\text{mol} = \frac{\text{masse (g)}}{\text{molarmasse (g/mol)}}$

Molarmasse, også kaldet molekylvægt, er massen af ét mol af et stof. Den findes ved at lægge atomvægtene for hvert atom i den kemiske formel sammen.

Trin 2: Divider med den mindste stofmængde. Når hvert stof er omregnet til mol, finder beregneren den mindste af disse værdier og dividerer hvert stofs mol med den:

$\text{forhold for et stof} = \frac{\text{dets mol}}{\text{mindste molværdi}}$

Dette giver hvert stof et tal i forhold til de andre, hvor værdien for det mindste stof altid er 1.

Trin 3: Fjern eventuelle brøker. Division med den mindste værdi efterlader ofte en brøk, f.eks. 1,5 eller 1,33. Beregneren ganger derefter alle værdier med det samme hele tal og prøver 1, 2, 3 og så videre op til 12. Den beholder den første multiplikator, der omdanner hele sættet til hele tal. Små afrundingsafvigelser tillades: Efter multiplikationen skal hver værdi ligge inden for 0,01 gange multiplikatoren af et helt tal og aldrig være mere end 0,1 fra det. Dette er den almindelige måde, kemikere omdanner 1 : 1,5 til 2 : 3.

Da den mindste multiplikator, der virker, anvendes, er svaret allerede på sin enkleste form. Der er ikke behov for yderligere reduktion.

Hvis ingen multiplikator op til 12 fjerner brøkerne, lader beregneren værdierne stå, som de er. Enhver værdi, der højst afviger 0,01 fra et helt tal, afrundes til dette, og resten vises med to decimaler.

Sådan beregnes et molforhold: Regneeksempel

Antag, at en kemiker blander 36 g vand (H₂O, molarmasse 18 g/mol) med 58,5 g køkkensalt (NaCl, molarmasse 58,5 g/mol).

1. Mol af H₂O = 36 ÷ 18 = 2 mol
2. Mol af NaCl = 58,5 ÷ 58,5 = 1 mol
3. Den mindste værdi er 1 mol (NaCl), så forholdet for H₂O er 2 ÷ 1 = 2, og NaCl's er 1 ÷ 1 = 1
4. Begge værdier er allerede hele tal, så det endelige molforhold er 2 H₂O : 1 NaCl

Eksempel med en brøk

Division med den mindste værdi giver ikke altid hele tal. Tag 100 g af stof A, 30 g af stof B og 20 g af stof C, alle med en molarmasse på 10 g/mol:

1. Mol: A = 100 ÷ 10 = 10, B = 30 ÷ 10 = 3, C = 20 ÷ 10 = 2
2. Den mindste værdi er 2 mol (C), så forholdene er A = 10 ÷ 2 = 5, B = 3 ÷ 2 = 1,5, C = 2 ÷ 2 = 1
3. 1,5 er ikke et helt tal, så alle værdier ganges med 2: A = 10, B = 3, C = 2
4. Det endelige molforhold er 10 A : 3 B : 2 C

Eksempel, der forbliver et decimaltal

Nogle blandinger har ikke et enkelt forhold i hele tal. Med 10 g af A og 16,5 g af B, begge med en molarmasse på 10 g/mol, er stofmængderne 1 og 1,65 mol. Brøken 1,65 er 33/20, og 20 er større end enhver multiplikator, som beregneren prøver, så den kan ikke fjernes. Resultatet vises som 1 A : 1,65 B.

Sådan bruger du beregneren

1. Indtast et navn eller en formel for hvert stof, dets masse i gram og dets molarmasse i g/mol.
2. Beregneren starter med to stofrækker, der indeholder vand- og salteksemplet ovenfor. Brug "Tilføj stof" til flere rækker eller "Fjern" for at slette en række (der skal være mindst to rækker tilbage).
3. Resultatet vises automatisk, når hver række har et navn, en masse større end nul og en molarmasse større end nul. Der er ingen separat knap, der skal trykkes på.
4. Resultatafsnittet viser det forenklede forhold, den beregnede stofmængde for hvert stof og et søjlediagram, der sammenligner stofmængderne.
5. Brug "Kopiér" til at kopiere forholdsteksten, f.eks. "2 H2O : 1 NaCl", til udklipsholderen.

Masse og molarmasse skal begge være positive tal. Et felt med nul eller uden indhold skjuler resultatet, indtil det er rettet.

Hvorfor molforhold er vigtige

Molforhold stammer fra afstemte kemiske ligninger og beskriver, hvor mange partikler af hvert stof der deltager i en reaktion. Da reaktioner foregår partikel for partikel, ikke gram for gram, afspejler et forhold udtrykt i mol den faktiske kemi, mens et forhold udtrykt i gram ikke gør.

Studerende bruger beregninger af molforhold til at kontrollere støkiometriopgaver og til at fremstille reagenser til laboratorieforsøg i de korrekte forhold. Kemikere inden for forskning og produktion bruger den samme beregning til at planlægge, hvor meget af hvert udgangsmateriale en syntese kræver, undgå spild af reaktanter og bekræfte forholdet mellem ingredienserne i en færdig formulering, f.eks. et lægemiddelsalt eller en gødningsblanding.

Baggrund

Jeremias Benjamin Richter opfandt ordet "støkiometri" i 1792, mens han studerede de faste forhold, som stoffer reagerer i. I 1799 viste Joseph Proust, at en given kemisk forbindelse altid indeholder de samme grundstoffer i samme masseforhold, en regel der nu kaldes loven om konstante stofmængdeforhold. John Daltons atomteori, der blev offentliggjort fra 1803, forklarede dette ved at foreslå, at grundstoffer kombineres i små heltalsforhold mellem atomer, den samme idé som en beregner af molforhold anvender i dag.

Selve mol-enheden kom senere. Amedeo Avogadro foreslog i 1811, at lige store gasmængder ved samme temperatur og tryk indeholder lige mange partikler, hvilket lagde grundlaget for optælling i mol. Ordet "mol" blev opfundet af Wilhelm Ostwald omkring 1900, og mol blev en officiel SI-grundenhed i 1971.

Ofte stillede spørgsmål

Hvad er et molforhold? Et molforhold er forholdet mellem antallet af mol af to eller flere stoffer i en kemisk reaktion eller blanding. Det viser, hvor mange partikler af ét stof der svarer til et bestemt antal partikler af et andet.

Hvordan beregnes et molforhold ud fra masse? Divider hvert stofs masse med dets molarmasse for at få mol. Divider hver molværdi med den mindste. Hvis det efterlader en brøk, ganges alle værdier med det mindste hele tal, der omdanner dem alle til hele tal.

Hvad er forskellen mellem et molforhold og et masseforhold? Et molforhold sammenligner stoffer efter antal partikler (mol). Et masseforhold sammenligner dem efter masse (gram). Reaktioner foregår mellem faste antal partikler, så det er molforholdet, ikke masseforholdet, der svarer til den afstemte kemiske ligning.

Hvorfor omregne masse til mol i stedet for bare at bruge gram? Kemiske reaktioner kombinerer faste antal atomer eller molekyler, ikke faste masser. Omregning af masse til mol omdanner en værdi, der kan måles på en vægt, til en værdi, der afspejler, hvor mange partikler der faktisk er til stede.

Hvorfor viser beregneren nogle gange et decimaltal i stedet for et helt tal? Beregneren prøver multiplikatorer fra 1 til 12 for at fjerne en brøk. Et forhold som 1 : 1,65 kræver en multiplikator på 20, som ligger uden for dette interval, så værdien vises som et decimaltal i stedet for at blive tvunget ind i et unøjagtigt forhold mellem hele tal. Målefejl i masserne kan også få et reelt forhold til at afvige for meget fra en simpel brøk til at blive genkendt.

Hvordan bestemmes molarmassen for en forbindelse? Molarmassen er summen af atomvægtene for hvert atom i formlen, hentet fra et periodisk system. For et hydrat som CuSO₄·5H₂O medregnes vandmolekylerne i totalen.

Referencer

1. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M. og Stoltzfus, M. W. (2017). Chemistry: The Central Science (14. udg.). Pearson.
2. Chang, R., & Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (12. udg.). McGraw-Hill Education.
3. IUPAC. (2019). Compendium of Chemical Terminology ("Gold Book"). https://goldbook.iupac.org/
4. Det Internationale Bureau for Mål og Vægt. Det Internationale Enhedssystem (SI), definitionen af mol.