reaktanterne overskud?

a) Du kan se, at N2 og H2 reagerer i forholdet 1:3.

Hvis der anvendes 8 g H2 vil dette svarer til 24 g N2. Men da der anvendes 28 g N2 må dette være i overskud.

a)

Du skal her finde ud af, hvor mange mol (som et et udtryk antal molekyler), du har af hhv. dinitrogen og dihydrogen. N2 har den molare masse på 28 g/mol. formlen hedder masse divideret med molar masse = antal mol. Altså 28 g / (28 (g/mol)) = 1 mol dinitrogen. Da dinitrogen består af to nitrogen-atomer, svarer dette til 2 mol N.

H2 har den molare masse på 2 g/mol. Dermed har du 4 mol dihydrogen (brug formlen masse/molar masse = antal mol). Dihydrogen består af to hydrogenatomer, hvorfor du har 8 mol H

Du kan se af reaktionsligningen, at stofferne reagerer 1:3. Da du i ovenstående regnestykke har fundet frem til at du har ét mol N2 og fire mol H2, er H2 i overskud. Der er simpelthen ikke nok N til at få al H til at reagere.

b)

Idet du har 1 mol dinitrogen som reagerer med 3 mol dihydrogen, har du 1 mol dihydrogen tilbage. For at finde massen bruger du formlen molar masse * mol = masse. Det giver at du har 2 gram dihydrogen tilbage.

c)

I teorien kan alle 28 gram N2 reagere med 6 gram H2. Ifølge loven om massebevarelsen vil dette reagere i dannelsen af 34 gram ammoniak (summen af de to reaktanter)

d)

Der findes et hav af forskellige måder at regne den slags afvigelser ud på, men min favorit er følgende:

((teoretisk masse) - (faktisk masse) )/teoretisk masse .. Dette giver 50 %.

Håber det var klart, ellers må du endelig spørge igen.

# 1 Ja.. Mit for er forkert, så det skal du se bort fra. Jeg har vist misforstået det.

kuerten15

Ja. Der skal vel tages højde for de to gassers molare masse, ikke sandt? Men havde gassernes mængde været givet ved et volumen i stedet for masse, havde man kunnet se bort fra den molare masse (grundet idealgasligningen). Er vi enige?

#2 - Spørgsmål

b.) hvilke tal skal jeg putte ind?

d.) hvilke tal skal jeg putte ind.

tror jeg har forstået de andre.

b)

Du ved at du har 1 mol N2 og 4 mol H2. Fra reaktionsligningen kan du se, at der reagerer 3 mol H2 for hvert mol N2.

Når ét mol N2 har reageret med tre mol H2, er der ikke mere N2 tilbage. Derfor kan der ikke reagere mere H2, hvilket giver et overskud af 1 mol H2.

For at finde massen af dette benytter du

mol*molar masse = masse. Den molare masse for H2 er 2 g/mol, og du har 1 mol af stoffet. Det giver, at der resterer 2 gram H2.

d)

teoretisk masse = den masse, der i teorien ville kunne udvindes, hvis ALT stoffet reagerede. Det sker imidlertid aldrig i virkeligheden. Loven om massebevarelsen siger, at hvis to stoffer reagerer med hinanden, giver det et stof med massen af de to stoffers sum. (hvis et 3 gram stof reagerer med 7 gram stof giver dette i alt 10 gram af et andet stof). Du ved fra reaktionsligningen at 1 mol N2 (28 g) reagerer med 3 mol H2 (6 g). Dette giver, at de i alt ville kunne danne 28g + 6g = 34 g ammoniak. Dette er den teoretiske masse.

Den faktiske masse er den masse, som du får ud af syntesen i praksis. I opgaven er den opgivet til at være 17 gram, altså får du kun 17 gram ammoniak, selvom man i teorien ville få 34 gram.