• Nie Znaleziono Wyników

Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z chemii dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego Inżynieria i Gospodarka Wodna w ramach projektu „Era inżyniera – pewna lokata na przyszłość”

N/A
N/A
Protected

Academic year: 2021

Share "Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z chemii dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego Inżynieria i Gospodarka Wodna w ramach projektu „Era inżyniera – pewna lokata na przyszłość”"

Copied!
10
0
0

Pełen tekst

(1)

Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z chemii

dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego

Inżynieria i Gospodarka Wodna

w ramach projektu „Era inżyniera – pewna lokata na przyszłość”

Opracował: dr inż. Tadeusz Lemek

(2)

Podstawowe prawa chemiczne i obliczenia stechiometryczne 1. Podstawowe pojęcia chemiczne

1 unit – atomowa jednostka masy – 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C, wynosi 1,66 ∙ 10-24 g = 1,66 ∙ 10-27 kg.

Masa atomowa – masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy np. mat S = 32u. Masa atomowa wyraża ile razy masa atomu danego pierwiastka jest większa od atomowej jednostki masy.

Masa cząsteczkowa – masa cząsteczki wyrażona w unitach, liczbowo równa sumie mas atomów, które wchodzą w skład cząsteczki np. Mcz H2SO4 = 2 ∙ 1u + 1 ∙ 32u + 4

∙ 16u = 98u

Mol – jednostka liczności materii – liczność cząstek materii (atomów, jonów, cząsteczek itd.) równa liczbie atomów zawartych w 12g izotopu węgla 12C.

Liczba Avogadro (NA) – wyraża liczbę cząstek w jednym molu materii, jest równa liczbie atomów węgla w 12g izotopu węgla 12C i wynosi w przybliżeniu NA= 6,023 ∙ 1023 .

Masa molowa (Mmol) – jest to masa jednego mola cząstek materii (jonów, atomów, cząsteczek itd.) wyrażona w gramach. Liczbowo równa jest masie atomowej (dla pierwiastków występujących w stanie atomowym) lub masie cząsteczkowej (dla cząsteczek). Przykładowo, masa jednego mola cząsteczek O2 = 32g (Mmol O2 = 32 g/mol).

(3)

Przykład 1.

Oblicz objętość, którą w warunkach normalnych zajmą następujące gazy:

a) 0,602 ∙ 1023 cząsteczek wodoru

Rozwiązanie:

1 mol cząsteczek wodoru w warunkach normalnych zajmuje objętość 22,4 dm3 i w tym jednym molu jest 6,023 ∙ 1023 cząsteczek wodoru. Więc 0,602 ∙ 1023 cząsteczek wodoru zajmie objętość, którą można obliczyć zgodnie z proporcją:

6,023 ∙ 1023 - 22,4 dm3

0,602 ∙ 1023 - x dm3 x = 2,24 dm3 b) 2,602 ∙ 1023 cząsteczek tlenu

Idąc tym samym tokiem rozumowania układamy proporcję, z której obliczamy objętość zajmowaną przez 2,602 ∙ 1023 cząsteczek tlenu.

6,023 ∙ 1023 - 22,4 dm3

2,602 ∙ 1023 - y dm3 y = 9,68 dm3

Zadanie 1.

Jaką liczbę moli stanowi:

a) 6 g wodoru cząsteczkowego b) 10 dm3 tlenu

(4)

2. Podstawowe prawa chemiczne

Prawo zachowania masy (A. Lavoisier) – w układzie zamkniętym - masa substratów równa jest masie produktów.

Prawo stałości składu (L. Proust) – dla danego związku chemicznego stosunek wagowy pierwiastków jest stały i ściśle określony.

Prawo Avogadro – jednakowe objętości różnych gazów, znajdujące się w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, zawierają taką samą ilość cząsteczek lub atomów. 1 mol dowolnego gazu w warunkach normalnych zawiera 6,023 ∙ 1023 cząsteczek lub atomów.

Prawo prostych stosunków objętościowych (Gay-Lussaca) – objętości reagentów gazowych biorących udział w reakcji chemicznej, mierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie jak proste liczby całkowite (równe stosunkowi molowemu reagentów).

np. dla reakcji N2 + 3H2 = 2 NH3

V[N2] : V[H2] : V[NH3] = 1:3:2

Prawo działania mas (Guldberga, Waagego) – w stanie równowagi chemicznej, stosunek iloczynu stężeń produktów podniesionych do odpowiednich potęg do iloczynu stężeń substratów podniesionych do odpowiednich potęg, jest wielkością stałą w danej temperaturze dla danej reakcji.

(5)

rozpocznie się przemiana, zmierzająca do osiągnięcia nowego stanu równowagi.

Objętość molowa gazu doskonałego, do którego przyrównywane są gazy rzeczywiste, w warunkach normalnych wynosi 22,4 dm3. W warunkach innych niż normalne, objętość gazów sprowadza się do warunków normalnych wykorzystując prawa gazowe. Z praw tych wynika, że związek pomiędzy objętością (V), ciśnieniem (p) i temperaturą bezwzględną (T) danej masy gazu można przedstawić zgodnie z równaniem:

poVo/To = p1V1/T1 (m = const.)

gdzie:

po, Vo, To – parametry gazu w warunkach normalnych p1, V1, T1 – parametry gazu w stanie 1

Po uwzględnieniu liczby moli gazu i prawa Avogadro otrzymujemy równanie stanu gazu doskonałego nazywane również równaniem Clapeyrona.

Równanie Clapeyrona

pV = nRT gdzie: p – ciśnienie [Pa]

V – objętość gazu [dm3] n – ilość moli gazu

R – stała gazowa = 8,31 J/mol∙K T – temperatura [K]

(6)

Obliczenia stechiometryczne są obliczeniami chemicznymi przeprowadzanymi dzięki znajomości wzorów związków chemicznych i równań reakcji. Równanie reakcji przedstawia jakościowy i ilościowy charakter zmian jakim zostają poddane poszczególne reagenty w toku reakcji chemicznej, zobrazowane przy pomocy wzorów związków chemicznych i symboli pierwiastków.

Obliczenia wg zapisu równań reakcji chemicznych (Przykład 3)

Oblicz ile gramów i ile moli żelaza należy rozpuścić w nadmiarze kwasu siarkowego(VI) aby otrzymać 10g siarczanu(VI) żelaza(II).

Rozwiązanie:

Obliczenie stechiometryczne należy rozpocząć od poprawnego zapisu równania reakcji i uzgodnienia współczynników stechiometrycznych.

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

W reakcji tej interesującymi reagentami są żelazo i siarczan(VI) żelaza(II).

Z równania reakcji wynika, że z jednego mola żelaza w wyniku reakcji z kwasem siarkowym(VI) powstaje jeden mol soli – siarczanu(VI) żelaza(II). Błąd przy zapisie reagentów a następnie złe uzgodnienie równania reakcji chemicznej prowadzi do fałszywego wyniku.

Zapis ten można przedstawić jako: 1 mol Fe → 1 mol FeSO4

który następnie zamieniamy na postać mas molowych, dogodniejszych do obliczeń przeprowadzonych zgodnie z regułami proporcji:

56g Fe → 152g FeSO4

x g Fe → 10g FeSO4 x g Fe = 10g·56g/152g = 3,68gFe

1 mol żelaza waży 56g więc 3,68g żelaza zawarte jest w:

1 mol Fe – 56g

y mol Fe – 3,68g y mol Fe = 0,06 mola Fe Przykład 4.

(7)

normalnych.

(8)

Rozwiązanie:

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2 ↑ 1 mol Zn → 1 mol H2

Uwzględniając masę molową cynku i objętość 1 mola H2 w warunkach normalnych (Vmol = 22,4 dm3) oblicza się masę cynku potrzebną do uzyskania 30 dm3 wodoru w oparciu o równanie reakcji

65 g Zn → 22,4 dm3 x g Zn → 30 dm3 x g Zn = 87,05g Zn

ponieważ cynk zawiera zanieczyszczenia, trzeba doliczyć 5% do wartości wynikającej z równania reakcji, które będą przypadały na zanieczyszczenia.

Można to obliczyć z następującej proporcji:

87,05g - 100%

y g – 5%

y = 4,35g zanieczyszczeń

Całkowita masa cynku (wraz z zanieczyszczeniami) jest sumą czystego cynku i zanieczyszczeń czyli: 87,05g + 4,35g = 91,4g.

Zadania:

1. Oblicz jaką objętość w warunkach normalnych zajmie 14g tlenku węgla(II).

2. Podczas prażenia 100kg wapienia otrzymano 20m3 tlenku węgla(IV) w warunkach normalnych. Oblicz, jaki procent masy w użytym do reakcji wapieniu stanowiły zanieczyszczenia a ile czysty węglan wapnia.

3. Ile dm3 tlenu odmierzonego w warunkach normalnych należy użyć w reakcji z wodorem aby uzyskać 5g H2O.

4. Jaka objętość wodoru odmierzonego w warunkach normalnych wydzieli się w

(9)

Określ ile moli i ile gramów tego tlenku powstało w wyniku tej reakcji.

6. Oblicz ile gramów osadu siarczanu(VI) baru powstanie w wyniku reakcji 3g chlorku baru z kwasem siarkowym(VI).

7. Siarkowodór otrzymuje się w wyniku reakcji kwasu chlorowodorowego z siarczkiem żelaza(II). Ile gramów siarkowodoru powstanie w wyniku reakcji 5g siarczku żelaza(II) z kwasem chlorowodorowym i jaką objętość zajmie otrzymany siarkowodór w warunkach normalnych.

8. Ile m3 wodoru odmierzonego w warunkach normalnych otrzyma się w reakcji 50g sodu z wodą?

9. W wyniku reakcji magnezu z rozcieńczonym kwasem siarkowym(VI) wydzieliło się 18 dm3 wodoru w warunkach normalnych. Ile waży otrzymany wodór i jaką ilość magnezu wzięto do reakcji żeby otrzymać taką objętość wodoru.

10. Oblicz procentową zawartość miedzi w pięciowodnym siarczanie(VI) miedzi(II).

11. Oblicz ilość cząsteczek tlenku węgla(IV) zawartych w 75cm3 tego gazu odmierzonego w warunkach normalnych.

12. Podczas rozkładu chloranu(V) potasu powstają: tlen i chlorek potasu zgodnie z równaniem reakcji: KClO3 = 3/2O2 + KCl

Ile moli tlenu otrzyma się w wyniku rozkładu 4 moli tej soli i jaką objętość w warunkach normalnych zajmie wydzielający się gaz.

(10)

13. Ile gramów amoniaku wydzieli się w reakcji rozkładu 15g siarczanu(VI) amonu pod wpływem wodorotlenku potasu? Jaką objętość zajmie w warunkach normalnych wydzielający się amoniak?

Cytaty

Powiązane dokumenty

Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z matematyki dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego..

Wykazać, że każdy wyraz tego ciągu (poza pierw- szym) jest równy różnicy wyrazów sąsiednich8. Wyznaczyć cztery liczby, z których 3 pierwsze tworzą ciąg geometryczny, 3

2. Na pewnym kole opisano kwadrat i w to koło wpisano kwadrat. Różnica pól tych kwadratów jest równa 5. W okrąg wpisano kwadrat i na tym samym okręgu opisano trójkąt

Jaka objętość wodoru odmierzonego w warunkach normalnych wydzieli się w wyniku reakcji 5g magnezu z nadmiarem kwasu fosforowego(V).. Podczas spalenia w tlenie 10g magnezu

W obliczeniach dotyczących stężeń roztworów zakłada się, że masy składników i roztworów są addytywne, a to oznacza, że masa danego roztworu jest sumą mas wszystkich

Dysponując roztworem, którego stężenie procentowe jest znane oraz znana jest gęstość tego roztworu można, dokonując odpowiednich przeliczeń, uzyskać informację

Oblicz stopień dysocjacji elektrolitu, wiedząc, że w roztworze znajduje się 0,3 mola cząsteczek zdysocjowanych i 0,9 mola cząsteczek, które nie uległy dysocjacji

Projekt „Era inżyniera – pewna lokata na przyszłość” jest współfinansowany przez Unię Europejską w ramach Europejskiego Funduszu