Stechiometria reakcji brzmi jak coś, czym straszą, a to zwykłe „ile czego wejdzie, tyle czegoś wyjdzie”. Prawo zachowania masy pilnuje, żeby nic nie zniknęło, a Ty tylko przeliczasz wszystko na mole i jedziesz z proporcją ze zbilansowanego równania. Weźmiemy cztery prawdziwe zadania, każde na filmie. Lecimy.
Zanim wskoczymy w zadania, jeden schemat
Za każdym razem tańczysz ten sam „stechiometryczny taniec”: (1) zapisujesz i bilansujesz równanie, (2) dane z zadania zamieniasz na mole, (3) z proporcji odczytanej ze współczynników liczysz mole szukanego reagenta, (4) mole zamieniasz z powrotem na to, o co pytają: gramy, dm3, liczbę cząsteczek. Wszystko przechodzi przez mole, zawsze. To co, sprawdzamy?
Ogrzewano próbkę chloranu(V) potasu, w wyniku czego uzyskano beztlenową sól oraz gaz, który w warunkach normalnych zajmuje 448 ml. Oblicz masę KClO3 użytego w reakcji.
Rozwiązanie tłumaczę na filmie:
Pokaż rozwiązanie
Beztlenowa sól to KCl, a wydzielający się gaz to tlen. Bilansujemy:
Tlen na mole (1 mol gazu w n.n. to 22,4 dm3): nO₂ = 0,448 / 22,4 = 0,02 mola.
Z równania 2 mole KClO3 dają 3 mole O2, więc nKClO₃ = 0,02 · (2/3) = 0,0133 mola.
Masa (MKClO₃ = 122,5 g/mol): m = 0,0133 · 122,5.
Związek X poddano analizie spaleniowej. W wyniku spalenia 70 g (1 mola) tego związku powstało 220 g CO2 i 90 g H2O. Podaj wzór sumaryczny związku X.
Rozwiązanie tłumaczę na filmie:
Pokaż rozwiązanie
Cały węgiel przeszedł do CO2, cały wodór do H2O. Liczymy wstecz:
nCO₂ = 220 / 44 = 5 moli ⟶ 5 moli atomów C ⟶ mC = 60 g
nH₂O = 90 / 18 = 5 moli ⟶ 10 moli atomów H ⟶ mH = 10 g
Masy się sumują: 60 + 10 = 70 g, czyli tyle, ile ważył 1 mol X. Tlenu nie ma.
W jednej cząsteczce: 5 atomów C i 10 atomów H.
Tlenek pewnego metalu o wzorze ogólnym M2O3 w ilości 0,319 g zredukowano wodorem do czystego metalu i wody, na co zużyto 12 mg wodoru. Zidentyfikuj metal M.
Rozwiązanie tłumaczę na filmie:
Pokaż rozwiązanie
Bilansujemy reakcję redukcji:
Wodór na mole: nH₂ = 0,012 / 2 = 0,006 mola.
Z równania 3 mole H2 przypadają na 1 mol M2O3, więc nM₂O₃ = 0,006 / 3 = 0,002 mola.
Masa molowa tlenku: M = 0,319 / 0,002 = 159,5 g/mol. Stąd 2·MM + 48 = 159,5, czyli MM = 55,75 g/mol.
Kwas cyjanowodorowy HCN powstaje w dwuetapowej syntezie:
2 NO + 2 CH4 ⟶ 2 HCN + 2 H2O + H2
Oblicz masę HCN powstałą z 5,1 g amoniaku oraz objętość tlenu potrzebnego do reakcji z tą ilością amoniaku (pomiar pod ciśnieniem 904 hPa w temperaturze 5 °C).
Rozwiązanie tłumaczę na filmie:
Pokaż rozwiązanie
Amoniak na mole: nNH₃ = 5,1 / 17 = 0,3 mola.
Śledzimy azot przez łańcuch. Z pierwszego równania 4 mole NH3 dają 4 mole NO (stosunek 1 : 1), więc 0,3 mola NH3 ⟶ 0,3 mola NO. Z drugiego równania 2 mole NO dają 2 mole HCN (też 1 : 1), więc 0,3 mola NO ⟶ 0,3 mola HCN.
Masa HCN (M = 27 g/mol): m = 0,3 · 27 = 8,1 g.
Tlen. Z pierwszego równania 4 mole NH3 wymagają 5 moli O2, więc nO₂ = 0,3 · (5/4) = 0,375 mola. Objętość z pV = nRT (T = 5 °C = 278 K):
To dopiero wycinek
Masa nigdzie nie ucieka, a wszystko sprowadza się do moli.
Skoro stechiometria reakcji przestała straszyć, w kursie masz jej pełną wersję: reakcje z nadmiarem substratu, wydajność, mieszaniny, analiza spaleniowa. Wszystko po ludzku: teoria po ludzku, filmy i zestaw zadań z pełnymi rozwiązaniami, krok po kroku, aż po maturę.
To wycinek z lekcji o stechiometrii reakcji i prawie zachowania masy. W kursie omawiam też reakcje z substratem w nadmiarze, obliczanie wydajności oraz pełen zestaw zadań maturalnych z tego działu.
Rozkładam maturę z chemii na czynniki pierwsze, krok po kroku
Cała teoria i zadania wytłumaczone po ludzku, z filmami do wielu z nich, tak żeby chemia w końcu miała sens. Zobacz kurs maturalny, albo zacznij od darmowego kursu i sprawdź, jak tłumaczę, zanim cokolwiek wydasz.