Sådär, hej och varmt välkomna ska ni vara till den här videon som är en fortsättning på min förra video som handlar om Stökeometri i kemi, det vill säga kemiska beräkningen. Så det här är del två i den här serien och har ni missat den första ska ni givetvis titta på den innan. Stötta mig jättegärna i det här arbetet att lägga ut föreläsningar på nätet genom att likea filmerna och ...helst också prenumerera på min kanal. För då kommer det definitivt upp fler filmer. Man kan också skriva lite meddelanden vad man tycker om filmerna. Eller om man efterfrågar något speciellt så kikar jag på det. All right! Är ni redo? I den här delen så ska vi fortsätta med det vi egentligen började på förra videon. Så att storheterna, substansmängd, molnmassa, massa och så vidare kommer ju att betyda sig igen. Och det sambandet som fanns mellan dem, nämligen den formen som vi typ hela tiden använder i kemi. Nämligen då massan är lika med substansmängd gången molnmassa. Där kom det. Den använder vi hela tiden och löser ut den variabel vi är intresserade av. Men vi kommer behandla lite andra begrepp här också idag. Som utbyte, masshalt, empirisk formel. Så lite nytt ska vi lära oss. Plus att vi får lite repetition på det gamla. Så vi kör igång. Utbyte helt enkelt här nu då. Vi pratade lite grann om det förra lektionen. Precis som att jag har elever här. Det är ju i princip lektionen. Förra videon så pratade jag ju om att en reaktion kanske inte alltid är 100% effektiv. Jag menar i teorin så kan vi räkna ut hur mycket som kan bildas. Men skulle man blanda de här reaktanterna och mäta hur mycket vi får ut av produkterna kanske vi får ut mindre än vad man... teoretiska maxet helt enkelt. Och det är väl inte så konstigt att alla atomer kanske inte hittar en kompis att gå ihop med. Så vi kikar på den här men istället då för att få utbytet som en procentsats som vi fick i förra videon så ska vi istället nu räkna ut utbytet. Och då behöver man helt enkelt antingen substansmängd av det som bildades genom substansmängd av det teoretiska max eller om man jobbar massorna, massan av det som bildades genom massan av det teoretiska maxvärdet. Så vi vet att vi har då 100 gram syrgas reagerar i överskott av vätgas. Så det är syrgas här som styr hur mycket som kan bildas. Så det är den begränsande reaktanten. Vi har hur mycket vätgas som helst att tillgå. Och vi vet att det bildar 90 gram vatten. Vilket utbyte har vi i den här reaktionen? Ja, det som vi alltid gör, vi måste gå ner på substansmängdsnivå. För det är bara substansmängd, det vill säga hur många mol vi har av någonting. Så vi kan hålla på och jämföra med molförhållanden och se hur mycket vi får ut av andra grejer i den kemiska reaktionen. Så vi löser ut n i formen här, det kan ni se här. n är lika med, delar med m, stora m i båda led. Så delar vi massan av ett ämne med dess egen molmassa så får vi ut hur många mol vi har. Det vill säga hur många vi har av det ämnet angett i den luriga enheten mol. Bra, så då gör vi det. Jag har redan balanserat formeln här nu. Den är ganska enkel. Vätgas och syrgas blir vatten. Vi behöver en tvåa framför vätgas och en tvåa framför vatten. Så har vi lika många atomer av varje slag i båda led. Så substansmängden syrgas nu då är massan syrgas, vilket är 100 gram då. Delat på molmassan syrgas. Nu har jag inte skrivit ut detta, men molmassan för syrgas. Varje syre har 16 gram per mol. Har vi två stycken så blir det 32 gram per mol. Så det har jag gjort här och delat 100 med 32. Och då får vi 3,125 moln ungefär. Och sen använder vi då, så då är det ju det, vi utgår ju från syrgas för det är ju den som är den begränsade reaktanten. Då tittar vi syrgas till vatten så har vi molnförhållande 1 till 2. Det vill säga det bildas två gånger så mycket vatten här nu då, teoretiskt sett. Så substansmängden vatten får vi då helt enkelt genom att ta substansmängden av syrgas och multiplicera med 2 mol förhållandet här. 1 till 2. Så vi får dubbelt så mycket vatten här då. Så 6,25 mol. Och nu har jag ju det teoretiska max i mol här. Men jag vill ju ha det i gram istället. För att jag vet ju hur mycket som bildades massan här borta i vatten. Så nu då så kollar vi hur stor massa motsvarar 6,25 mol helt enkelt. Ja, då använder vi formeln som det såg ut från början. Massan av ett ämne är lika med substansmängden av det ämnet gången molmassan av det ämnet. Och... Molmassan för vatten, det har jag inte skrivit här, men det är ju 16, det är ju molmassan för syre plus två stycken väten och de är ett styck så det är 18. Molmassan för vatten är 18 gånger då våra 6,25 mol och då får vi ut massan i gram och det här blir då 112,5 gram. Så teoretiskt sett startar vi med 100 gram syrgas och har hur mycket vätgas som helst. Så i teorin borde vi kunna få ut 112,5 gram vatten. Men vi fick bara ut 90 gram vatten. Så för att helt enkelt beräkna utbytet i reaktionen så tar vi hur mycket bildades. Det var ju 90 gram genom det teoretiska maxvärdet som var 112,5. Och då får vi cirka 80 procent då. I den här. Och jag har skrivit här nere, när man beräknar utbytet så antingen så kan man ta substansmängder i täljar och nämnare eller massor i täljar och nämnare. Man får inte mixa dock. Bra, då går vi till masshalt som är ett annat begrepp i kemi då. Som kan dyka upp i kemiska beräkningar. Och... Som jag skrivit här handlar masshalt om att veta oftast hur stor andel av massan, ni hör ju på ordet mass, det har något med massan att göra, och halt, det har ju någonting med hur stor andel av någonting. Så det handlar helt enkelt hur stor andel av, som jag kanske visat här, hur stor andel av vattenmolekylens massa utgörs av vete, eller hur stor andel av vattenmolekylens massa utgörs av... syre och så vidare. Och det är väldigt lätt att räkna på. Det här med masshalt, vi kan använda helt enkelt vi kan använda molmassorna för de efterfrågade grundämnet och för molekylen som helhet och sen delar man dem på varandra. Så det här handlar helt enkelt om delen genom det hela. Så ett exempel här då. Bestäm masshalten väte respektive syre i vatten. Så då tar vi, jag sa att man kunde använda molmassorna, då tar vi molmassan för väte. Och molmassan för väte då, då tar man ju allt väte i den här molekylen. och vi har två väte och molmassan för varje enskilt väte är 1 så har vi två väten så är det 2 och så delar vi det för molmassan för hela molekylen och ni vet molmassa för vatten är ju syret har 16 gram per mol och väte då 1 per väte så det är 16, 17, 18 så 2 genom 18 är en niondel eller avrundat 11% så av all massa i vatten så är det bara 11% som utgörs av väte. även om det finns mer väten än syre i en vattenmolekyl. Men anledningen är ju att syreatomerna är så mycket tyngre än vätatomerna. Därför blir det så. Likadant, jag bara visar. Vi vet ju att resten utges av syre i den här molekylen, så det måste vara 89%, men jag visar ändå beräkningen. Så att massan för allt syre i molekylen, ja vi har ju bara ett syre så det är 16, förlåt molmassan. delat på molmassan för hela molekylen, vilket är 18. Och då får vi ut 8 niondelar, eller 89 procent. Så det är inte konstigt än så. Masshalt, hur stor andel av ett visst ämne utgörs, hur stor andel utgör det av hela molekylens massa? Och som sagt, det är smidigt att använda molmassorna som hjälper när vi räknar ut detta. Molmassorna, återigen, de hittar vi i periodiska systemet. Det är siffrorna på grundämnena som har decimaler i sig. Det andra är ju atomnumret, det är hur många protoner vi har. Det var i grundämnen. Okej, nu då. Empirisk formel. Vad är det för någonting? Jo, empiri är ju att man faktiskt har testat fram eller experimenterat fram till något resultat eller att man har samlat in data. Och formel, det vet ni vad det är. Och en empirisk formel, ja, det är helt enkelt i kemi kan ni tänka er att man kan via experiment få fram Förhållandet mellan antalet atomer i de olika grundämnena som utgör en molekyl man kan få fram att vi vet här experimentellt att det måste vara dubbelt så mycket väte som kol i den här molekylen eller att vi har tre gånger så mycket... av ett grundämne till ett annat. Man kan få fram det här förhållandet. Och det är det minsta heltalsförhållandet mellan atomerna i en molekyl. Om man skriver ut det så får man det som kallas för en empirisk formel. Och det kommer ju av att det här minsta heltalsförhållandet kan man få fram experimentellt helt enkelt. Det blir nog ganska... Men viktigt att säga då att får ni en empirisk formel någon gång, empirisk formel, så är det inte säkert att det är så molekylen ser ut, utan att det är bara det minsta heltalsförhållandet mellan. Däremot så vet vi att den skulle kunna se ut så, men den kan också se ut som om ni tar ett heltal multiplicerat med samtliga indexsiffror i den empiriska formen. Alla de varianterna skulle den också kunna se ut. Ni kommer snart få se vad jag menar med detta. Så en empirisk formel, empirisk formel, det är minsta heltalsförhållandet mellan atomerna i en molekyl. Och så skriver man ut formeln, det är då man får den empiriska formeln. Om man vet hur en molekyl ser ut, då skriver vi ut hela molekylen, det vi gör hela tiden i princip. Det kallas för molekylformel, jag vill bara få med de här olika begreppen. Däremot, bara för att man har en molekylformel, typ H2O, så är det ju inte sagt hur den verkligen ser ut rent strukturmässigt, det vill säga vilka atomer binder med vilka och hur är det enkelbindning, dubbelbindning, trippelbindning och så vidare. Ska man veta det, då får vi gå ner på strukturformel. Och det hör man nästan på namnet. Vilken struktur har den här molekylen? Så jag tänkte bara... Vi tar några enkla exempel på det här. Bestäm den empiriska formen för N2O4. Så det ni tittar på här, alla de här tre fallen, A, B och C, detta är molekylformen. Det är så här de ser ut verkligen. Men ska vi ha den empiriska formen, då ska vi ner på det minsta heltalsförhållandet här. Och i den första då, så har vi kväv och syra, så ser vi att det är två där och fyra där. Då kan man bara tänka matematik. Kan vi förenkla, det vill säga dela samtliga siffror som ingår, samtliga indexsiffror som ingår i en molekyl, kan vi dela dem med ett gemensamt tal, kan vi det, och göra det så långt som möjligt, då har vi fått den empiriska formen. Här kan ni bara se att både 2 och 4 är delbart med 2. Vad får vi då? Ja, 2 genom 2. är ju 1, och 1 behöver jag inte skriva ut, så då skriver vi bara 1. Och 4 genom 2, det vill säga båda de här var delbara med 2, så det gör 4 delat på 2, det är ju 2. Så då får vi O2. Så här har vi den empiriska formen för den molekylformen. Och det jag menade med innan är att om man experimentellt får fram då att den empiriska formen för ett ämne är NO2, Så är det inte säkert att detta är molekylen utan den är antingen den här eller att man multiplicerar indexsiffrorna med ett heltal. I det här fallet hade vi multiplicerat indexsiffrorna, vi har egentligen en etta här nere, den syns ju inte nu. Men hade vi multiplicerat den med två då hade vi fått den här molekylen som vi har här borta. Men det skulle också kunna vara att man multiplicerar med tre, fyra eller fem. Det jag vill ha sagt är bara att den empiriska formen var minsta heltalsförhållandet. mellan atomerna i en molekyl. Men det behöver inte betyda att molekylen ser ut så. Sen har vi B-uppgiften, H2. Vi har en tvåa som indexsiffra på vätet och en etta på syre. Och har vi en etta på något, då är vi redan nere på det minsta heltalsvalet. Här kan vi inte dela 2 och 1 med ett tal, så att vi får det här till mindre siffror helt enkelt. Den empiriska formen för vatten är samma som vatten. Vi kan inte förkorta det mer. Så i det här fallet så var den empiriska formen faktiskt samma som molekylformen. Men så är ju kanske inte det vanliga fallet. Här nu då. Tittar vi på siffrorna. Det här är mest matte egentligen. 6, 18, 3. Har de en gemensam delare? Ja det har de. Samtidigt har de här delbara med 3. 6 är delbart med 3. 18 är delbart med 3. 3 är delbart med 3. Och det är också det största talet som de är delbara med. Så då kommer vi få den empiriska formen. Så 6 genom 3 är 2. Så då får vi C2. 18 genom 3. 6, så då får vi H6, 6, 3, 0, 3, 1, 1 behöver vi inte skriva ut. Så C2H6O är den empiriska formen för C6H18O3. Bra! Strukturformler här nu då. Vad var det? Ja då ritar vi hur de verkligen ser ut. H2O. Ja, har ni tittat på mina filmer innan så bör ni veta att H2O ser ut så här. Enkelbundet vete på det här sättet till syre. Det är också vinklat på grund av... Åh, nej, jag ska inte ta det igen. Ni får titta på min film om bindningar. Det är lite halvaranserat det här med varför det är en vinklad molekyl, vattenmolekylen. Det är också en dipol. B. Rita ut hur syrgas ser ut. Jag syrgas. är dubbelbundet med en annan syrgasatom. För då uppnår båda ädelgasstruktur kovalenta bindningar här då. Två stycken. Så så ser den ut. Så ni fattar vad jag menar nu med strukturformen. Man ritar verkligen ut hur atomerna binder till varandra. Det ser man ju inte för molekylformen så här. C2H6, ja hur kan den se ut? Kol ska ju ha fyra bindningar, nu vet jag hur den ser ut. Så vi har ju... Förlåt, inte dubbelbindning. Så. Och så kol ska ju alltid ha fyra bindningar. Så där har vi det på den. Och vi har satt ut tre väten där. Sätter vi ut tre väten här med så har vi satt ut alla väten och allting verkar stämma. Och det får man ju kolla när man ska rita ut strukturformel och lista ut vad som sitter ihop med vad. Så får man ju verkligen kolla valenselektroner och de här kovalenta bindningarna. Och att varje enskild atom uppnår ädelgasstruktur i regel och så vidare. Men det är inte helt enkelt. Men jag ville bara visa skillnaden mellan empirisk formel, det minsta heltalsförhållandet ska vi ha då, mellan atomerna i molekylen. Strukturformel är helt enkelt att man ritar ut hur det faktiskt binder till varandra atomerna. Och molekylformel är bara kortfattat vilka atomer som faktiskt ingår i molekylen. Bra, nu ska vi ta en avslutande uppgift här som är ganska så tuff. Och sen är vi färdiga med den här. Titta, jag är ganska snabb. All right, och det handlar om hur kan man via experimentella försök Hur gör man för att lista ut den här empiriska förhållanden? Det här minsta heltalsförhållandet mellan atomerna i en molekyl. Jag ska nu visa hur man går till vägen. Så detta är det enda vi får i uppgiften då. Texten här uppe, så återse från allt annat jag har skrivit. Återigen så har jag redan löst uppgiften för att det ska gå lite snabbare. Vi förbränner 1,621 gram av en kemisk förening som bara innehåller grundämnena kol, väte och syre. Det bildas då 1,902 gram vatten och 3,095 gram koldioxid. Vilken empirisk formel har den kemiska föreningen? Åh, åh, åh, det här känns ju jättetungt. Men som alltid så skriver vi upp reaktionen. Vårt ämne som vi söker den empiriska formen för innehåller bara kol, vätesyre. I vilken ratio det vet vi inte. Men det är ju den empiriska formen vi ska få fram här. Så jag har satt frågetecken här nere. För bränner vi något behöver vi syre, eller hur? Så jag har skrivit och syre kommer alltid som syrgas. Så O2 där. Och det bildas koldioxid och vatten. Det stod ju här uppe. Så det vi kan börja med här det är ju faktiskt att räkna ut för det enda vi har massorna av det är ju våra produkter, nämligen koldioxid och vatten. Så jag räknar ut substansmängderna för dem genom att ta, ni vet det här, ni kan tillväga gångsättet nu, man tar massan för vatten och delar det med molmassan för vatten. Massan för vatten har vi. Molmassan hade vi fått beräkna men då vet ni att ni slår upp periodiska systemet. Lägg ihop molmassan för två väten och ett syre vilket kommer bli 18. Det jag har gjort här är att dela 1,902 med 18 och då får vi 0,105 mol. Och så gör jag likadant med koldioxiden här nere. Vi tar massan för den, för den kan vi. Dela med molmassan för koldioxid som då blir 32 för de två syrorna. Och 12 för kol får vi då 44 gram per mol. Så då har jag alltså tagit 3,095 genom 44 får 0,07 mol koldioxid. Bra, nu då till det kluriga. Om vi tittar här då, i vänsterledet så har vi ju syre befinner sig på två ställen. Men väte och kol befinner sig bara på ett ställe här. och väte och kol i högerledet befinner sig också på två separata ställen. Så det jag kan göra nu, och det har jag inte gjort i någon annan av mina filmer och genomgångar här nu, om vi vet hur stor substansmängd vi har av en hel molekyl, vilket vi vet här nu, jag har räknat ut substansmängden för vatten enskilt och för koldioxid enskilt, då kan man räkna ut substansmängden av de enskilda grundämnena väldigt enkelt. Ett exempel här nu då, om vi tar ett exempel. Skulle jag ha en mol vatten, vi tar det enklast, så vet vi att varje vattenmolekyl innehåller två stycken väten. Så jag kommer alltid ha dubbelt så mycket väten än jag har av vattenmolekyler som helhet. Så vet man substansmängderna av molekylerna som enhet kan man bara multiplicera den substansmängden. med indexsiffrorna här nere för varje enskilt grundämne för att få ut hur stor substansmängd vi har av bara det grundämnet. Vi ska se varför det kommer hjälpa oss i den här uppgiften. Så substansmängden nu, väte i det här fallet, jag vet ju hur stor substansmängd jag har, det vill säga antalet av vattenmolekyler, de är 0,105 mol. Multiplicerar jag det med två indexsiffror för väte, då får jag hur många mol väten jag har, bara väten. Då gör jag det. Så jag har multiplicerat 2 med 0,105. Och jag gör likadant med kol här i koldioxid. Och där ser ni att det går 1 kol per varje koldioxidmolekyl. Så då multiplicerar jag egentligen bara med 1 vilket är indexsiffran här. Så antal mol koldioxid gånger 1 får jag antal mol kol. Men det är inte så konstigt heller. Vet jag hur många koldioxidmolekyl jag har så har jag exakt lika många kolatomer. För det går 1 på varje koldioxidmolekyl. Så här vet jag då att har jag 0,07 mol av koldioxid kommer jag också ha 0,07 mol av kol. Nu då så vet jag att allt det här vätet som vi hade i vatten. Och allt det här kolet som vi hade i koldioxid måste ju ha kommit ifrån kol och väte från min okända reaktant. För det finns ingen annanstans härifrån. Det måste ha kommit därifrån. Så det jag gör nu då när jag vet hur stor substansmängd det är av kol och väte. Lägger ihop deras massor. Vi ska se varför jag gör det. Så massan kol och väte här nu då är ju substansmängd gånger molnmassa för dem. Precis som vanligt. Jag har glömt att skriva gram här. Men det gör vi lätt i efterhand. Så vi vet här nu, jag har räknat ut att kol och väte hos min produkt har en total massa på 1,05 gram. Och allt det kol och vätet måste ha kommit från min okända produkt. För kol och väte finns inte någon annanstans hos den andra produkten här för det är syrgas. Och varför är det bra att veta? Jo, för att jag vet vikten av det här okända ämnet. Det är ju 1,621 gram. Så om jag vet att 1,05 gram utgörs av kol och väte i min okända molekyl. Så kan jag bara dra bort 1,05 gram från 1,621 gram. Och då vet jag att det resterande måste utgöras av syre. Så då gör vi det. Så jag skriver att massan syre i vår okända förening i massan av den okända föreningen här uppe då. Minus massan av kol och väte tillsammans. Och då får vi ut det här. Och när jag har massan av syret i min förening kan jag lista ut substansmängden genom att bara ta massan genom molmassan för syre. Och då får vi 0,0355 mol. Så det vi sitter på nu här är ju helt enkelt substansmängden av syre i vår förening, kol i vår förening. Förlåt, substansmängden väte i vår förening, kol i vår förening och syre i vår förening. Och du har skrivit upp dem här nere. Så nu vet vi substansmängden här. 0,0355 mol, 0,21 mol och 0,07 mol. Det sättet man nu ska, om man nu ska lista ut förhållandet mellan de här så kan det vara svårt att se. Men ett tips här nu då, det är att vi delar samtliga. Och det funkar inte alltid, men... Det kan funka. Att man delar samtliga av de här substansmängderna med den substansmängden man har minst av. Och den substansmängden jag har minst av här är ju syre då. Så jag delar syre med sin egen substansmängd. Men jag delar väte med syrets substansmängd. Och kol med syrets substansmängd. För att se hur många gånger den substansmängden går i de andra substansmängderna. Och då kan vi få fram det här heltalsförhållandet. Alltså att... Och substansmängden för syre då genom sin egen substansmängd blir ju 1. Vätet genom syret blir 6 och kol genom syret blir 2. Och här har vi då hur de här förhåller sig till varandra. 1 till 6 till 2. Och då kan vi skriva ut de här heltalssiffrorna här nere. Så syre har ju en 1 där, den skriver vi ju inte ut. Väte har 6 och kol har 2. Och här har vi den empiriska formeln för... för det okända ämnet som vi sökte. Och jag har också inom Panté skrivit att det skulle kunna vara etanol. För etanolmolekylen ser ut så här. C, C som OH-grupp. Där har ni kollat på min film om... I organisk kemi så vet ni att den här O-gruppen gör detta till en alkohol och i det här fallet ettanol. 1, 2, 3, 4, 5, 6 väten. Ett syre, två kol. Men som sagt i den empiriska formen, den skulle ju kunna se ut på ett annat sätt om man multiplicerar med nästa. heltalssiffra 2 här, så då får vi ju C4H12O2, skulle den kunna se ut om det nu fanns en sån. Återigen, empirisk formel innebär bara att vi får ration emellan, heltalsration mellan atomerna i en molekyl. Och med det sagt så var vi klara med den här del 2 av stökometri-basbegrepp. Så nu har ni fått lite mer verktyg. I er verktygslåda. Ni vet vad en empirisk formel är. Också strukturformel och molekylformel. Och ni vet hur det skulle kunna se ut. Om man utför ett experiment. Och faktiskt kan lista ut det här heltalsförhållandet. Som vi kallar för empirisk formel. Och vi tog också vad masshalt var. Hur stor andel av ett visst grundämne som utgörs av hela molekylens massa. Det är masshalt. Det anges ju ofta som procent då. Och utbyte, det pratade vi egentligen om i en föregående film. Men nu fick ni ytterligare ett exempel där vi själva skulle räkna ut utbytet. Istället som föregående video där vi fick utbytet från början. Bra! Det som kommer framöver är... Vi kommer prata om hur vi hanterar koncentrationer i kemi. Så det blir lite nya formler. Och vi kommer också prata om hur vi kan hantera gaser, tryck och temperatur. Så håll utkik för det. Glöm inte att klicka på klockan så ni blir notifierade. Prenumerera på kanalen och likea videon om ni har lärt er någonting överhuvudtaget. Fram tills vi ses nästa gång så får ni ha bästa dagen. Ha det gott! Hej då!