OBLICZENIA CHEMICZNE
STECHIOMETRIA (gr. stoichei - zasada i gr. metron - miara ) to nauka zajmująca się zależnościami masowymi, molowymi, objętościowymi występującymi w reakcjach chemicznych i wzorach.
Podstawą stechiometrii jest właściwa interpretacja: symboli, wzorów
i równań chemicznych opisujących odpowiednio: atom, cząsteczkę i reakcję chemiczną.
Podstawowe pojęcia i prawa chemiczne (przypomnienie)
Symbol chemiczny powstał z nazwy łacińskiej pierwiastka i stanowi pierwszą lub pierwszą i kolejną literę tej nazwy.
Symbol chemiczny jest pojęciem wieloznacznym i może oznaczać:
a). rodzaj pierwiastka np. S to symbol pierwiastka o nazwie siarka
b). ilość atomów pierwiastka np. 4 Fe to 4 atomy żelaza
c). ilość moli atomów pierwiastka np. 4 Fe to też 4 mole atomów żelaza
(1 mol odpowiada 6,023*1023 cząstek jest to tzw. liczba Avogadro, ścisła definicja mola zostanie podana później w tym rozdziale).
Wzór chemiczny to zapis cząsteczki związku chemicznego za pomocą symboli chemicznych, zgodny z prawem stosunków stałych i wielokrotnych.
Wzór chemiczny jest pojęciem wieloznacznym i może informować:
a). o rodzaju związku chemicznego
Przykład
H2O to wzór związku o nazwie wody (tlenek wodoru)
SO2 to wzór związku o nazwie tlenek siarki(IV) (dwutlenek siarki)
b). z jakich pierwiastków zbudowany jest związek chemiczny
Przykład
Wzór H2SO4 w skład kwasu siarkowego(VI) wchodzą pierwiastki:wodór, tlen, siarka.
Wzór HNO3 w skład kwasu azotowego(V) wchodzą pierwiastki:wodór, tlen, azot.
c). o stosunkach ilościowych powiązanych pierwiastków
Przykład
Ze wzoru Na2O wynikają następujące stosunki atomowe, molowe i masowe sodu do tlenu: 2-1 , 2-1 , 23-8.
d). o ilości cząsteczek lub moli cząsteczek
Przykład
Zapis 3 N2O3 oznacza 3 cząsteczki tlenku azotu(III) lub 3 mole cząsteczek tlenku azotu(III).
Równanie chemiczne to zapis reakcji za pomocą wzorów i symboli chemicznych, zgodny z prawem zachowania masy. Równanie może dostarczyć informacji o:
a). typie reakcji oraz jakości reagujących substancji
b). stosunkach stechiometrycznych: atomowo-cząsteczkowych, molowych, objętościowych i masowych reagujących reagentów.
Przykład
Opis:
stosunki cząsteczkowe:
1 cząsteczka azotu reaguje z 3 cząsteczkami wodoru
i w wyniku reakcji powstają 2 cząsteczki amoniaku. W ten sposób czyta się równania chemiczne, a więc znajomość nazewnictwa związków jest jak najbardziej wskazana.
stosunki molowe
1 mol cząsteczek azotu reaguje z 3 molami cząsteczek wodoru
i w wyniku reakcji powstają 2 mole cząsteczek amoniaku.
stosunki objętościowe:
1 jednostka objętości azotu reaguje z 3 jednostkami objętości wodoru
i w wyniku reakcji powstają 2 jednostki objętości amoniaku. Spełnione jest tutaj prawo Gay Lussaca.
stosunki masowe:
28 gramów azotu reaguje z 6 gramami wodoru i w wyniku reakcji powstaje 34 gramy amoniaku. Z ostatniego opisu wynika spełnienie prawa zachowania masy.
Z powyższej analizy wynikają poniższe wnioski.
Stosunki atomowo-cząsteczkowe, molowe i objętościowe są zawsze takie same dla tej samej reakcji.
Powyższe stosunki stechiometryczne wynikające z równania są podstawą do dokonywania obliczeń chemicznych.
Lecz aby się tak stało trzeba zrozumieć, skąd wzięły się te stosunki ilościowe z równania. Wszystko zaczyna się od podstawowych pojęć, które trzeba przyswoić (masa atomu i cząsteczki, jednostka atomowa masy, masa atomowa i cząsteczkowa, mol, masa molowa, objętość molowa) i podstawowe prawa chemiczne.
1). Masa atomu i cząsteczki to niezmiernie mała masa bezwględna rzędu 10-22 - 10-24 g, której nie da się zmierzyć klasycznymi przyrządami (wagi). Mierzy się ją w spektrografach masowych. Posługiwanie się takimi zapisami liczb jest niewygodne i prowadzi do błędów w obliczeniach, stąd propozycja wyrażania mas cząstek elementarnych, atomów i cząsteczek poprzez
2). Atomową jednostkę masy (a.j.m.):
Atomowa jednostka masy (1u, dalton) = 1,66 *10-24 g [≈ 1 / 6,023 * 1023]=jedna dwunasta masy izotopu węgla 12C.
Zadanie
Masa elektronu = 9,109 *10-28 g w j.a.m. obliczana jest następująco:
1u ------------ 1,66 *10-24 g
m(e)-------- 9,109 *10-28 g m(e) = 1u * 9,109 *10-28 g / 1,66 *10-24 g
= 5,487 * 10-4 = 0,0005487u
Zadanie
Masa atomu sodu m(Na) = 3,8163 *10-23 g w j.a.m. obliczana jest następująco:
1u --------------- 1,66 *10-24 g
mat(Na)-------- 3,8163 *10-23 g mat(Na) = 1u * 3,8163 *10-23 g / 1,66 *10-24 g
= 22,9897u
Zadanie
Pierwiastek chlor składa się z dwóch naturalnych izotopów
o następujących własnościach:
izotopy |
35Cl |
37Cl |
zawartość % izotopu w pierwiastku |
75,53 |
24,47 |
masa izotopu w g |
5,80483 * 10-23 |
6,13634 * 10-23 |
Należy wyrazić masę tych tych izotopów w j.a.m.
1u ----------------- 1,66 *10-24 g
Ar(35Cl)-------- 5,80483 *10-23 g
Ar(35Cl) = 1u * 5,8048 *10-23 g / 1,66 *10-24 g = 34,9688 u
1u ----------------- 1,66 *10-24 g
A(37Cl)-------- 6,13634 *10-23 g
A(37Cl) = 1u * 6,1363 *10-23 g / 1,66 *10-24 g = 36,9659 u
3). Masa atomowa.
Powstał problem. Masę, którego izotopu chloru używać w obliczeniach? Przyjęto, że należy obliczyć średnią ważoną mas, ujmującą udziały poszczególnych izotopów w pierwiastku chlorze. Tą średnią ważoną oblicza się następująco:
Tak policzoną wartość średniej ważonej nazwano masą atomową. Zastosowanie średniej ważonej jest możliwe dzięki stałości składu izotopowego pierwiastków niezależnego od położenia geograficznego (prawo geochemiczne). Sytuacja taka jak dla chloru powtarza się bardzo często w przyrodzie. Istnieje nieliczna grupa pierwiastków składających się tylko z jednego izotopu (Be, F, Na, Al, P, Sc, V, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pm, Tb, Ho, Tu). W ten sam sposób policzono pozostałe masy atomowe pierwiastków i wstawiono do tablic. Ze sposobu obliczania masy atomowej dla większości pierwiastków wynika, że iloraz masy atomowej i liczby Avogadro daje średnią masę atomu a nie wartość dokładną.
4). Masa cząsteczkowa to suma mas atomowych w cząsteczce.
Zadanie
Masę cząsteczkową kwasu siarkowego(VI) H2SO4 oblicza się następująco:
mat(H) = 1u *1 = 1u
mat(S) = 32u *1 = 32u
mat(O) = 16u *4 = 64u
mcz(H2SO4) = 198u
5). Kolejną ważną wielkością jest pojęcie wielkości zwanej licznością materii (dawniej mol).
Przez analogię do np. tuzina (12 sztuk rzeczy w makroświecie), wprowadzono sposób liczenia cząstek mikroświata (atom, cząsteczka, cząstka elementarna). Jednostką liczności materii jest mol.
Mol jest to taka ilość substancji, zawierająca tyle atomów, cząsteczek lub innych jednostek elementarnych masy, która równa jest ilości atomów węgla zawartych w 12 gramach izotopu 12C. Jest to definicja ścisła, niezależna od warunków pomiarowych i przyrządów.
Dla celów obliczeniowych stosujemy określoną, przybliżoną liczbę atomów węgla zawartą w 12 gramach izotopu węgla 12C i równą 6,023 * 1023 . Jest to przybliżenie tzw. liczby Avogadro.
Czyli w przybliżeniu 1 mol cząstek odpowiada 6,023 * 1023 ilości cząstek (najczęściej atomów lub cząsteczek, ale też protonów elektronów, neutronów, jonów i in.).
Oznaczenie liczności materii: n . Jednostka liczności materii: mol.
Przykład
Jeżeli mamy 6,023 * 1023 atomów tlenu to oznacza, że mamy 1 mol atomów tlenu.
Jeżeli mamy 3,0125 * 1023 atomów siarki to oznacza, że mamy 0,5 mol atomów siarki.
Inaczej, jeżeli mamy 0,2 mola cząsteczek H2O to jest to 1,2046*1023 cząsteczek wody.
Należy zadać w tym miejscu interesujące pytanie. A jaka jest masa tej ilości cząsteczek np. wody? Odpowiedź znajduje się w pojęciu masy molowej
6). Masa molowa to masa jednego mola atomów lub cząsteczek.
Oznaczenie masy molowej: M. Jednostka masy molowej: g / mol
Twierdzenie
Masa molowa co do modułu (nie uwzględniając jednostek) równa jest masie atomowej lub cząsteczkowej.
Dowód przeprowadzimy dla sodu.
Teza: mat(Na) = M(Na)czyli 23u = 23g/mol
Sód ma masę atomową 23u czyli :
1u ---------------- 1,66 *10-24 g z definicji j.a.m.
23u----------------3,82 *10-23 g Na → jest to masa jednego atomu Na
23 u Na ------------1 atom Na ----------------------------------- 3,82 *10-23 g Na
6,023 * 1023 atomów Na (1 mol at. Na) ------------------------- M (Na)
M(Na) = 6,023 *1023 atomów Na* 3,82 *10-23 g Na / 1 atom Na = 23 g Na c.k.d.
Zadanie
Masa molowa srebra wynosi:
Z tablic wyszukujemy masę atomową srebra mat(Ag) = 108u a stąd na mocy twierdzenia masa molowa M(Ag) = 108 g/mol. Liczba ta niesie następującą informację:
1 mol atomów Ag (czyli 6,023 * 1023 atomów) ma masę 108 g.
Zadanie
Masę molową azotanu(V) magnezu Mg(NO3)2 należy wyliczyć następująco:
Z tablic wyszukujemy masy atomowe magnezu, azotu i tlenu:
mat(Mg) = 24u *1 = 24u
mat(N) = 14u *2 = 28u
mat(O) = 16u *6 = 96u
mcz(Mg(NO3)2) =148u
Na mocy twierdzenia masa molowa wynosi M(Mg(NO3)2) = 148 g/mol.
Liczba ta niesie następującą informację:
1 mol cząsteczek Mg(NO3)2 (czyli 6,023 * 1023 cząsteczek) ma masę 148 g.
7). Objętość molowa dla ciał stałych i cieczy to objętość 1 mola cząstek substancji w określonej temperaturze (najczęściej w warunkach normalnych). Stąd wynika wzór obliczeniowy:
(3.1)
gdzie M to masa molowa a d gęstość ciała stałego lub cieczy w określonej temperaturze.
Zadanie
Objętość molowa węglanu wapnia CaCO3 wynosi:
M(CaCO3) = 100 g/mol z tablic
d(CaCO3) = 2,71 g/cm3 z tablic
Vmol = M(CaCO3) / d(CaCO3) = 100 g/mol / 2,71 g/cm3 = 36,9 cm3 / mol
Objętość molowa dla gazów to objętość 1 mola cząstek gazu w określonych warunkach ciśnienia i temperatury ( najczęściej w warunkach normalnych : 273 K i 1013 hPa). Stąd wynika wzór obliczeniowy:
(3.2)
gdzie M to masa molowa a d gęstość gazu w warunkach normalnych
Zadanie
Objętość molową tlenu O2 oblicza się następująco:
M(O2) = 32 g/mol z tablic
d(O2) = 1,429 g/dm3 z tablic
Vmol = M(O2) / d(O2) = 32 g/mol / 2,429 g/dm3 = 22,4 dm3 / mol
Zadanie
Objętość molową wodoru H2 oblicza się następująco:
M(H2) = 2 g/mol z tablic
d(H2) = 0,09 g/dm3 z tablic
Vmol = M(H2) / d(H2) = 2 g/mol / 0,09 g/dm3 = 22,4 dm3 / mol
Okazuje się, że dla dowolnego gazu spełniona jest tu prawidłowość wyrażona w postaci prawa chemicznego.
7). Prawo Avogadro. Takie same objętości różnych gazów zawierają takie same ilości moli cząstek w takich samych warunkach ciśnienia i temperatury.
W szczególności w warunkach normalnych 1 mol dowolnego gazu wypełnia objętość 22,4 dm3 lub inaczej 22,4 dm3 dowolnego gazu zawiera 1 mol cząstek.
Powstał problem. A jak wyglądają relacje między objętością a ilością moli dla gazów w warunkach innych niż normalne? Rozwiązanie tego problemu podaje teoria kinetyczno-molekularna, z której wynika wzór opisujący stan gazu doskonałego (gaz w tej teorii stanowi zbiór cząstek punktowych nieoddziaływujących ze sobą) zwany wzorem Clapeyrona:
(3.3)
gdzie p - ciśnienie [Pa], V - objętość [m3], n - liczba moli [mol], T - temperatura bezwzględna [K], R - stała gazowa a jej wartość zależy od układu jednostek:
Wzór ten pozwala wyliczać jeden parametr gazu w oparciu o znane pozostałe.
Zadanie
Jaka jest objętość w dm3 3 moli cząsteczek azotu w temperaturze 400 K pod ciśnieniem 5000 hPa.
Dane: Szukane:
n(N2) = 3 mole N2 V(N2) = ?
T = 400 K
p = 5000 hPa = 50000 Pa
Rozwiązanie
1) Ze wzoru pV = nRT wynika, że V = nRT / p
2)
Poniżej przedstawiono przykład zbierający uzyskane wiadomości o współczynnikach stechiometrycznych w równaniach reakcji.
Przykład
Określ co reprezentują współczynniki stechiometryczne w równaniu:
Z równania wynika, że:
a). 4 cząsteczki NH3 reagują z 5 cząsteczkami O2 i w wyniku reakcji powstają 4 cząsteczki NO oraz 6 cząsteczek H2O ta odpowiedniość jest intuicyjnie jasna.
Jeżeli reaguje np. 24,092 * 1023 cząsteczek NH3 to wydaje się oczywiste, że stosunek cząsteczkowy pozostanie taki sam jak powyżej czyli można napisać:
24,092 * 1023 cząsteczek NH3 reaguje z 30,115 * 1023 cząsteczek O2 i w wyniku reakcji powstaje 24,092 * 1023 cząsteczek NO oraz 36,138 * 1023 cząsteczek H2O. Stosując definicję mola możemy napisać, że:
4 mole cząsteczek NH3 reagują z 5 molami cząsteczek O2 i w wyniku reakcji powstają 4 mole cząsteczek NO oraz 6 moli cząsteczek H2O.
Jeżeli warunki ciśnienia i temperatury są ustalone (np. normalne) dla prostoty rozważań to napiszemy dalej:
4 mol* 22,4 dm3 / mol NH3 reagują z 5 mol* 22,4 dm3 / mol O2 i w wyniku reakcji powstają 4 mol* 22,4 dm3 / mol NO oraz 6mol* 22,4 dm3 / mol H2O czyli jeżeli podzielimy równanie przez 22,4 to otrzymamy:
4 dm3 NH3 reagują z 5 dm3 O2 i w wyniku reakcji powstają 4 dm3 NO oraz
6 dm3 H2O i ogólnie
4 jed. obj. NH3 reagują z jed. obj. O2 i w wyniku reakcji powstają 4 jed. obj. NO oraz 6 jed. obj. H2O.
Powyższy zapis oddaje znaczenie współczynników stechiometrycznych
w reakcjach między gazami i implikuje treść ogólnego prawa gazowego.
8). Prawo Gay Lussaca. Stosunki objętościowe gazów reagujących w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury wyrażone są niewielkimi cyframi naturalnymi (takimi jak współczynniki stechiometryczne).
Korzystając ze stosunków molowych reagujących gazów:
4 mole cząsteczek NH3 reagują z 5 molami cząsteczek O2 i w wyniku reakcji powstają 4 mole cząsteczek NO oraz 6 moli cząsteczek H2O.
można dociekać stosunków masowych w jakich reagują te substancje, wykorzystując ich masy molowe:
4 mol * 17 g/mol NH3 reagują z 5 mol * 32 g/mol O2 i w wyniku reakcji powstają 4 mol * 30 g/mol NO oraz 6 mol * 18 g/mol H2O czyli
68 g NH3 reagują z 160 g O2 i w wyniku reakcji powstają 120 g NO oraz 108 g H2O skracając do prostszej postaci:
17 jed. mas. NH3 reagują z 40 jed. mas. g O2 i w wyniku reakcji powstają 30 jedn. mas. g NO oraz 27 jed. mas. H2O.
Z powyższego zapisu wynika ogólne prawo chemiczne:
9). Prawo zachowania masy. Masa reagujących substancji w układzie zamkniętym jest stała lub masa substratów jest równa masie produktów.
10). Prawo Prousta (stałości składu związku chemicznego). Pierwiastki łączą się ze sobą w związek chemiczny w stałym i ściśle określonym stosunku masowym.
Przykład
W związku CuO na 1 atom Cu przypada 1 atom O czyli 1mol atomów Cu na 1 mol atomów O a stąd 64 g Cu na 16 g O a to daje stosunek masowy Cu do O
jak 4 do 1. Widać z tego przykładu, że prawo Prousta wynika ze wzoru związku. Prawo Prousta jest nieścisłe ponieważ doświadczenie pokazuje, że te same pierwiastki mogą połączyć się w innym stosunku masowym
Przykład
W związku Cu2O tych samych przecież pierwiastków stosunek masowy wygląda następująco 124 g do 16 g czyli 8 do 1.
Stosunek masowy miedzi do tlenu w tych związkach jest więc ściśle określony ale nie stały. Prawo Prousta uzupełnione zostało prawem Daltona (tego prawa nie mylić z prawem Daltona dotyczącego gazów).
TEGO NIE TRZEBA (pkt 10)
10). Inne prawa i zależności chemiczne (dla specjalizacji)
Dla mieszanin (roztworów) mamy ważne wzory:
a). xi-ułamek molowy i-tego składnika dla k wszystkich składników
(3.4)
b). ułamek wagowy i ułamek molowy mieszanin:
(3.5)
Mśr to tzw. średnia masa molowa roztworu
czyli
(3.6)
c). Tzw. gęstość względna gazu podawana jest względem wodoru i powietrza:
(3.7)
d). Prawo Daltona (dotyczące gazów). Całkowite ciśnienie p roztworu gazów doskonałych równa się sumie ciśnień cząstkowych p1, p2, p3... wszystkich gazów wchodzących w skład mieszaniny.
(3.8)
Ciśnienie cząstkowe pi danego składnika mieszaniny gazowej to ciśnienie, jakie wywierałby ten składnik, gdyby sam zajmował całą objętość w tej samej temperaturze, w jakiej znajduje się mieszanina gazów.
e). Prawo Amagata. Całkowita objętość V mieszaniny gazów doskonałych równa się sumie objętości V1, V2, V3...zajmowanych przez poszczególne składniki pod ciśnieniem p i w temperaturze T mieszaniny.
(3.9)
Przykłady zadań rachunkowych.
Zadanie
Oblicz masę cząsteczki kwasu siarkowego(VI).
Dane: Szukane:
1 mol H2SO4 m(H2SO4)=?
Rozwiązanie
1). 1 mol H2SO4 ---- 6,023*1023cz. ----- 98 g (=2*1u + 1*32u + 4*16u = 98u czyli 98 g/mol)
1cz ------------ m(H2SO4) i z proporcji
g
Odp. Masa cząsteczki kwasu siarkowego (VI) wynosi około 16*10-23 gramów.
Zadanie
Masz 50 gramów NO2. Oblicz ile to: a) moli b). cząsteczek c). dm3 ?
Dane: Szukane:
50 g NO2 n(NO2)=?
N(NO2)=?
V(NO2)=?
Rozwiązanie
1). 1 mol NO2 ---- 6,023*1023cz.NO2 ----- 22,4 dm3 NO2 ----- 46 g NO2
(=1*14u + 2*16u = 46u czyli 46 g/mol)
2). 1 mol NO2 ---- 6,023*1023cz.NO2 ----- 22,4 dm3 NO2 ----- 46 g NO2
n(NO2) --------- N(NO2) ------------ V(NO2)------------ 50 g NO2
a).
n(NO2)= 1mol * 50 g / 46 g = 1,09 mola
b).
N(NO2)= 1,09 mol * 6,023*1023 / 1mol = 6,56 * 1023 cząsteczek
c).
V(NO2)=1,09 mol * 22,4 dm3 / 1 mol = 24,42 dm3.
Zadanie
Oblicz skład procentowy pierwiastków w kwasie octowym.
Dane: Szukane:
CH3COOH czyli C2H4O2 P%(C),P%(H),P%(O)=? M(C2H4O2)= 2* 12u +4* 1u + 2* 16u = 60u czyli 60 g /mol)
Rozwiązanie
P%(C)= 24 g *100% / 60 g = 40%
P%(H)= 4 g *100% / 60 g = 6,67%
P%(O)= 32 g *100% / 60 g = 53,33%=100% - (40% + 6,67%)
Zadanie
Podczas spalenia pewnego siarczku miedzi otrzymano 40g CuO i 16g SO2. Ustal wzór elementarny siarczku.
Dane: Szukane
m(CuO) = 40g CuxSy
m(SO2) = 16g
Rozwiązanie
1). W CuO 1 mol at Cu ------------ 1 mol at O ------------1 mol CuO
64 g Cu --------------- 16 g O --------------- 80 g CuO
m(Cu) ----------------- m(O) --------------- 40 g CuO
m(Cu) = 64 g * 40 g / 80 g = 32 g
2). Oblicz masę siarki, ze wzoru SO2
Ze wzoru SO2 wynika, że
1). 1 mol cz. SO2 ------------ 1 mol at S
64 g SO2 --------------- 32 g S skorzystano tu z prawa stosunków stałych (Prousta)
16 g SO2 ----------------- m(S)
stąd m(S) = 16 g * 32 g / 64 g = 8 g
3). stosunek atomowy x : y równa się stosunkowi molowemu n(Cu) : n(O)
=0,5 mol : 0,25 mol =2:1
Wzór Cu2S
Zadanie
Do spalenia 1 dm3 węglowodoru gazowego zużyto 8 dm3 tlenu i otrzymano 5 dm3 CO2 i 6 dm3 pary wodnej. Jaki jest wzór węglowodoru.
Dane: Szukane:
V(CxHy)=1 dm3, V(O2)=8 dm3,
V(CO2)=5 dm3, V(H2O)=6 dm3 x , y = ?
Rozwiązanie
1). CxHy + O2 = CO2 + H2O
Prawo Gay Lussaca poucza, że stosunki objętościowe reagujących gazów wyrożone są niewielkimi cyframi naturalnymi, a z drugiej strony współczynniki w równaniu stanowią o stosunkach objętościowych reagujących gazów. Dlatego:
CxHy + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2O
a stąd x = 5 i y = 12 i tak wzór ma postać C5H12 .
Zadanie
W ilu gramach trójtlenku siarki znajduje się tyle samo atomów siarki co w 2 molach dwutlenku siarki?
Dane: Szukane:
n(SO2)=2 mole m(SO3)=?
Rozwiązanie
1). Obliczam ile atomów siarki jest w 2 molach SO2:
1 mol SO2 ---- 6,023*1023cz.SO2 ----- 6,023*1023at.S
2 mole SO2-------------------------------- N(S) i z proporcji
2). Obliczam masę SO3 , w której jest 12,046*1023 at. S
1 mol SO3 ---- 6,023*1023cz.SO2 ----- 80 g SO3-----------6,023*1023at.S
m(SO3) ----------12,046*1023at. S i z proporcji
Odp. W 160 g SO3 jest tyle samo atomów siarki co w 2 molach SO2.
Zadanie
Ustal wzór rzeczywisty tlenku azotu zawierającego 63,6% azotu wiedząc, że gęstość tego gazu w warunkach normalnych wynosi 1,96 g/dm3.
Dane: Szukane:
P(N) = 63,6%, d(NxOy) = 1,96 g/ dm3. x , y = ?
Rozwiązanie
1). Obliczam masę molową NxOy :
1 mol NxOy ---- 22,4 dm3 ------- M g NxOy
1 dm3 ----------1,96 g i z proporcji
2). Obliczam masę azot i tlenu w tlenku:
m(O) = 44 g - 28 g =16 g
3). Wyznaczam wzór:
NxOy x : y oznacza stosunek atomowy azotu do tlenu. Równa się on też stosunkowi molowemu
czyli x : y = n(N) : n(O) ale wiadomo, że n = m / M stąd
Stąd wynika wzór rzeczywisty N2O.
Zadanie
Po całkowitym spaleniu 3 gramów związku organicznego otrzymano 8,8 g CO2 i 5,4 g H2O jakie pierwiastki wchodzą w skład związku. Wyznacz wzór elementarny (empiryczny) i wzór rzeczywisty, wiedząc 0,537 g tej substancji odparowano w temperatury 373 K do objętości 2*10-4 m3 pod ciśnieniem 2775,5 hP.
Dane: Szukane:
m(CxHyOz)=3 g , m(CO2)=8,8 g , m(H2O)=5,4 g x , y , z =?
Rozwiązanie
1). Obliczam masę C i H: z tablic obliczam M(CO2) = 44 g/mol i M(H2O) = 18g/mol
1mol CO2 ------- 44 g CO2---------12 gC i 1 mol H2O---------- 18 g H2O----------2 g H
8,8 g CO2---------m(C) 5,4 gH2O------------m(H)
2). Wyznaczam wzór związku:
CxHy x : y oznacza stosunek atomowy węgla do wodoru. Równa się on też stosunkowi molowemu
czyli x : y = n(C) : n(H) ale wiadomo, że n = m / M stąd
Stąd wzór empiryczny ma postać CH3.
3). Aby wyznaczyć wzór rzeczywisty należy policzyć masę molową dla tej substancji korzystając ze wzoru Clapeyrona:
Po podstawieniu do wzoru danych otrzymamy:
Obliczona masa molowa odpowiada wzorowi rzeczywistemu C2H6 czyli jest to wielokrotność CH3
Zadanie
Jaki odczyn wykaże roztwór po dodaniu do 160 g 50% roztworu NaOH 22,4 dm3 chlorowodoru.
Dane: Szukane:
m(NaOH)=160 g Co pozostanie w nadmiarze
Cp(NaOH)=50% dając odpowiedni odczyn?
V(HCl)=22,4 dm3
Rozwiązanie
1). NaOH + HCl → NaCl + H2O z równania wynika, że
1mol NaOH ------------- 1 molem HCl
2). Obliczam masę czystego NaOH w roztworze ze stężenia procentowego:
3). Zamieniam masę NaOH na mole: n(NaOH)= m(NaOH) / M(NaOH) =
80 g / 40 g/mol= 2 mole NaOH.
4). Zamieniam objętość HCl na mole: 1 mol HCl to 22,4 dm3 czyli n(HCl) =
1 mol.
5). Z równania wynika, że:
1mol NaOH ------------ 1molem HCl
n(NaOH)----------------1 mol HCl
n(NaOH)= 1 mol
W roztworze były 2 mole NaOH a przereagował 1 mol NaOH czyli został 1 mol NaOH. Roztwór będzie miał odczyn zasadowy.
Zadanie
Oblicz wydajność reakcji nitrowania benzenu do mononitrobenzenu wiedząc, że ze 120 gramów benzenu otrzymano 20 gramów nitrobenzenu.
Dane: Szukane:
m(C6H6) = 120 g w= masa rzeczywista* 100% / masa teoretyczna
m(C6H5NO2) = 20 g praktycznie
Rozwiązanie
1). C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O
z równania wynika, że
1mol C6H6 ----------- 1mol C6H5NO2 czyli
78 g C6H6 ------------ 123 g C6H5NO2
120 g C6H6 ---------- m(C6H5NO2) teoretyczna
m(C6H5NO2) = 120 g * 123 g / 78 g = 189 g ilość teoretyczna
w= 20 g * 100% / 189 g = 10,58%
Zadanie
Z 1 tony 40% NaCl otrzymano 200 kg sody kalcynowanej. Ile wynosi wydajność procesu?
Dane: Szukane:
m(NaCl) = 1000 kg w= masa rzeczywista* 100% / masa teoretyczna
P(NaCl) = 40%
czyli 400 kg czystego NaCl
m(Na2CO3) = 200 kg masa rzeczywista
Rozwiązanie
1). ! NaCl + CO2 + H2O + NH3 → NaHCO3 + NH4Cl
!! 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2
2). Z równań wynika, że:
1 kmol NaCl ---------------- 0,5 kmola Na2CO3
zamieniając stosunki molowe na masowe otrzymamy
58,5 kg NaCl ------------53 kg
400 kg NaCl ------------ m(Na2CO3)
m(Na2CO3) = 400 kg * 53 kg / 58,8 kg = 362,4 kg to masa teoretyczna
w = 200 kg * 100% / 362,4 kg = 55,19 %
Zadanie
W wyniku reakcji 12 g kwasu jednokarboksylowego z magnezem otrzymano 0,56 dm3 wodoru w warunkach normalnych. Wydajność reakcji wynosi 25%. Jaki miał wzór kwasu użytego do reakcji?
Dane Szukane:
m(R-COOH) = 12 g R =?
V(H2) = 0,56 dm3
w = 25%
Rozwiązanie
1).2 R-COOH + Mg = (R-COO)2 Mg + H2
2). Z równania wynika, że;
2 mol R-COOH --------- 1 mol H2 1 mol H2 -----------22,4 dm3
n mol R-COOH --------- 0,025 mol H2 n(H2) --------------0,56 dm3
n(R-COOH) = 0,05 mol n(H2) = 1 mol* 0,56 dm3/22,4dm3
n(H2) = 0,025 mola
czyli 25% --------- 0,05 mola R-COOH
100% -------- 0,2 mol R-COOH
3). 0,2 mola ---- 12 g R-COOH
1 mol ------- M(R-COOH)
M(R-COOH) = 12 g * 1 mol / 0,2 mol = 60 g jest to masa molowa kwasu w którym na 60 g przypada 45 g COOH a pozostała masa 60 g - 45 g = 15 g na CnH2n+1
n*12 + (2n+1)*1 = 15
n = 1 czyli kwas ma wzór CH3COOH
Zadania do samodzielnego wykonania:
Zad 1). Oblicz skład procentowy dwutlenku węgla.
Zad 2). Podczas utlenienia pewnego siarczku miedzi otrzymano 4 g CuO i 1,6 g SO2. Ustal wzór siarczku.
Zad 3).W pewnym węglowodorze stosunek wagowy węgla do wodoru wynosi 8/1. Oblicz wzór węglowodoru.
Zad 4). CaCO3 zmieszano z MgSO4 w stosunku wagowym 5/3. w jakim stosunku molowym zostały zmieszane sole.
Zad 5). Po spaleniu 4,2 gramów żelaza w tlenie otrzymano 5,8 gramów tlenku . Wyznacz wzór tego tlenku.
Zad 6). Ile moli fosforu wzięto do reakcji, jeżeli otrzymano 42,6 gramów pięciotlenku fosforu.
Zad 7). Do syntezy 24 cm3 amoniaku użyto 75 cm3 wodoru i 25 cm3 azotu. Ile wodoru
i azotu przereagowało?
Zad 8). Do spalenia 1 dm3 węglowodoru gazowego zużyto 5 dm3 tlenu i otrzymano 3 dm3 CO2 i 4 dm3 pary wodnej. Jaki jest wzór węglowodoru?
Zad 9). Termiczny rozkład 0.2 mola chloranu(V) potasu daje chlorek potasu i tlen. Oblicz ile dm3 tlenu wydzieliło się w warunkach normalnych.
Zad 10). Jaką wartościowość wykazuje siarka w tlenku siarki , jeżeli 1 g tlenku zawiera 0,4 g siarki?
Zad 11). Masz 51 gramów tlenku glinu . Ile gramów glinu i siarki trzeba aby otrzymać taką samą masę siarczku glinu?
Zad 12). Do spalenia 1 dm3 węglowodoru gazowego zużyto 8 dm3 tlenu i otrzymano 5 dm3 CO2 i 6 dm3 pary wodnej. Jaki jest wzór węglowodoru?
Zad 13). Rozpuszczono 8 gramów trójtlenku siarki w 92 gramach wody. Ile wynosi stężenie procentowe otrzymanego roztworu kwasu siarkowego(VI).
Zad 14).Ile dm3 Cl2 trzeba do wyparcia 25,4 gramów J2 z jodku potasu?
Zad 15). W jakich stosunkach objętościowych pozostają do siebie w warunkach normalnych równe ilości masowe CH4, O2, SO2.
Zad 16). Wyznacz wzór związku węgla i tlenu o masie molowej 44 g/mol wiedząc, że stosunek masowy reagujących pierwiastków (C:O) wynosi 3/8.
Zad 17). Do spalenia 2 dm3 węglowodoru gazowego zużyto 5 dm3 tlenu i otrzymano 6 dm3 CO i 4 dm3 pary wodnej. Jaki jest wzór węglowodoru?
Zad 18). 10 g glinu reagowało z 10 g tlenu. Ile tlenku glinu powstało? Który pierwiastek pozostał w nadmiarze i jakim?
Zad 19). W ilu molach tlenku azotu(III) zawarta jest taka sama liczba moli atomów tlenu jaka zawarta jest w 3 molach tlenku azotu(V).
Zad 20). W ilu gramach trójtlenku siarki znajduje się tyle samo atomów siarki co w 2 molach dwutlenku siarki?
Zad 21). Powstało 54 moli chlorowodoru. Oblicz ile gramów wodoru i chloru przereagowało? (warunki normalne)
Zad 22). W reakcji magnezu z kwasem azotowym powstało 20 dm3 wodoru. Oblicz ile gramów magnezu przereagowało?
Zad 23).Jaki odczyn wykaże roztwór po dodaniu do 160g 50% roztworu NaOH 22,4 dm3 chlorowodoru.
Zad 24). W reakcji sodu z kwasem fosforowym powstało 40 dm3 wodoru. Oblicz ile gramów sodu przereagowało?
Zad 25). W reakcji magnezu z kwasem fosforowym powstało 50 dm3 wodoru. Oblicz ile gramów kwasu musiało przereagować?
Zad 26). Powstało 54 moli chlorowodoru. Oblicz, ile dm3 wodoru i dm3 chloru przereagowało? (warunki normalne)
Zad 27). Powstało 54 m3 chlorowodoru. Oblicz ile gramów wodoru i chloru przereagowało. (warunki normalne)
Zad 28). Po całkowitym spaleniu 3 gramów związku organicznego otrzymano 8,8 grama CO2 i 5,4 grama H2O. Jakie pierwiastki wchodzą w skład związku? Wyznacz najprostszy wzór sumaryczny.
Zad 29). Przereagowało 5 m3 wodoru z tlenem. Oblicz ile g wody otrzymano. (war. normal.)
Zad 30). Czy 65 g kwasu azotowego zobojętni 50 g zasady sodowej? Odpowiedź uzasadnij obliczeniami.
Zad 31). W reakcji węglanu wapnia z kwasem solnym powstało 60 dm3 ditlenku węgla. Oblicz ile gramów chlorku wapnia powstało?
Zad 32). Ustal rzeczywisty wzór tlenku azotu o masie molowej 92 g zawierającego 30,5 % azotu.
Zad 33). W reakcji żelaza(III) z kwasem azotowym powstało 60 dm3 wodoru. Oblicz ile moli żelaza przereagowało?
Zad 34). Reakcji zobojętnienia uległo 20 g wodorotlenku potasu z kwasem siarkowym(VI). Ile moli soli otrzymano?
Zad 35). Ustal wzór rzeczywisty tlenku azotu zawierającego 63,6% azotu wiedząc, że gęstość tego gazu w warunkach normalnych wynosi 1,96g/dm3.
Zad 36). Po całkowitym spaleniu 3 gramów związku organicznego otrzymano 8,8 grama CO2 i 5,4 grama H2O jakie pierwiastki wchodzą w skład związku. Wyznacz najprostszy wzór sumaryczny
Zad 37). CaCO3 zmieszano z MgSO4 w stosunku wagowym 5/4. W jakim stosunku molowym zostały zmieszane sole?
Zad 38). W reakcji 10 g wodoru z azotem powstał amoniak. Oblicz ile dm3 go powstało?
ZAGADNIENIA
Wszystkie pojęcia i sposoby rozwiązywania zadań z opracowania
15
pojęcie mola i masy molowej molowej
pojęcie mola i masy i objętości molowej
pojęcie mola
pojęcie mola i masy molowej molowej
prawo Avogadro i pojęcie masy molowej molowej molowej
Wyszukiwarka