Mol i masa molowa

Mol jest miarą liczności materii (podobnie, jak tuzin). Różnica jest tylko taka, że w tuzinie znajduje się 12 sztuk, natomiast w molu aż 6,02·10²³ drobin, czyli molekuł (atomów, jonów, cząsteczek, elektronów itp.). Ta liczba drobin zawartych w molu to tzw. liczba Avogadra N_A. Chcąc obliczyć, ile atomów danego pierwiastka znajduje się na przykład w 4 molach tego pierwiastka, możemy postąpić następująco: 
I sposób











II sposób

Przyjmując oznaczenia:
n – liczba moli,
N_A – liczba atomów w jednym molu,
N – liczba atomów w podanej liczbie moli,
możemy zapisać wzór:
N = n · N_A
N = 4 mole · 6,02 · 10²³ atomów · mol^-1
N = 2,408 · 10²⁴ atomów

Masa molo

wa jest to masa 1 mola molekuł (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów itp.). Jest ona równa liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej danej substancji.

Jeżeli na przykład masa atomowa magnezu (której wartość znajdujemy w układzie okresowym) wynosi 24 u, to masa molowa magnezu M_Mg= 24 g · mol^–1.

Chcąc obliczyć masę na przykład 3 moli kwasu siarkowego (VI), możemy postąpić następująco: 
I sposób





















II sposób

Przyjmując oznaczenia:
n – liczba moli,
M – masa molowa,
m – masa,
możemy zapisać wzór:
m = n · M
m = 3 mole · 98 g · mol^–1 = 294 g

Mol – definicje

Mol – jednostka liczności materii.

Masa molowa – masa pojedynczego atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy.

Masa cząsteczkowa – masa pojedynczej cząsteczki wyrażona w atomowych jednostkach masy.

Objętość

molowa - objętość 1 mola gazu wyrażona w dm3.

Atomowa jednostka masy – odpowiada 1/12 masy izotopu węgla.

Liczba Avogadra - określa liczbę atomów stanowiących 1 mol.

Jednostką masy molowej jest mol [mol].

Objętość molowa gazów

Przyjęto, że objętość 1 mola drobin gazu rzeczywistego o właściwościach zbliżonych do właściwości gazu doskonałego wynosi w warunkach normalnych (T = 273 K, p = 1013 hPa) 22,4 dm³.

Chcąc obliczyć, jaką objętość w warunkach normalnych zajmuje 0,2 mola tlenku węgla(II), możemy postąpić następująco:
I sposób











II sposób

Przyjmując oznaczenia:
n – liczba moli,
V₀ – objętość molowa,
V – objętość,
możemy zapisać wzór:
V = n · V₀
m = 0,2 mola · 22,4 dm³· mol^–1 = 4,48 dm³ 

Przy obliczeniach dotyczących reagentów gazowych można stosowaćprawo Gay-Lussaca (prawo stosunków objętościowych): 
Objętości gazowych substratów i produktów reakcji mają się do siebie tak, jak niewielkie liczby całkowite (pod określonym ciśnieniem i w stałej temperaturze). Nie zawsze jednak dane dotyczą warunków normalnych. Często można spotkać określenie warunki standardowe. Ciśnienie w tych warunkach też jest równe 1013 hPa, ale temperatura wynosi 298 K, czyli 25^oC. W zadaniach mogą być również podane inne wartości ciśnienia i temperatury. Do obliczeń dotyczących gazów w warunkach ciśnienia i temperatury innych niż normalne może być przydatne prawo Boyle’a i Mariotte’a: Dla danej określonej ilości gazu, znajdującego się w stałej temperaturze, iloczyn ciśnienia i objętości ma wartość stałą.

pV = constans
Można również zastosować równanie Clapeyrona
(stanu gazu doskonałego):
pV = nRT
gdzie: p – ciśnienie, V – objętość, R – stała gazowa = 83,145 hPa·dm³·mol^–1·K^–1 , n – liczba moli gazu, T – temperatura w kelwinach.

Podstawowe pojęcia i prawa chemiczne. Stechiometria

Mol to ilość substancji zawierająca liczbę atomów lub cząsteczek równą liczbie atomów zawartych w 0,12 kg czystego nuklidu ¹²C.Mol – jednostka liczności materii – zawiera N_A elementów materii. N_A – liczba Avogadrawynosząca 6,02 · 10²³ elementów.

Masa 1 mola substancji, czyli 6,02 · 10²³atomów lub cząsteczek wyrażona w gramach, to masa molowa substancji. Oznaczana symbolem M, liczbowo jest równa masie atomowej lub cząsteczkowej danej substancji.



Objętość molowa V_mol to objętość jaką zajmuje 1 mol gazu doskonałego w warunkach normalnych:




gdzie: M – masa molowa gazu [g/mol]

ρ – gęstość molowa gazu [g/dm³]

1 mol dowolnego gazu w warunkach normalnych (0°C=273 K i 1013,25 hPa) zajmuje objętość 22,4 dm3.

Chcąc obliczyć objętość gazu w innych warunkach ciśnienia i temperatury należy skorzystać z równania Clapeyrona:



gdzie:
p – ciśnienie [Pa]
V – objętość [m³]
n – liczba moli
T – temperatura [K]
R – uniwersalna stała gazowa, np.
R = 8,314 J/mol · K
R = 83,14 hPa · dm³/mol · K






Prawo zachowania masy: w układzie zamkniętym łączna masa substratów danej reakcji chemicznej jest równa łącznej masie produktów.

Prawo stałości składu związku chemicznego(stosunków stałych): pierwiastki tworząc dany związek chemiczny łączą się w stałych stosunkach wagowych, co oznacza, że skład chemiczny danego związku jest stały i ściśle określony.

Prawo Avogadra: w danych objętościach

różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, znajduje się jednakowa liczba cząsteczek.

Prawo stałych stosunków objętościowych: objętości reagujących ze sobą gazów oraz gazowych produktów reakcji odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych (równych stosunkowi molowemu).

Pełna interpretacja zapisu reakcji chemicznej:





Wydajność reakcji

 


1 mol cząsteczek związku C_xH_yO_z zawiera: 
x moli atomów węgla
y moli atomów wodoru
z moli atomów tlenu

Wzór sumaryczny określa skład jakościowy i ilościowy związku.

Wzór strukturalny (wzór kreskowy) określa skład jakościowy i ilościowy oraz sposób powiązania poszczególnych atomów w danej cząsteczce (kreska obrazuje wiązanie chemiczne).

Wzór empiryczny (elementarny) związku podaje ilościowy stosunek atomów danego rodzaju w związku wyrażony najmniejszymi liczbami całkowitymi.

Wzór rzeczywisty związku podaje rzeczywisty stosunek atomów danego rodzaju w związku. Jest n-krotnością wzoru empirycznego, gdzie n jest określone stosunkiem rzeczywistej masy molowej związku do masy związku określonego wzorem empirycznym.

Gęstość względna danego związku jest określona wzorem:




d_x – gęstość związku badanego
M_x – masa molowa związku badanego
d_y – gęstość wzorca
M_y – masa molowa wzorca

Stechiometria reakcji

Obliczenia stechiometryczne w reakcjach chemicznych

Obliczenia na podstawie równań reakcji chemicznych mają duże znaczenie praktyczne. Wykonując je, możemy wykorzystać trzy rodzaje stosunków stechiometrycznych: 
- molowy, 
- wagowy (masowy), 
- objętościowy. 
Rozpatrzmy to na przykładzie równania reakcji otrzymywania amoniaku:





















Obliczenia stechiometryczne wynikające z równań reakcji można wykonywać, przyjmując następujący schemat postępowania:

1. Ułożyć równanie reakcji chemicznej.

2. Podkreślić wzór substancji, której ilość jest podana i wzór substancji, której ilość należy obliczyć.

3. Wypisać wielkości dane i szukane nad wzorami lub symbolami odpowiednich substancji.

4. Ustalić stosunek stechiometryczny podkreślonych substancji, podając pod wzorem lub symbolem ilość każdej substancji w takich samych jednostkach, jak w zapisie nad wzorem.

5. Ułożyć proporcję matematyczną.

6. Obliczyć z proporcji wartość szukaną.

7. Podać odpowiedź.

Przykład:
Ile moli tlenku żelaza (III) otrzymamy, utleniając 1,7 mola żelaza?


















Odp.: Utleniając 1,7 mola żelaza, otrzymamy 0,85 mola tlenku żelaza (III).

Ustalanie wzoru związku

Ważną grupę obliczeń stanowi ustalanie wzoru związku chemicznego na podstawie składu procentowego wagowego lub objętościowego.

Przykład:
Ustal wzór elementarny węglowodoru zawierającego 82,76% wagowych węgla. Oznaczamy wzór C_xH_y, zapisujemy proporcję i wykonujemy obliczenia:
















Podajemy wzór empiryczny: C₂H₅. Gdybyśmy chcieli podać wzór sumaryczny, musielibyśmy znać lub w inny sposób wyznaczyć masę cząsteczkową lub molową danego związku. Do grupy tej należy także ustalanie wzoru związku chemicznego na podstawie reakcji spalania związku. 
Przykład: 
Ustal wzór sumaryczny pewnego węglowodoru o gęstości 2,5 g·dm^-3 (w warunkach normalnych),
jeżeli w wyniku całkowitego spalenia 8,4 g tego związku otrzymano

13,44 dm³ CO₂. 
Oznaczamy wzór C_xH_y . 
Obliczamy masę molową węglowodoru:

Zapisujemy równanie reakcji, nanosimy dane i szukane, a następnie obliczamy liczbę moli węgla:


















Korzystając z obliczonej wcześniej masy molowej, ustalamy masę wodoru w związku:ustalamy masę wodoru w związku:
m_H = 56 - 4 · 12 = 8 g
a następnie liczbę moli wodoru:












Podajemy wzór sumaryczny węglowodoru: C₄H₈.

Wydajność reakcji

W niektórych zadaniach podane jest, że reakcja nie przebiega ze 100% wydajnością. Należy to uwzględnić w obliczeniach. Wydajnością reakcji nazywamy (wyrażony

w procentach) stosunek ilości produktu uzyskanego w reakcji do ilości tego samego produktu, obliczonej teoretycznie z równania reakcji chemicznej.