Mass% FeSO4
Likt en tidigare trådskapare har jag problem med beräkning av mass% FeSO4, experimentellt värde och angivet värde. Behöver verkligen hjälp, detta är min sista chans. Får ingen hjälp av lärare.
Det är en laboration som genomförts på distans där titrering av kaliumpermanganat användes för att bestämma halten järn i en kopparlösning. Beräkningen är alltså till en laborationsrapport.
Fakta som givits: 1 tablett innehåller 199 mg FeSO4 x 7H2O motsvarande 40 mg Fe2+.
Järntablettens massa: 339,05 mg.
Massa Fe2+ experimentellt värde fick beräknas själv, och jag beräknade det till 36,30 mg Fe2+. (det verkar vara rätt).
Första gången jag försökte beräkna mass% gjorde jag på följande sätt:
nFeSO4 x 7H2O = m / M = 339,05 / 278,032 = 1,22 mol
mFeSO4 = 1,22 * 151,92 = 185,3424 g
mass% = 185,3424 / 339,05 * 100 = 54,7%
Detta blev fel. Fick svaret att räkna utan kristallvatten.
Då gjorde jag det, vilket även kom tillbaka som fel. Vid den beräkningen använde jag en instruktion vi fått innan laborationen.
I instruktionerna stod det såhär:
nFe2+ = nFeSO4
mFeSO4 = MFeSO4 * nFeSO4
vikt% = mFeSO4 / mtablett * 100
Följde dessa till punkt och pricka, men fick retur. Då fick jag ännu en instruktion, som jag då tänkte fråga er om jag möjligen gör på rätt sätt.
1.1 Ta dina x mg Fe, hur många mol är det?
- n = m / M --> n = 36,3025 / 55,85 = 0,65 mol. Då tog jag mitt experimentella värde för mg Fe, och molmassan för Fe. Innan använde jag min tidigare beräknade substansmängd för Fe, det var kanske där det först blev fel.
2.1 Hur mycket väger lika många mol FeSO4?
- m = n * M --> m = 0,65 * 151,92 = 98,748 mg. Då tog jag molmassan för FeSO4.
3.1 Dividera med tablettvikten.
98,748 / 339,05 = 0,291249... = 29,1%.
Sedan gör jag om samma för det s.k. angivna värdet.
1.2 (FeSO4 x 7H2O) väger 199mg, hur många mol är det?
- Här blev jag förvirrad eftersom jag i min första retur fick svaret att jag inte skulle räkna med kristallvatten. Men: n = 199 / 278,032 = 0,7157 mol. Använde molmassan för FeSO4 x 7H2O.
2.2 Hur mycket väger lika många mol FeSO4?
- m = 0,7157 * 151,92 = 108,729 mg.
3.2 Dividera med tablettvikten så får du vikt%.
- Jag antog tidigare att 199 mg var tablettvikten. Men då gick jag tillbaka till laborationsgenomgången och tog den vikten som uppmättes där och dividerade med 2 (2 tabletter vägdes i laborationen). Jag är fortfarande osäker på om jag ska använda denna vikt eller den vikt vi gavs, 339,05 mg.
108,729 / 339,45 = 0,3203 --> 32,03%.
Tycker ni att detta ser korrekt ut? Jag vågar inte lämna in igen innan jag får någon form av feedback på huruvida jag denna gången har tänkt rätt eller inte.
Vore så tacksam för svar!
Massan Fe2+ är 36,30 mg. Du har räknat med att m = 36 g. Sedan har du hoppat fram och tillbaka mellan g om mg.
Järntablettens massa är 339,05 mg enligt uppgiftstexten. Varje tablett består tydligen av 199 mg kristalliserat järnsulfat och 140 mg nånting annat.
Du skall beräkna hur många vikts-% av tabletten som består av FeSO4. Om jag tolkar dina siffror rätt, så borde du ha kommit fram till att 1 tablett innehåller 0,715 mmol FeSO4.7H2O (angivet värde, d v s 199 mg). Substansmängden (vattenfritt) FeSO4 är lika stor. Vilken massa (i g) har 0,715 mmol FeSO4? Dela denna massa med 0,39905 g och multipicera med 100 så får du masshalten i %.
Smaragdalena skrev:Massan Fe2+ är 36,30 mg. Du har räknat med att m = 36 g. Sedan har du hoppat fram och tillbaka mellan g om mg.
Järntablettens massa är 339,05 mg enligt uppgiftstexten. Varje tablett består tydligen av 199 mg kristalliserat järnsulfat och 140 mg nånting annat.
Du skall beräkna hur många vikts-% av tabletten som består av FeSO4. Om jag tolkar dina siffror rätt, så borde du ha kommit fram till att 1 tablett innehåller 0,715 mmol FeSO4.7H2O (angivet värde, d v s 199 mg). Substansmängden (vattenfritt) FeSO4 är lika stor. Vilken massa (i g) har 0,715 mmol FeSO4? Dela denna massa med 0,39905 g och multipicera med 100 så får du masshalten i %.
Tack så mycket för svar! Jag är väl medveten om att enhetsomvandling och att vara konsekvent inte är min starka sida - jag ska verkligen tänka på det!
Uppgiften består i att 1: Ange mass% "experimentellt värde" av FeSO4
2. Ange mass% "angivet värde" av FeSO4
Det var det jag försökte separera genom att använda 1.1 och senare 1.2! Men det är under samma uppgift. Jag kanske också skulle förtydligat att "texten" som efterföljer siffrorna i det steget är kommentarer från läraren vid rättning.
1. För att beräkna mass% experimentellt värde får jag då fram att 36,30 mg Fe2+ har substansmängden:
n = m / M --> 0,0363025 / 55,85 = 0,00065 mol?
Vikt för lika många mol FeSO4:
m = n * M --> 0,00065 * 151,92 = 0,098748 g = vikten för 0,00065 mol FeSO4
Masshalt = 0,098748 / 0,33905 * 100 = 29,12%
2. Beräkning av mass% "angivet värde:
0,199 / 278,032 = 0,000715 mol av FeSO4 x 7H2O
- Detta steg gör mig nervös eftersom läraren i tidigare rättning skrev att jag inte ska räkna med kristallvatten. Vad kan man annars räkna med med tanke på de uppgifterna som givits? Vi fick ju uppgifterna om angivna värden: "1 tablett innehåller 199 mg FeSO4 x 7H2O motsvarande 40 mg Fe2+". Varför är det inte korrekt att anta att substansmängden Fe2+ är lika stor som substansmängden FeSO4 i detta fall?
Men, 0,000715 mol är då den substansmängd som FeSO4 har i detta fall.
Massa i gram som 0,000715 mol FeSO4 har:
m = 0,0007157 * 151,92 = 0,108729 g
Masshalt = 0,108729 / 0,33905 * 100 = 32,07%
Ser det okej ut?
Lum23 skrev:Smaragdalena skrev:Massan Fe2+ är 36,30 mg. Du har räknat med att m = 36 g. Sedan har du hoppat fram och tillbaka mellan g om mg.
Järntablettens massa är 339,05 mg enligt uppgiftstexten. Varje tablett består tydligen av 199 mg kristalliserat järnsulfat och 140 mg nånting annat.
Du skall beräkna hur många vikts-% av tabletten som består av FeSO4. Om jag tolkar dina siffror rätt, så borde du ha kommit fram till att 1 tablett innehåller 0,715 mmol FeSO4.7H2O (angivet värde, d v s 199 mg). Substansmängden (vattenfritt) FeSO4 är lika stor. Vilken massa (i g) har 0,715 mmol FeSO4? Dela denna massa med 0,39905 g och multipicera med 100 så får du masshalten i %.
Tack så mycket för svar! Jag är väl medveten om att enhetsomvandling och att vara konsekvent inte är min starka sida - jag ska verkligen tänka på det!
Uppgiften består i att 1: Ange mass% "experimentellt värde" av FeSO4
2. Ange mass% "angivet värde" av FeSO4
Det var det jag försökte separera genom att använda 1.1 och senare 1.2! Men det är under samma uppgift. Jag kanske också skulle förtydligat att "texten" som efterföljer siffrorna i det steget är kommentarer från läraren vid rättning.1. För att beräkna mass% experimentellt värde får jag då fram att 36,30 mg Fe2+ har substansmängden:
n = m / M --> 0,0363025 / 55,85 = 0,00065 mol?
Vikt för lika många mol FeSO4:
m = n * M --> 0,00065 * 151,92 = 0,098748 g = vikten för 0,00065 mol FeSO4
Masshalt = 0,098748 / 0,33905 * 100 = 29,12%
Det verkar rätt
2. Beräkning av mass% "angivet värde:
0,199 / 278,032 = 0,000715 mol av FeSO4 x 7H2O
- Detta steg gör mig nervös eftersom läraren i tidigare rättning skrev att jag inte ska räkna med kristallvatten. Vad kan man annars räkna med med tanke på de uppgifterna som givits? Vi fick ju uppgifterna om angivna värden: "1 tablett innehåller 199 mg FeSO4 x 7H2O motsvarande 40 mg Fe2+". Varför är det inte korrekt att anta att substansmängden Fe2+ är lika stor som substansmängden FeSO4 i detta fall?
Jo, visst kan man det, men det intressanta är att det är lika med substansmängden av FeSO4.
Men, 0,000715 mol är då den substansmängd som FeSO4 har i detta fall.
Massa i gram som 0,000715 mol FeSO4 har:
m = 0,0007157 * 151,92 = 0,108729 g
Masshalt = 0,108729 / 0,33905 * 100 = 32,07%
Ser det okej ut?
Dina masshalter ligger ju nära varandra, och det verkar vettigt.
