CHEMIA - pazdro.com.pl · 8 Chemia. ademecum maturalne Pierwiastek chemicznyjest to zbiór atomów...

CHEMIAVademecum maturalne

Kamil Kaznowski

AVM

Oficyna Edukacyjna * Krzysztof Pazdro poleca serię materiałów dydaktycznych, zgodnych z obowiązującą podstawą programową, które pomogą w dobrym przygotowaniu do matury z chemii na poziomie rozszerzonym.

Serię tworzą: • zbiór zadań • trzy zestawy zadań przedmaturalnych • repetytorium • zadania powtórkowe przed maturą • dwa zestawy próbnych arkuszy maturalnych.

CH

EM

IA V

adem

ecum

matu

ralne

www.pazdro.com.pl

SPIS TREŚCI

Wstęp

1. Atomy, czasteczki i stechiometria chemiczna

2. Struktura atomu – jadro i elektrony

3. Wiazania chemiczne

4. Kinetyka i statyka chemiczna

5. Roztwory i reakcje zachodzace w roztworach wodnych

6. Reakcje utleniania i redukcji

7. Metale

8. Niemetale

9. Węglowodory

10. Hydroksylowe pochodne węglowodorow

11. Zwiazki karbonylowe – aldehydy i ketony

12. Kwasy karboksylowe

13. Estry i tłuszcze

14. Zwiazki organiczne zawierajace azot

15. Białka

16. Cukry

Wstęp

Książka, którą trzymają Państwo w rękach, została napisana przede wszystkim z myślą o uczniach za-mierzających przystąpić do egzaminu maturalnego z chemii.

Podział zawartości Vademecum na 16 paragrafów wynika z konstrukcji podstawy programowej na-uczania chemii w zakresie rozszerzonym, która stanowi szkielet obudowy merytorycznej tej publikacji. Z tego właśnie powodu nie każdy paragraf przypomina typowe rozdziały, na które podzielone są pod-ręczniki szkolne. Zastosowanie takiej konstrukcji książki wynikało z chęci ułatwienia powtarzania materiału w taki sposób, aby nie zostało pominięte jakiekolwiek zagadnienie, które powinno zostać utrwalone.

Na początku każdego z szesnastu paragrafów umieszczone zostały dokładne sformułowania zapisów podstawy programowej, której znajomość wydaje się być sprawą nadrzędną! Należy pamiętać, że licz-ba godzin, którą dysponują nauczyciele chemii w szkołach pozwala czasami na realizowanie zagad-nień nadprogramowych. Ich znajomość stanowi podstawę wiedzy ogólnej, ale niekoniecznie będzie ona sprawdzana w dniu egzaminu maturalnego. Dlatego Vademecum zawiera tylko te treści nauczania chemii, które ujęte zostały w podstawie programowej, a w tym:

• opisy wszystkich niezbędnych doświadczeń, • zasady wykonywania obliczeń stechiometrycznych, • reguły posługiwania się obecnie obowiązującą nomenklaturą.

Zdobytą wiedzę należy także utrwalić. W tym celu najlepiej jest przystąpić do rozwiązywania licznych zadań, które zweryfikują Wasze umiejętności, np. tych, które są zawarte w Próbnych arkuszach matu-ralnych mojego autorstwa, wydanych przez Oficynę Edukacyjną * Krzysztof Pazdro w postaci dwóch zestawów, z czego każdy zawiera po pięć autorskich arkuszy wraz z odpowiedziami do wszystkich zadań.

Autor

5

1. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna

Z podstawy programowej...

Uczeń: • stosuje pojęcie mola (w oparciu o liczbę Avogadra); • odczytuje w układzie okresowym masy atomowe pierwiastków i na ich podstawie oblicza

masę molową związków chemicznych (nieorganicznych i organicznych) o podanych wzo-rach (lub nazwach);

• oblicza masę atomową pierwiastka na podstawie jego składu izotopowego; ustala skład izotopowy pierwiastka (w % masowych) na podstawie jego masy atomowej;

• ustala wzór empiryczny i rzeczywisty związku chemicznego (nieorganicznego i organicz-nego) na podstawie jego składu wyrażonego w % masowych i masy molowej;

• dokonuje interpretacji jakościowej i ilościowej równania reakcji w ujęciu molowym, ma-sowym i objętościowym (dla gazów);

• wykonuje obliczenia z uwzględnieniem wydajności reakcji i mola dotyczące: mas substra-tów i produktów (stechiometria wzorów i równań chemicznych), objętości gazów w wa-runkach normalnych.

MOL I LICZBA AVOGADRA

Przedmioty widoczne gołym okiem są zbudowane z ogromnej liczby niewidocznych drobin – atomów, cząsteczek i jonów. Posługiwanie się wielkimi liczbami w podawaniu ich ilości jest niewygodne i nie-praktyczne, dlatego w biologii, fizyce i chemii w informacji o liczebności drobin stosuje się specjalną jednostkę – mol.

Mol jest to jednostka liczności materii.1 mol drobin to 6,02 · 1023 drobin (atomów, cząsteczek lub jonów). Liczbę tę określa się mianem liczby Avogadra NA.

NA = 6,02 · 1023 mol–1

Przykład przeliczaniaOblicz, ile cząsteczek tlenku węgla(IV) znajduje

się w 2,25 mola jego cząsteczekOblicz, ile moli cząsteczek kwasu azotowego(V)

stanowi 1,204 · 1022 jego cząsteczek

1 mol cz. CO2 — 6,02 · 1023 cz. CO2 2,25 mola cz. CO2 — x

x = 1,35 · 1024 cz. CO2

1 mol cz. HNO3 — 6,02 · 1023 cz. HNO3 x — 1,204 · 1022 cz. HNO3

x = 0,02 mola cz. HNO3

Chemia. Vademecum maturalne6

n – liczba moli drobinN – liczba drobinNA – liczba Avogadra

Jeżeli nie chcesz stosować proporcji, skorzystaj z zależności:

n = NNA

Ilościowa interpretacja zapisu chemicznego:

5 H2SO4

Liczba molicząsteczek Liczba cząsteczek Liczba moli

atomówLiczba

atomów

5 moli 3,01 · 1024

H 10 moli H 6,02 · 1024

S 5 moli S 3,01 · 1024

O 20 moli O 1,204 · 1025

MASA MOLOWA

Mol dowolnej substancji zawsze oznacza taką samą liczbę drobin wchodzących w jej skład, jednak masa mola substancji jest jej cechą indywidualną. Tak jak pięć ołówków i pięć samochodów to tyle samo przedmiotów, jednak pięć ołówków ma mniejszą masę niż pięć samochodów.

Masa molowa M określa masę jednego mola substancji [g · mol–1] i jest liczbowo równa masie atomo-wej Ar [u] lub masie cząsteczkowej Mr [u].

Na Ar = 23 u M = 23 g · mol–1

Ca3(PO4)2 Mr = 310 u M = 310 g · mol–1

CH3–CH(NH2)–COOH Mr = 89 u M = 89 g · mol–1

Między masą drobiny wyrażoną w atomowych jednostkach masy [u], a masą drobiny wyrażoną w gra-mach istnieje zależność:

1 u = 1,66 · 10–24 g lub 1 g = 6,02 · 1023 u

Przykład przeliczania

Oblicz masę 0,35 mola atomów żelaza Oblicz liczbę moli, jaką stanowi 270 g tlenku azotu(V)

MFe = 56 g · mol–1

1 mol at. Fe — 56 g Fe 0,35 mola at. Fe — x

x = 19,6 g Fe

MN2O5 = 108 g · mol–1

1 mol cz. N2O5 — 108 g N2O5 x — 270 g N2O5

x = 2,5 mola cz. N2O5

1. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna 7

Oblicz masę 1,505 · 1023 cząsteczek tlenku siarki(VI)

Oblicz liczbę atomów, jaką stanowi 357,5 g metalicznego cynku

MSO3 = 80 g · mol–1

6,02 · 1023 cz. SO3 — 80 g SO3 1,505 · 1023 cz. SO3 — x

x = 20 g SO3

MZn = 65 g · mol–1

6,02 · 1023 at. Zn — 65 g Zn x — 357,5 g Zn

x = 3,311 · 1024 at. Zn

m – masa substancjiM – masa molowa substancjin – liczba moli drobinN – liczba drobinNA – liczba Avogadra


n = mM

m = N · M

NA

Jednomolowe próbki przykładowych substancji:

Hg

Br

I

AlCZn

Cu

H2O

H2SO4

MASA ATOMOWA PIERWIASTKA

Nuklid jest to atom danego pierwiastka o ściśle określonym składzie: AZE.

E – symbol chemiczny pierwiastkaZ – liczba atomowa określająca liczbę protonów w jądrze i liczbę elektronów poza jądremA – liczba masowa określająca liczbę nukleonów w jądrze, czyli łączną liczbę protonów i neutronów

AZE

Trzy różne atomy magnezu o ściśle określonych składach:

2412Mg 25

12Mg 2612Mg


Pierwiastek chemiczny jest to zbiór atomów o ściśle określonej, takiej samej liczbie atomowej Z. Na Ziemi występują 92 pierwiastki, a zdecydowana większość z nich stanowi mieszaninę nuklidów (izotopów).

Izotop jest to atom danego pierwiastka o ściśle określonej liczbie neutronów w jądrze, a więc również określonej liczbie masowej A.

Pojęcia „nuklid” i „izotop” w pewnym zakresie swojego znaczenia są synonimami. „Nuklid” jest jednak pojęciem szerszym, a „izotop” jest pojęciem przyporządkowanym pierwiastkowi, bowiem każdy izotop jest nuklidem, ale nie każdy nuklid jest izotopem, np.

• magnez jest pierwiastkiem, który występuje na Ziemi w postaci trzech nuklidów (izotopów): 2412Mg, 25

12Mg i 2612Mg,

• sód jest pierwiastkiem „czystym”, czyli „nieizotopowym” i występuje w przyrodzie w postaci jednego nuklidu (nie izotopu) – 23

11Na.

Masa atomowa pierwiastka Ar jest to średnia masa atomu danego pierwiastka, wyrażona w atomo-wych jednostkach masy [u], będąca średnią ważoną wynikającą z procentowej zawartości izotopów tego pierwiastka w środowisku naturalnym.

Ar – masa atomowa pierwiastkaA1, A2, An – liczby masowe kolejnych izotopów pierwiastkap1, p2, pn – zawartości procentowe kolejnych izotopów pier-wiastka

Ar = A1 · p1 + A2 · p2 +...+ An · pn

100%

Skład izotopowy wybranych pierwiastków chemicznych:

Z Izotop %

1 1H 99,98532H 0,01473H ślady

7 14N 99,63515N 0,365

8 16O 99,757517O 0,039218O 0,2033

9 19F 100

Z Izotop %

11 23Na 100

12 24Mg 78,6025Mg 10,1126Mg 11,29

15 31P 100

16 32S 95,01833S 0,7534S 4,21536S 0,017

Z Izotop %

17 35Cl 75,437Cl 24,6

19 39K 93,0840K 0,011941K 6,91

26 54Fe 5,8456Fe 91,6857Fe 2,1758Fe 0,31

Z Izotop %

29 63Cu 68,9465Cu 31,06

35 79Br 50,5281Br 49,48

79 197Au 100

82 204Pb 1,48206Pb 23,6207Pb 22,6208Pb 52,3


Przykłady obliczeńOblicz masę atomową rubidu, wiedząc, że rubid występuje w przyrodzie w postaci dwóch izoto-

pów: 85Rb – 72,15% i 87Rb – 27,85%

Oblicz zawartość procentową izotopów srebra o liczbach masowych, odpowiednio, 107 i 109.

Masa atomowa srebra wynosi 107,87 u

Ar = A1 · p1 + A2 · p2

100%

Ar = 85 · 72,15% + 87 · 27,85%

100% = 85,56

Odpowiedź: 85,56 u

Ar = A1 · p1 + A2 · p2

100%

107,87 = 107 · x + 109 · (100 – x)

100%x = 56,5

Odpowiedź: 107Ag – 56,5%, 109Ag – 43,5%

WZÓR EMPIRYCZNY I WZÓR RZECZYWISTY

Wzór rzeczywisty jest to wzór sumaryczny związku chemicznego, w którym ilościowy stosunek molo-wy atomów jest wyrażony za pomocą rzeczywistej liczby atomów w cząsteczce związku.

Wzór empiryczny, określany też jako wzór elementarny, jest to uproszczony wzór sumaryczny związ-ku chemicznego, w którym ilościowy stosunek molowy atomów wyrażony jest najprostszymi liczbami całkowitymi.

Nadtlenek wodoru Glukoza Kwas siarkowy(VI) Kwas etanowy

Wzór rzeczywisty H2O2 C6H12O6 H2SO4 CH3COOH

Wzór empiryczny HO CH2O H2SO4 CH2O

Prawo stałości składu Prousta głosi, że każdy związek chemiczny ma stały skład jakościowy i ilościo-wy bez względu na pochodzeniu lub sposób jego otrzymania.`

CaCO3

nCa : nC : nO mCa : mC : mO

1 : 1 : 3 10 : 3 : 12

Skład procentowy związku chemicznego, czyli procent masowy zawartości każdego pierwiastka (%E) w związku chemicznym można obliczyć z proporcji lub ze wzoru:

%E – zawartość procentowa pierwiastka w związkumE – masa pierwiastka w próbcem – masa próbki

%E = mEm · 100%


Przykłady obliczeńOblicz masową procentową zawartość pierwiastków w cząsteczce etanolu o wzorze C2H5OH

Z proporcjiMC2H5OH = 46 g · mol–1

węgiel:46 g etanolu — 100%

24 g węgla — xx = 52,17% węgla

tlen:46 g etanolu — 100%

16 g tlenu — xx = 34,78% tlenu

wodór:100% – 52,17% – 34,78% = 13,05% wodoru

Ze wzoruMC2H5OH = 46 g · mol–1

węgiel:%C =

mCm · 100%

%C = 24 g46 g · 100% = 52,17%

tlen:%O =

mOm · 100%

%O = 16 g46 g · 100% = 34,78%

wodór:100% – 52,17% – 34,78% = 13,05% wodoru

Rachunkowe sposoby ustalania wzorów sumarycznych związków chemicznych

Obliczanie wzoru sumarycznego związku che-micznego o masie molowej 136 g · mol–1 i ma-sowym składzie procentowym pierwiastków:

Mg – 17,65%, S – 47,06%, O – 35,29%

Obliczanie wzoru sumarycznego związku che-micznego o masowym składzie procentowym

pierwiastków:Na – 34,59%, P – 23,31%, O – 42,10%

MgxSyOz

mMg = 136 · 0,1765 = 24 → x ≈ 2424 = 1

mS = 136 · 0,4706 = 64 → y ≈ 6432 = 2

mO = 136 · 0,3529 = 48 → z ≈ 4816 = 3

Wzór sumaryczny: MgS2O3

NaxPyOz

23x31y =

34,5923,31 →

xy =

34,59 · 3123,31 · 23 =

1072,29536,13 =

21

31x16y =

23,3142,10 →

yz =

23,31 · 1642,10 · 31 =

372,961305,1 =

27

xy =

21 oraz

yz =

27, zatem

xy =

42 oraz

yz =

27

Wzór sumaryczny: Na4P2O7

Przykład obliczaniaOblicz wzór sumaryczny węglowodoru wiedząc, że po spaleniu 0,1 mola tego związku otrzymano

2,2575 · 1023 cząsteczek tlenku węgla(IV) i 4,5 g wody

CxHy + O2 → CO2 + H2O

2,2575·1023 cz. CO2 → n = 0,375 mola CO24,5 g H2O → n = 0,25 mola H2O

CxHy : CO2 : H2O → 0,1 : 0,375 : 0,25 → 3 : 2CxHy + O2 → 3 CO2 + 2 H2O

Wzór sumaryczny węglowodoru: C3H4


STOSUNEK MOLOWY, MASOWY I OBJĘTOŚCIOWY REAGENTÓW REAKCJI

Poprawnie zapisane współczynniki stechiometryczne są podstawą ilościowej interpretacji przebiegu re-akcji chemicznej. Współczynniki stechiometryczne informują o molowych stosunkach reagentów. Zna-jąc masy molowe poszczególnych reagentów, można dokonać masowej interpretacji przebiegu reakcji, która podlega prawu zachowania masy.

Prawo zachowania masy Antoine Lavoisiera głosi, że łączna masa substratów użytych do reakcji jest równa łącznej masie produktów tej reakcji. Jeżeli w reakcji uczestniczą reagenty gazowe, warunkiem koniecznym do spełnienia prawa zachowania masy jest prowadzenie reakcji w naczyniu zamkniętym.

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

Interpretacjamolowa 4 mole 5 moli 4 mole 6 moli

Interpretacjailościowa 2,408 · 1024 3,01 · 1024 2,408 · 1024 3,612 · 1024

Interpretacjamasowa 68 g + 160 g = 120 g + 108 g

Objętościowy stosunek stechiometryczny gazowych reagentów reakcji

Zasada Avogadra głosi, że w równych objętościach dowolnych gazów znajduje się identyczna liczba drobin pod warunkiem, że pomiarów dokonano w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury.

O2 NO NH3 H2 CO2 N2


Z zasady Avogadra wynika, że objętość 1 mola każdego gazu w tych samych warunkach jest taka sama. W warunkach normalnych ciśnienia i temperatury (p = 1013 hPa, T = 273 K) wynosi ona 22,4 dm3.

Vmol = 22,4 dm3 · mol–1

Przykłady obliczeń

Oblicz objętość 2,5 mola tlenku węgla(IV) odmierzonego w warunkach normalnych

Oblicz liczbę moli cząsteczek metanu, które w warunkach normalnych zajmują objętość

0,28 dm3

1 mol cz. CO2 — 22,4 dm3 CO2 2,5 mola cz. CO2 — x

x = 56 dm3 CO2

1 mol cz. CH4 — 22,4 dm3 CH4 x — 0,28 dm3 CH4

x = 0,0125 mola cz. CH4

Oblicz masę amoniaku o objętości 336 dm3 odmierzonej w warunkach normalnych

Oblicz liczbę drobin jaka znajduje się w 0,07 dm3 gazu odmierzonego w warunkach

normalnych

17 g NH3 — 22,4 dm3 NH3 x — 336 dm3 NH3

x = 225 g NH3

6,02 · 1023 cz. gazu — 22,4 dm3 NH3 x — 0,07 dm3 gazu

x = 1,88 · 1021 cz. gazu

m – masa substancjiM – masa molowa substancjin – liczba moli drobinN – liczba drobinNA – liczba AvogadraV – objętość gazuVmol – objętość molowa gazu


n = V

Vmolm =

M · VVmol

N = V · NAVmol

Równanie Clapeyrona pozwala obliczyć objętość gazu w warunkach innych niż normalne.

p – ciśnienie [hPa]V – objętość gazu [dm3]n – liczba moli gazu [mol]T – temperatura [K],R – stała gazowa [R = 83,14 hPa · dm3 · mol–1 · K]

p · V = n · R · T

Prawo stałych stosunków objętościowych Gay–Lussaca głosi, że objętości substratów i produktów gazowych reakcji chemicznej, zmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają względem siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych (współczynników stechiometrycznych).

Interpretacja objętościowa równania przykładowej reakcji z udziałem reagentów gazowych (w j.o. – dowolnej jednostce objętościowej oraz w dm3 w warunkach normalnych):


4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

Interpretacja objętościowa

4 j.o. 5 j.o. 4 j.o. 6 j.o.

89,6 dm3 112 dm3 89,6 dm3 134,4 dm3

Uwaga!Zasada Avogadra i inne prawa gazowe nie mają zastosowania w przypadku cieczy i ciał stałych; np. 1 mol atomów żelaza, czy 1 mol ciekłej wody nie zajmują w warunkach normalnych objętości 22,4 dm3. Objętość cieczy lub ciała stałego (V) należy obliczyć z zależności, wiążącej ją z gęstością d i masą m tej substancji:

d = mV

STECHIOMETRIA REAKCJI CHEMICZNEJ

Stechiometryczne stosunki reagentów reakcji

Przykład 1.Przeprowadzono reakcję niekatalitycznego spalania amoniaku w tlenie:

4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O4 mole NH3 : 3 mole O2 → 2 mole N2 : 6 moli H2O

Oblicz masę azotu, jaka powstała w reakcji 11,2 dm3 amoniaku (odmierzonego w warunkach nor-malnych) z 0,375 mola tlenu.

4 · 22,4 dm3 NH3 — 2 · 28 g N2 11,2 dm3 NH3 — x

x = 7 g N2

3 mole O2 — 2 · 28 g N2 0,375 mola O2 — x

x = 7 g N2

Amoniak i tlen zmieszano w ilościach stechiometrycznych [4 mole NH3 : 3 mole O2], dlatego masa pro-duktu – azotu – obliczona z ilości obu substratów jest jednakowa.

Niestechiometryczne stosunki reagentów reakcji

Przykład 2.Przeprowadzono reakcję niekatalitycznego spalania amoniaku w tlenie:

4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O4 mole NH3 : 3 mole O2 → 2 mole N2 : 6 moli H2O


Oblicz objętość pary wodnej (w odniesieniu do warunków normalnych), jaka powstała w reakcji po zmieszaniu 0,2 mola amoniaku i 1,6 g tlenu.

4 mole NH3 — 6 · 22,4 dm3 H2O(g) 0,2 mola NH3 — x

x = 6,72 dm3 H2O(g)

3 · 32 g O2 — 6 · 22,4 dm3 H2O(g) 1,6 g O2 — x

x = 2,24 dm3 H2O(g)

Amoniak i tlen zmieszano w ilościach niestechiometrycznych, dlatego objętość produktu – pary wodnej – obliczona z ilości obu substratów nie jest jednakowa.W rzeczywistości w reakcji tej powstało 2,24 dm3 pary wodnej, ponieważ tlenu wystarczyło tylko na taką ilość produktu, podczas gdy amoniaku wystarczyłoby na utworzenie 6,72 dm3 pary wodnej. Amo-niak został zatem użyty w nadmiarze i pewna jego ilość pozostała nieprzereagowana w mieszaninie poreakcyjnej.

Oblicz, ile moli amoniaku pozostało nieprzereagowanych.

4 mole NH3 — 3 · 32 g O2 x — 1,6 g O2

x = 0,067 mola NH3 przereagowało

Liczba moli amoniaku, który nie przereagował:0,2 mola – 0,067 mola = 0,133 mola

Wydajność reakcji

Przykład 3.Przeprowadzono reakcję spalania siarkowodoru w tlenie:

2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O2 mole H2S : 3 mole O2 → 2 mole SO2 : 2 mole H2O

Oblicz masę tlenku siarki(IV) jaka powstała ze spalenia 3,612·1024 cząsteczek siarkowodoru, jeżeli wydajność reakcji wynosiła 90%.

2 · 6,02 · 1023 cz. H2S — 2 · 64 g SO2 3,612 · 1024 cz. H2S — x

x = 384 g SO2

384 g SO2 — 100% x — 90%

x = 345,6 g SO2

Ze stechiometrii reakcji spalania siarkowodoru wynika, że z 3,612·1024 cząsteczek H2S można uzyskać 384 g tlenku siarki(IV). Wydajność reakcji wskazuje jednak na to, że w wyniku przeprowadzonej reakcji otrzymano 90% tego, co można było uzyskać.

W praktyce laboratoryjnej wydajności reakcji są zazwyczaj mniejsze niż 100%. Powody: • większość reakcji to procesy odwracalne – produkty reakcji odtwarzają substraty, dlatego w mie-

szaninie reakcyjnej obecne są produkty i nieprzereagowane substraty; • czynnik ludzki / techniczny – reagent gazowy może ulotnić się z nieszczelnego naczynia la-

boratoryjnego, powodując straty; przenoszenie reagentów z naczynia do naczynia i czynności laboratoryjne z tym związane powodują straty, które także obniżają wydajność reakcji.


Przykład 4.Przeprowadzono reakcję spalania siarkowodoru w tlenie:

2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O2 mole H2S : 3 mole O2 → 2 mole SO2 : 2 mole H2O

Oblicz liczbę moli siarkowodoru, jaką należało użyć do reakcji, aby otrzymać 324 dm3 pary wod-nej (w odniesieniu do warunków normalnych), jeżeli wydajność reakcji wynosiła 90%.

324 dm3 H2O(g) — 90% x — 100%

x = 360 dm3 H2O(g)

2 mole H2S — 2 · 22,4 dm3 H2O(g) x — 360 dm3 H2O(g)

x = 16,07 moli H2S

Wydajność reakcji należy uwzględnić przy planowaniu syntezy chemicznej, jeżeli w wyniku reakcji ma być otrzymana konkretna ilość produktu.

Stechiometria mieszanin

Przykład 5.1 gram mieszaniny tlenku żelaza(II) i tlenku żelaza(III) poddano działaniu tlenku węgla(II), uzyskując 0,334 dm3 tlenku węgla(IV). Oblicz skład masowy mieszaniny tlenków żelaza.

Fe2O3 + 3 CO → 3 CO2 + 2 Fe FeO + CO → CO2 + Fe

m1 – masa tlenku żelaza(III) m2 – masa tlenku żelaza(II)

160 g Fe2O3 — 3 · 22,4 dm3 CO2 m1 g Fe2O3 — x

x = 0,42m1 dm3 CO2

72 g FeO — 22,4 dm3 CO2 m2 g FeO — x

x = 0,311m2 dm3 CO2

Z treści zadania i z obliczonych proporcji wiadomo, że:m1 + m2 = 1 g

0,42m1 + 0,311m2 = 0,334 dm3

Po rozwiązaniu układu równań uzyskuje się w wyniku:m1 = 0,21 g FeO

m2 = 0,79 g Fe2O3

PODSUMOWANIE

N

V

n m

NA, M

NA M

VmolVmol, NA Vmol, M

Schemat podsumowuje sposoby wyrażania informacji iloś-ciowych dotyczących materii:N – liczba drobin, n – liczba moli drobin, m – masa drobin, V – objętość drobin gazu

Na schemacie przedstawione zostały także niezbędne dane, które pozwalają uzyskać informacje ilościowe:NA – liczba Avogadro, M – masa molowa, Vmol – objętość molowa gazu

CHEMIA - pazdro.com.pl · 8 Chemia. ademecum maturalne Pierwiastek chemicznyjest to zbiór atomów...

Documents

Transcript of CHEMIA - pazdro.com.pl · 8 Chemia. ademecum maturalne Pierwiastek chemicznyjest to zbiór atomów...